1 Modelo de Dalton (1803) — átomo indivisível
John Dalton propôs que toda matéria é composta de átomos — partículas indivisíveis, maciças e esféricas. Cada elemento tem átomos idênticos e distintos dos de outros elementos. Os compostos resultam de combinações em proporções definidas.
Explicou as leis das proporções definidas e múltiplas. Base da estequiometria química.
Não explica a eletricidade, espectros ou a estrutura interna do átomo. O átomo não é indivisível.
2 Modelo de Thomson (1897) — pudim de passas
J.J. Thomson descobriu o elétron (1897) medindo a razão carga/massa em tubos de raios catódicos. Propôs um átomo como uma esfera de carga positiva uniforme com elétrons incrustados — o "pudim de passas" (plum pudding).
Confirmou a existência do elétron. Explicou a neutralidade elétrica do átomo.
Experimento de espalhamento de Geiger-Marsden (1909), que mostrou que a maior parte da massa está concentrada num núcleo diminuto.
3 Modelo de Rutherford (1911) — núcleo planetário
Ernest Rutherford bombardeou uma folha de ouro com partículas alfa (α). A maioria passou direto, mas algumas foram fortemente desviadas — até voltaram para trás. Conclusão: o átomo é quase todo vazio; toda a carga positiva (e quase toda a massa) está concentrada num núcleo minúsculo. Os elétrons orbitam ao redor.
Rutherford comparou: se o núcleo fosse do tamanho de uma laranja no centro de um estádio de futebol, os elétrons estariam nas arquibancadas. O átomo é essencialmente vazio — é a força elétrica que impede a matéria de colapsar.
Descobriu o núcleo atômico. Explicou o espalhamento de Rutherford. Fundou a física nuclear.
Pela eletrodinâmica clássica, elétrons em órbita circular irradiam energia, perdem velocidade e espiralam para o núcleo em ~10⁻¹¹ s. A matéria seria instável.
4 Modelo de Bohr (1913) — órbitas quantizadas
Niels Bohr postulou que os elétrons só podem ocupar órbitas estacionárias discretas, sem irradiar energia. A emissão ou absorção ocorre ao saltar entre órbitas:
| Transição para n=1 | Série | Região |
|---|---|---|
| n ≥ 2 → n = 1 | Lyman | Ultravioleta |
| n ≥ 3 → n = 2 | Balmer | Visível |
| n ≥ 4 → n = 3 | Paschen | Infravermelho |
Explica o espectro de linhas do hidrogênio com precisão espantosa. Introduz a quantização dos estados eletrônicos.
Falha para átomos com mais de um elétron. Não explica intensidades das linhas. Órbitas circulares definidas contradizem o princípio de incerteza.
5 Modelo quântico moderno
A mecânica quântica (Schrödinger, Heisenberg, Dirac — 1925-1928) substitui as órbitas definidas por orbitais: regiões de probabilidade de encontrar o elétron. Quatro números quânticos descrevem cada elétron:
| Número quântico | Símbolo | Valores | Descreve |
|---|---|---|---|
| Principal | n | 1, 2, 3, … | Nível de energia / camada |
| Azimutal (angular) | ℓ | 0 a n−1 | Formato do orbital (s, p, d, f) |
| Magnético | mℓ | −ℓ a +ℓ | Orientação espacial do orbital |
| Spin | ms | +½ ou −½ | Spin intrínseco do elétron |
O Princípio de Exclusão de Pauli: dois elétrons no mesmo átomo não podem ter os quatro números quânticos iguais. Isso determina a tabela periódica inteira — a organização dos elétrons em camadas e subcamadas explica as propriedades químicas de cada elemento.
6 Espectros atômicos
Cada elemento possui um espectro de emissão único — uma "impressão digital" de linhas coloridas que corresponde às transições entre seus níveis de energia:
A análise espectral revelou a composição das estrelas sem precisar ir até elas. O hélio foi descoberto no espectro solar em 1868 — 27 anos antes de ser isolado na Terra! O nome vem de Hélio, deus grego do Sol.
7 Calculadora — Modelo de Bohr (Hidrogênio)
🧮 Transição entre níveis: E_n = −13,6/n² eV
8 Resumo
O que você aprendeu
- Dalton: átomo indivisível (1803). Fundamento da estequiometria.
- Thomson: descobriu o elétron; modelo "pudim de passas" (1897).
- Rutherford: descobriu o núcleo atômico via espalhamento α (1911).
- Bohr: órbitas quantizadas. E_n = −13,6/n² eV. Explica espectro do hidrogênio (1913).
- Modelo quântico: orbitais (regiões de probabilidade), 4 números quânticos, Princípio de Exclusão de Pauli.
- Espectros atômicos: "impressão digital" de cada elemento — usados em astronomia, análise química e lasers.