O documento resume a história da química e dos modelos atômicos, desde a ideia de átomos indivisíveis de Demócrito e Dalton até os modelos quânticos de hoje. Aborda os modelos de Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld e Heisenberg, e conceitos como íons, elementos químicos e semelhanças atômicas.

1. Química:
História e Conceitos
Acadêmico: Jean Paulo Mendes Alves

2. A História
os compostos;
Leucipo e Demócrito 478 a.C. - universo
composto por átomos;
Boyle 1627- estuda o comportamento dos gases,
volume e inversamente proporcional a pressão;
Newton 1642- pequenas partículas com certos
poderes, virtudes e forças;
Lavoisier 1743 - uma substância só pode ser
considerada elementar se não se subdividir.

3. Estrutura Atômica
• O átomo
• Modelo de Dalton
• John Dalton explicou pela primeira
vez as reações químicas admitindo a
existência de átomos.
• Para ele, todas a substâncias eram
formadas por partículas muito
pequenas e indivisíveis – átomos que
não se destruíam durante as reações.

4. O Modelo Atômico de
Dalton
PRINCÍPIOS:
•A matéria é formada por partículas
extremamente pequenas;
•Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e
indivisíveis;
•Átomos que apresentam mesmas propriedades
(tamanho, massa e forma) constituem um
elemento químico;
•Átomos de elementos diferentes possuem
propriedades diferentes;
•Uma reação química nada mais é do que a
união e separação de átomos.
1776-1844

5. Modelo de Thomson
• Em 1897 Thomson devido a experiências
anteriores realizadas por William Crookes ( tubos
de raios catódicos) realizou descargas elétricas em
gases ( feixe de luzes do polo negativo, cátodo,
para o positivo, ânodo);
• Segundo Thomson, o átomo seria uma esfera
maciça e positiva com as cargas negativas
distribuídas, ao acaso, na esfera;
• A quantidade de cargas positivas e negativas
seriam iguais e, dessa forma, o átomo seria
eletricamente neutro.
1856-1940

6. Modelo de Thomson
PRINCÍPIOS:
• Os átomos são divisíveis;
• A maior parte do átomo é constituída por uma esfera
maciça de carga elétrica positiva;
• No interior do átomo existirão incrustadas pequenas
partículas de carga elétrica negativa - os elétrons;

7. O Modelo Atômico
de Thomson
O modelo proposto por Thomson ficou conhecido como
"pudim com passas”.

8. O Modelo Atômico
de Rutherford
Rutherford executou o seguinte experimento:
•Uma fonte de partículas a foi colocada na boca de um
detector circular;
•As partículas a foram lançadas através de um pedaço de
chapa de ouro;
•A maioria das partículas a passaram diretamente
através da chapa, sem desviar;
•Algumas partículas a foram desviadas com ângulos
grandes;
•Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o
resultado de Rutherford seria impossível.
1871 -1937

9. Película fina
de ouro
Fonte de
partículas α
Partícula não
desviada
Partícula
desviada
Tela
fluorescente
Experimento de
Rutherford:

10. • A maioria das partículas atravessa a chapa sem sofrer
desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga
negativa difusa de massa baixa − o elétron;
• Para explicar o pequeno número de desvios das
partículas α, o centro ou núcleo do átomo deve ser
constituído de uma carga positiva densa;
• O átomo consiste de entidades neutras, positivas e
negativas (prótons, elétrons e nêutrons).

11. Modelo de NIELS BOHR
• Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo;
• Cada uma dessa órbitas tem energia constante (estacionária);
• Quanto mais afastadas maior quantidade de energia;
• Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta
para uma órbita mais energética;
• Quando retorna libera a mesma quantidade de energia em
forma de onda eletromagnética (luz).( K, L, M, N, O, P, Q...);
• Linus Pauling representou em forma gráfica os sub níveis de
energia ( s, p, d, f...).
1885 - 1962

12. Modelo de Arnold
Sommerfeld
• Trocou as órbitas circulares de Bohr
por órbitas elípticas;
• Com esse procedimento, deu mais
flexibilidade para os cálculos teóricos
explicarem fenômenos atômicos
observados.
1868-1951

