Modelos Atômicos
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Estudo dos modelos atômicos, cientistas e principais experimentos da história da química para estudantes.
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Cartões · 20
- Modelo Atômico Filosófico
- Demócrito e Leucipo. Baseado na dedução filosófica, sem experimentos. Átomo como partícula indivisível e constituinte fundamental de toda a matéria.
- Modelo da Bola de Bilhar
- John Dalton (1808). Baseado nas leis ponderais. Átomo como esfera maciça, indivisível, indestrutível, homogênea e neutra.
- Leis ponderais na teoria de Dalton
- Lavoisier e Proust. Reações químicas interpretadas como rearranjo de átomos indestrutíveis com massas fixas.
- Descoberta dos Elétrons
- J.J. Thomson (1897). Experimento com tubo de raios catódicos. Constatou feixe desviado por campos elétricos, provando carga negativa.
- Modelo do Pudim de Ameixas
- J.J. Thomson (1898). Esfera contínua de carga positiva com elétrons incrustados, garantindo a neutralidade elétrica do átomo.
- Experimento da Folha de Ouro
- Ernest Rutherford (1911). Bombardeamento de folha de ouro com partículas alfa. A maioria atravessou direto e poucas sofreram grande desvio.
- Modelo Planetário
- Ernest Rutherford (1911). Núcleo pequeno, denso e positivo, rodeado por uma eletrosfera imensa e praticamente vazia onde giram elétrons.
- Descoberta do Próton
- Ernest Rutherford (1919). Experimento de transmutação nuclear bombardeando gás nitrogênio com partículas alfa.
- Descoberta do Nêutron
- James Chadwick (1932). Bombardeamento de berílio com radiação alfa. Identificou partículas neutras de massa similar aos prótons no núcleo.
- Falha do modelo de Rutherford
- Segundo a física clássica, elétrons acelerados emitiriam radiação contínua, perdendo energia e colidindo contra o núcleo, inviabilizando o átomo.
- Modelo dos Níveis de Energia
- Niels Bohr (1913). Baseado no espectro de emissão do hidrogênio e física quântica. Elétrons orbitam em níveis discretos de energia circular.
- Salto Quântico
- Niels Bohr (1913). Elétron absorve energia e salta para órbita externa; ao retornar, emite um fóton com energia equivalente à diferença dos níveis.
- Órbitas Elípticas
- Arnold Sommerfeld (1916). Análise de linhas finas nos espectros atômicos. Propôs órbitas elípticas e a existência de subníveis de energia (s, p, d, f).
- Natureza Dual da Matéria
- Louis de Broglie (1924). Dedução teórica. O elétron apresenta comportamento simultâneo de partícula e onda eletromagnética.
- Princípio da Incerteza
- Werner Heisenberg (1927). Dedução matemática. É impossível determinar simultaneamente e com precisão a posição e a velocidade de um elétron.
- Equação de Onda
- Erwin Schrödinger (1926). Formulação matemática quântica que descreve o comportamento probabilístico da onda do elétron no espaço.
- Conceito de Orbital Atômico
- Erwin Schrödinger (1926). Região tridimensional de máxima probabilidade de se encontrar o elétron ao redor do núcleo.
- Modelo da Nuvem Eletrônica
- Schrödinger, Heisenberg e Born. Átomo atual onde elétrons não têm órbitas fixas, mas densidades de probabilidade ao redor do núcleo.
- Princípio de Exclusão de Pauli
- Wolfgang Pauli (1925). Análise quântica. Dois elétrons em um mesmo átomo não podem compartilhar os mesmos quatro números quânticos.
- Regra de Hund
- Friedrich Hund (1927). Espectroscopia. Em orbitais de mesma energia, elétrons distribuem-se ocupando o máximo de orbitais com spins paralelos.