MODELOS
ATÔMICOS
Química
Professora: Raquel Malta
3ª série – Ensino Médio
PRIMEIRA IDEIA DO ÁTOMO
• 546 a.C. – Tales de Mileto: propriedade da atração e repulsão
de objetos após atrito;
• 500 a.C. – Empédocles: matéria é formada por água, ar, terra
e fogo – “Teoria dos Quatro Elementos”;
• 450 a.C. – Leucipo: matéria pode ser dividida em partículas
cada vez menores, até chegar a uma partícula indivisível 
ÁTOMO;
• 400 a.C. - Demócrito e Epicuro: matéria seria constituída por
átomos e espaços vazios;
• 350 a.C. – Aristóteles: aprimorou a ideia da “Teoria dos
Quatro Elementos” e fortaleceu
o modelo de matéria
contínua.
Essas ideias foram marginalizadas por
mais de 2000 anos
LEIS PONDERAIS
Lei da Conservação das Massas
Em 1785, Lavoisier propôs que:
“Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à
massa total dos produtos.”
LEIS PONDERAIS
Lei das Proporções definidas
Em 1799, Proust propôs que:
“Numa reação química, existe uma proporção constante
entre as massas das substâncias participantes.”
2 H2O  O2 + 2 H2
36 g  32 g + 4 g
18 g  16 g + 2 g
180 g  160 g + 20 g
O MODELO DE DALTON
I – Observação experimental
Procurou explicar a Lei de Lavoisier e de Proust.
II – Teoria
•os átomos são partículas esféricas, maciças e indivisíveis;
•átomos de um mesmo elemento são iguais: forma, massa etc.;
•numa reação química, átomos não são criados nem destruídos,
apenas rearranjados.
O MODELO DE DALTON
III – Modelo
Modelo da bola de bilhar  partícula maciça e indivisível.
Átomo de Dalton
IV – Falha
Foi incapaz de explicar os fenômenos de eletrização  não
explicava a existência de cargas.
RAIOS CATÓDICOS
Geissler e Crookes  descarga elétrica no interior de um tubo
de vidro com gás a baixa pressão  tubo de raio catódico 
mancha luminosa em frente ao cátodo  RAIOS
CATÓDICOS.
Tubo de raios catódicos
A DESCOBERTA DO ELÉTRON
Thomson pesquisou os raios catódicos e concluiu que:
• Propagam em linha
reta;
•Possuem massa
(são corpusculares);
•1a partícula subatômica: o ELÉTRON
•São constituídos de
partículas com carga
elétrica negativa.
O MODELO DE THOMSON
I – Observação experimental
Descoberta do elétron em 1897.
II – Teoria
• O átomo é esférico, maciço e divisível;
• Átomos são formados por uma “pasta” positiva “recheada”
de elétrons de carga negativa;
• Os elétrons estariam distribuídos na esfera positiva;
• Total de cargas negativas = total de cargas positivas;
• A massa do átomo equivale à massa das cargas positivas.
O MODELO DE THOMSON
III – Modelo
Modelo do pudim de passas  átomo divisível.
Átomo de Thomson
IV – Falha
Uniformidade na distribuição de prótons no átomo  não explica
o desvio de algumas partículas radioativas.
RAIOS ANÓDICOS
Em 1886, Goldstein usa cátodo perfurado e observa feixe
luminoso no sentido oposto ao dos raios catódicos  RAIOS
ANÓDICOS OU CANAIS.
RAIOS ANÓDICOS
 Élétrons
 Moléculas do gás  Íons positivos
A DESCOBERTA DO PRÓTON
Em 1904, Rutherford realizou o
mesmo experimento com o
hidrogênio e verificou a presença
de partículas com carga elétrica
positiva e muito pequena.
•2a partícula subatômica: o PRÓTON
A DESCOBERTA DO
RAIO X
Em 1895, o cientista alemão Roentgen,
trabalhando com tubos de raios catódicos, notou
a emissão de um tipo de radiação que
ultrapassava
determinados
materiais
e
impressionava uma chapa fotográfica  RAIO X.
A DESCOBERTA DA RADIOATIVIDADE
•1896 – Bequerel  descobriu a radioatividade
e o primeiro elemento capaz de emitir radiação
espontaneamente: o urânio.
•1898 – Casal Curie (Marie e
Pierre)  descobriram novos
elementos radioativos: polônio
e rádio.
DESCOBERTA DOS RAIOS
ALFA, BETA E GAMA
Rutherford, ao verificar o tipo de radiação emitida pelo urânio,
descobriu 3 tipos de radiações:
A EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD
•Em 1911, Geiger e Marsden, sob a supervisão de Rutherford,
utilizaram o polônio (emissor alfa) e fizeram uma experiência na
qual tentaram verificar se os átomos eram realmente maciços.
•A experiência consistiu em bombardear uma finíssima lâmina de
ouro (0,0001 cm) com partículas alfa.
A EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD
Rutherford observou que:
• A maioria das partículas atravessou a lâmina de ouro, sem
mudar de direção (mais de 99 %);
• Algumas partículas sofriam desvios ao atravessar a lâmina;
• Uma quantidade muito pequena de partículas não atravessava
a lâmina e voltava.
O MODELO DE RUTHERFORD
I – Observação experimental
Experiência de Rutherford, Geiger e Marsden.
II – Teoria
• O átomo possui uma região central que contém praticamente
toda a massa do átomo e carga positiva (prótons)  NÚCLEO;
• O átomo apresenta uma região praticamente sem massa
envolvendo o núcleo e apresentando carga negativa (elétrons)
 ELETROSFERA;
• a maior parte do átomo deve ser um vazio;
• Elétrons estão em movimento.
O MODELO DE RUTHERFORD
III – Modelo
Modelo do sistema solar 
elétrons girando ao redor do
núcleo
IV – Falha
Átomo de Rutherford
•Os elétrons fariam movimento de espiral e se chocariam com o
núcleo;
•Partículas positivas sofreriam repulsão.
A DESCOBERTA DO NÊUTRON
•A
existência de mais do que um próton no núcleo compromete
sua estabilidade provocando a sua fragmentação;
• Rutherford admitiu a existência, no núcleo, de partículas de
massa semelhante a dos prótons, mas sem carga elétrica;
•Em 1932, James Chadwick descobriu a 3a partícula subatômica:
os NÊUTRONS.
Logo, o modelo atômico básico mais
comumente utilizado hoje em dia é o
proposto por Rutherford, com a inclusão
dos nêutrons no núcleo.
TEORIA DOS QUANTA
Em 1900, Max Planck concluiu que a energia é
emitida em quantidades discretas, constituindo
“pacotes de energia”  QUANTA DE
ENERGIA
•A energia emitida e absorvida é sempre um número inteiro
dessas quantidades de energia.
• Cada onda eletromagnética definida por um comprimento de
onda e frequência estava associada a um QUANTUM DE
ENERGIA
Surge a Mecânica Quântica para explicar o movimento do
elétron em torno do núcleo.
MODELO ATÔMICO DE BOHR
I – Observação experimental
Solução para a estabilidade do átomo de Rutherford.
II – Teoria
Em 1913, Bohr propôs:
•Um elétron gira ao redor do núcleo em órbita circular com
energia constante;
•Um átomo possui um número limitado de órbitas, cada uma
delas caracterizada por determinada energia  NÍVEIS OU
CAMADAS ENERGÉTICAS;
•Cada órbita é chamada estado estacionário;
MODELO ATÔMICO DE BOHR
• Quando um elétron permanece em movimento numa órbita,
não emite nem absorve energia;
• Quando se fornece energia a um elétron (quantum), ele salta
de uma órbita para outra mais externa e energética  salto
quântico  ESTADO EXCITADO;
• O elétron que passou para o “estado excitado” tende a voltar à
órbita de origem (estado fundamental) mais estável, para tanto
deverá emitir energia na forma de onda eletromagnética.
MODELO ATÔMICO DE BOHR
III – Modelo
O átomo possui órbitas denominadas
NÍVEIS OU CAMADAS DE ENERGIA,
onde os elétrons ficam sem absorver
nem emitir energia.
Modelo de Bohr
IV – Falha
Bohr não conseguiu explicar o comportamento dos átomos com
mais de um elétron  possuíam estados diferentes de energia
num mesmo nível  as linhas espectrais previstas não
correspondiam ao observado.
APLICAÇÕES DO MODELO
DE BOHR
•TESTE DE CHAMA
• FOGOS DE ARTIFÍCIO
Cobre
Estrôncio
MODELO ATÔMICO DE
SOMMERFELD
I – Observação experimental
1916  interpretação dos espectros descontínuos.
II – Teoria
Linhas espectrais  conjunto de linhas finas
• Cada nível de energia do modelo de Bohr era constituído por
algumas divisões  SUBNÍVEIS DE ENERGIA;
• O salto de um elétron de um nível de energia para outro pode
caracterizar a emissão de fótons com diferentes energias,
dependendo dos subníveis onde estava o elétron antes e
depois do salto;
MODELO ATÔMICO DE
SOMMERFELD
III – Modelo
Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares
(níveis de energia) e elípticas (subníveis de energia).
Modelo de Sommerfeld
IV – Falha
A existência de órbitas definidas para os elétrons.
MODELO ATÔMICO ATUAL
Modelo atual  modelo orbital
•Não se admite mais a existência de órbitas, nem circulares nem
elípticas para os elétrons.
•1924  Louis De Broglie  propôs o dualismo partícula-onda
para o elétron.
•1926  Heisenberg  “Princípio da Incerteza”  não é possível
determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um
elétron no átomo.
Orbital  região, ao redor do núcleo, mais
provável de se encontrar o elétron.
•1927  Schoringer  números quânticos.