Modelos Atômicos

Cartões · 50

Átomo na Grécia Antiga (Demócrito e Leucipo)

Século V a.C.; concepção puramente filosófica de que a matéria era formada por partículas indivisíveis, maciças e eternas denominadas átomos.

Teoria dos quatro elementos (Aristóteles)

Grécia Antiga (séc. IV a.C.); opôs-se ao atomismo afirmando que toda matéria era contínua e composta por terra, ar, fogo e água, ideia que perdurou até a Idade Moderna.

Modelo de Dalton (contexto histórico)

Proposto por John Dalton em 1808, baseado nas leis ponderais de Lavoisier (conservação da massa) e Proust (proporções definidas).

Modelo da Bola de Bilhar

Dalton (1808); átomo concebido como uma esfera maciça, indivisível, indestrutível, homogênea e eletricamente neutra.

Postulado de Dalton sobre elementos químicos

Átomos de um mesmo elemento possuem massas e propriedades idênticas; átomos de elementos diferentes diferem em massa e propriedades.

Reação química segundo Dalton

Consiste apenas no rearranjo, separação ou combinação de átomos, sem que ocorra a criação ou destruição de novos átomos.

Limitação do modelo de Dalton

Não conseguia explicar a natureza elétrica da matéria, a existência de subpartículas nem fenômenos como a radioatividade.

Experimento dos Raios Catódicos

Realizado por William Crookes e aprofundado por J.J. Thomson (1897); demonstrou que a matéria continha partículas com carga negativa e massa reduzida.

Descoberta do elétron

J.J. Thomson em 1897; primeira partícula subatômica identificada, quebrando o dogma da indivisibilidade do átomo.

Modelo de Thomson (Pudim de Passas)

J.J. Thomson (1898); esfera de carga elétrica positiva contínua e não maciça, com elétrons incrustados uniformemente em sua superfície para manter a neutralidade.

Natureza elétrica no modelo de Thomson

Primeiro modelo atômico a introduzir a divisibilidade do átomo e a presença de cargas elétricas positivas e negativas.

Experimento da gota de óleo

Robert Millikan (1909); determinou experimentalmente o valor da carga fundamental do elétron (-1,6 x 10^-19 C).

Experimento da folha de ouro (Geiger e Marsden)

Rutherford (1911); bombardeamento de fina lâmina de ouro com partículas alfa para analisar seus desvios e comprovar a distribuição da massa atômica.

Observações do experimento de Rutherford

A maioria das partículas alfa atravessava a lâmina sem desvios, poucas sofriam grandes desvios e raras partículas ricocheteavam.

Conclusões do experimento de Rutherford

O átomo é formado por imensos espaços vazios, possuindo um núcleo central muito pequeno, denso e positivo, cercado por elétrons distantes.

Modelo Planetário de Rutherford

Ernest Rutherford (1911); núcleo denso positivo cercado por uma eletrosfera com elétrons girando em órbitas circulares concêntricas.

Descoberta do próton

Ernest Rutherford (1919); identificação de partículas com carga unitária positiva situadas no núcleo do átomo.

Falha física do modelo de Rutherford

Pela eletrodinâmica clássica de Maxwell, cargas aceleradas perdem energia na forma de radiação; assim, os elétrons colapsariam no núcleo.

Descoberta do nêutron

James Chadwick (1932); comprovou a presença de partículas sem carga elétrica e com massa próxima à do próton no núcleo atômico.

Teoria Quântica de Planck (contexto para Bohr)

Max Planck (1900); estabeleceu que a energia é emitida ou absorvida não de forma contínua, mas em pacotes discretos chamados quanta.

Modelo de Bohr (Rutherford-Bohr)

Niels Bohr (1913); aprimorou o modelo de Rutherford aplicando a quantização de energia aos elétrons no átomo de hidrogênio.

Órbitas estacionárias de Bohr

Os elétrons giram ao redor do núcleo em níveis circulares bem definidos sem emitir ou absorver radiação enquanto permanecem na mesma órbita.

Salto quântico

Bohr (1913); ao absorver um fóton de energia específica, o elétron salta para uma órbita mais externa; ao retornar, emite um fóton de energia idêntica.

