O documento descreve a evolução da teoria atômica ao longo do tempo, desde a proposta inicial de Dalton até o modelo atômico moderno. Detalha as descobertas de cientistas como Thomson, Goldstein, Rutherford, Bohr e Schrödinger, que levaram ao entendimento atual de que os átomos são constituídos de núcleos com prótons e nêutrons, ao redor dos quais giram elétrons em diferentes orbitais definidos por números quânticos.

1. Estrutura Atômica QUÍMICA GERAL Escola Superior de Tecnologia

2. Introdução

5. Modelo Atômico Atual A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de hidrogênio, mas apresentou-se inadequada para esclarecer os espectros atômicos de outros átomos com dois ou mais elétrons. Até 1900 tinha-se a idéia de que a luz possuía caráter de onda. A partir dos trabalhos realizados por Planck e Einstein, este último propôs que a luz seria formada por partículas-onda, ou seja, segundo a mecânica quântica, as ondas eletromagnéticas podem mostrar algumas das propriedades características de partículas e vice-versa. A natureza dualística onda-partícula passou a ser aceita universalmente. Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elétrons, até então considerados partículas típicas, possuiriam propriedades semelhantes às ondas. A todo elétron em movimento está associada uma onda característica (Princípio da Dualidade)

6. Modelo Atômico Atual Ora, se um elétron se comporta como onda, como é possível especificar a posição de uma onda em um dado instante? Podemos determinar seu comprimento de onda, sua energia, e mesmo a sua amplitude, porém não há possibilidade de dizer exatamente onde está o elétron. Além disso, considerando-se o elétron uma partícula, esta é tão pequena que, se tentássemos determinar sua posição e velocidade num determinado instante, os próprios instrumentos de medição iriam alterar essas determinações. Assim, Heisenberg enunciou o chamado Princípio da Incerteza: Não é possível determinar a velocidade e a posição de um elétron, simultaneamente, num mesmo instante.

13. A forma radial dos orbitais hidrogenóides

17. Quatro dos orbitais têm dois planos nodais perpendiculares que se cruzam em uma linha que passa pelo núcleo. No orbital d z2 , a superfície nodal forma dois cones que se encontram no núcleo Orbitais d

18. Uma representação das superfícies-limite dos orbitais f. A superfície-limite de um orbital indica a região dentro da qual o elétron é mais facilmente encontrado; orbitais com o número quântico l possuem l planos nodais Orbitais f

22. O princípio do preenchimento

26. Orbitais e suas energias

31. Configurações eletrônicas e a tabela periódica