13. Modelo de Quântico de
Heisenberg
O Principio da Incerteza:
•É impossível determinar, com absoluta
precisão, a velocidade e a posição de um
elétron em um átomo;
•Não existe uma órbita definida para o
elétron, assim os orbitais podem ser
considerados nuvens que correspondem as
regiões de máxima probabilidade de
encontrar um elétron;
•Os números quânticos são: o principal,
secundário ou azimutal, magnético e spin.
1901 -1976

14. • n - principal- representa o
nível
Nº máximo de elétrons
2 8 18 32 32 18 8
• Número Quântico
Secundário ou Azimutal
l = representam os subníveis.
K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
s 2
p 6
d 10
f 14
0 1 2 3
Sódio = amarelo
Cálcio= vermelho
Bário= verde
Potássio= violeta

15. • Nº Quântico Terciário ou Magnético m ou ml
Números que correspondem aos orbitais. São
representados pelos símbolos m ou ml:
Subnível s 2e-
1 orbital
Subnível p 6e-
3 orbitais
Subnível d 10e-
5 orbitais
Subnível f 14e-
7 orbitais
• Nº Quântico Quaternário ou Spin
São os números que representam os movimentos
de rotação do elétron.
Seu símbolo é ms
Podem ser: + ½ ou - ½

16. O Átomo na Modernidade

17. O Íon
• Conceito: É a espécie química que apresenta o número de
prótons diferente do número de elétrons;
• Tipos: Cátions e ânions;
• Cátions: Eles se formam quando um átomo perde um ou
mais elétrons, resultando num sistema eletricamente
positivo;
• Ânions: Formam-se quando um átomo recebe um ou mais
elétrons.

18. Íons

19. Elemento Químico
• Conceito: é um conjunto formado por átomos de
mesmo número atômico;
• Cada elemento químico corresponde um número
atômico (Z);
ZX A
Fluorita, minério de fluoreto de
cálcio, CaF2. Tem brilho vítreo,
é transparente. Fica opaca
quando a cor é muito intensa. A
amostra também alguns cristais
brancos de barita (BaSO4).

20. Semelhanças Atômicas
• Isótopos - são átomos que apresentam o mesmo número
atômico (Z) mas diferentes massas (A);
• Isóbaros - são átomos que apresentam diferentes
números atômicos (Z), mas mesmo número de massa (A);
• Isótonos - são átomos que apresentam o mesmo número
de nêutrons (n), mas diferentes números atômicos e de
massa;
• Isoeletrônicos - são átomos e íons que aprestam a
mesma quantidade de elétrons.

21. ISÓTOISÓTOPPOSOS
• ÁTOMOS QUE APRESENTAM O MESMO NÚMERO
ATÔMICO, MAS APRESENTAM DIFERENTES NÚMEROS
DE MASSA.

22. SÓTOPOS DO HIDROGÊNIOSÓTOPOS DO HIDROGÊNIO
99,985 % 0,015 % 10-7
%

23. ISÓBAROS
ÁTOMOS QUE APRESENTAM DIFERENTES NÚMEROS
ATÔMICOS, MAS QUE POSSUEM O MESMO NÚMERO DE
MASSA.
Ca
40
20
Ar
40
18

24. ISÓTOISÓTONNOSOS
ÁTOMOS QUE APRESENTAM O MESMO NÚMERO DE
NÊUTRONS, MAS DIFERENTES NÚMEROS ATÔMICOS E DE
MASSA.
Mg
26
12
Si
28
14
N = 26 -12 = 14 N = 28 -14 = 14

25. ISOISOELEELETRÔNICOSTRÔNICOS
ÁTOMOS E ÍONS QUE APRESENTAM A MESMA
QUANTIDADE DE ELÉTRONS.
Na+
23
11
O-2
16
8
P = 11
N = 12
E = 10
P = 8
N = 8
E = 10

26. BIBLIOGRAF
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• http://pt.wikipedia.org/wiki/Modelo_at
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• http://www.cosmofisica.org/IMAGENES/DIAGRMAS%20EN
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• http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/92/Rutherford_at
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• http://www.alunosonline.com.br/upload/conteudo/images/atomo-de-
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• http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/7/75/Somm
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• http://ciencia.hsw.uol.com.br/atomos8.htm. Acesso em: 10/08/2013;
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