Espectros de emissão atômica

Linhas discretas de cores emitidas por elementos excitados, explicadas por Bohr através das transições eletrônicas entre níveis de energia quantizados.

Limitação do modelo de Bohr

Explicava com precisão apenas sistemas com um único elétron (hidrogênio ou íons hidrogenoides), falhando para átomos polieletrônicos.

Modelo de Sommerfeld

Arnold Sommerfeld (1916); propôs a existência de órbitas elípticas além das circulares, introduzindo a ideia de subníveis de energia (s, p, d, f).

Dualidade onda-partícula

Louis de Broglie (1924); postulou que toda partícula material em movimento, especialmente o elétron, exibe comportamento corpuscular e ondulatório simultaneamente.

Princípio da Incerteza de Heisenberg

Werner Heisenberg (1927); é impossível determinar com precisão e ao mesmo tempo a posição e a quantidade de movimento (velocidade) de um elétron.

Equação de Schrödinger

Erwin Schrödinger (1926); equação diferencial que descreve o comportamento probabilístico da função de onda do elétron no espaço tridimensional.

Conceito de Orbital Atômico

Modelo Quântico (1926); região tridimensional ao redor do núcleo onde é máxima a probabilidade de se encontrar o elétron (substitui a ideia de órbita fixa).

Modelo da Nuvem Eletrônica

Modelo atual da Mecânica Quântica; elétrons não descrevem trajetórias fixas, mas formam uma nuvem difusa de probabilidade ao redor do núcleo.

Número quântico principal (n)

Indica o nível de energia e o tamanho médio do orbital (camadas de 1 a 7 ou K a Q).

Número quântico secundário ou azimutal (l)

Determina a forma geométrica do orbital e o subnível de energia (s=0, p=1, d=2, f=3).

Número quântico magnético (ml)

Indica a orientação espacial do orbital atômico diante de um campo magnético externo.

Número quântico de spin (ms)

Representa o momento angular intrínseco do elétron, associado convencionalmente à sua orientação magnética interna (+1/2 ou -1/2).

Princípio da Exclusão de Pauli

Wolfgang Pauli (1925); dois elétrons no mesmo átomo nunca podem apresentar os quatro números quânticos rigorosamente iguais.

Regra de Hund

Friedrich Hund (1927); em orbitais de mesma energia (degenerados), os elétrons devem ser distribuídos com spins paralelos antes de iniciar o pareamento.

Diagrama de Linus Pauling

Método gráfico utilizado para distribuir os elétrons na eletrosfera em ordem crescente de energia dos subníveis atômicos.

Número Atômico (Z)

Definido por Henry Moseley (1913); representa a quantidade de prótons no núcleo e define a identidade química do elemento.

Número de Massa (A)

Soma da quantidade total de prótons (Z) e de nêutrons (N) presentes no núcleo atômico: A = Z + N.

Isótopos

Átomos que possuem o mesmo número de prótons (mesmo elemento químico), mas diferem no número de nêutrons e no número de massa.

Isóbaros

Átomos de elementos químicos distintos que possuem o mesmo número de massa (A), mas números atômicos (Z) diferentes.

Isótonos

Átomos de elementos químicos distintos que apresentam o mesmo número de nêutrons (N), diferindo em Z e A.

Espécies Isoeletrônicas

Átomos ou íons distintos que contêm exatamente a mesma quantidade total de elétrons em suas estruturas.

Cátion

Espécie química formada quando um átomo neutro perde um ou mais elétrons, ficando com carga líquida positiva (prótons > elétrons).

Ânion

Espécie química formada quando um átomo neutro recebe um ou mais elétrons, ficando com carga líquida negativa (elétrons > prótons).

Massa atômica

Média ponderada das massas dos isótopos naturais de um elemento químico, baseada na abundância relativa de cada um deles.

Força Nuclear Forte

Interação fundamental de curtíssimo alcance que mantém prótons e nêutrons unidos no núcleo, superando a repulsão eletrostática entre os prótons.

Quarks

Murray Gell-Mann (1964); partículas elementares que compõem os hádrons (prótons formados por 'up-up-down' e nêutrons por 'up-down-down').

Estado fundamental vs. excitado

O fundamental é a configuração de menor energia permitida; o excitado ocorre quando elétrons absorvem energia e ocupam orbitais mais energéticos.