Modelos atomicos

Modelos Atômicos
Aula 3

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Modelo Atômico de Rutherford
• O modelo atômico de Rutherford, que descrevemos anteriormente, foi um grande passo para a compreensão da estrutura interna do átomo. Mas esse modelo tinha algumas deficiências. De fato, Rutherford foi obrigado a admitir que os elétrons giravam ao redor do núcleo, pois, sem movimento, os elétrons (que são negativos) seriam atraídos pelo núcleo (que é positivo); consequentemente, iriam de encontro ao núcleo, e o átomo se “desmontaria”.

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O problema do Modelo Atômico de Rutherford
• No entanto, ao admitir o movimento de rotação dos elétrons em torno do núcleo, Rutherford acabou criando outro paradoxo. Pois a Física
Clássica diz que toda partícula elétrica em movimento circular (como seria o caso dos elétrons) está constantemente emitindo energia e assim perderia energia na forma de luz, diminuindo sua energia cinética sua velocidade iria reduzir e consequentemente ele acabaria caindo no núcleo e destruiria o átomo...

• ALGO QUE NÃO OCORRE!

• Portanto, o modelo atômico de Rutherford, mesmo explicando o que foi observado no laboratório apresenta uma incorreção.

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• Depois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas direcionaram seus estudos para a distribuição dos elétrons na eletrosfera. • Há muito tempo os químicos já sabiam que os compostos de sódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma chama. • Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos, submetidos a uma chama, produziam cores diferentes.

Elementos diferentes produzem luz com cores diferentes.

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• Qual é a diferença entre uma cor e outra?
• Hoje sabemos que a diferença reside nos comprimentos de onda e nas frequências, que variam para cada cor. Em um semáforo, por exemplo, temos as cores:
• verde, com λ = 530 nm
• amarelo, com λ = 580 nm
• vermelho, com λ = 700 nm
• (nm = nanômetro = 10-9 metros)

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• O comprimento de onda é a distância entre