Diversos cientistas propuseram modelos para explicar a constituição da matéria até chegarmos ao modelo atômico aceito atualmente.
a) Descreva as principais características dos modelos de Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr.
b) Explique como os experimentos de Thomson e Rutherford foram fundamentais para a superação dos modelos anteriores.
c) Justifique por que o modelo de Bohr representou um avanço importante em relação ao de Rutherford, destacando a relação com o espectro atômico do hidrogênio.

Passo 1

O enunciado pede para identificar e comparar quatro modelos atômicos históricos (Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr), mostrando suas características principais (item a), explicando como os experimentos de Thomson e Rutherford derrubaram modelos anteriores (item b) e justificando por que Bohr representou um avanço, especialmente no que toca ao espectro do hidrogênio (item c). Vamos então revisar cada modelo e os experimentos-chave.

Passo 2

Modelo de Dalton
  • Considere o átomo como a menor partícula de matéria, uma esfera maciça, indivisível e indestrutível.
  • Cada elemento químico é formado por átomos de mesma massa e propriedades.
  • Compostos surgem da combinação de átomos em proporções fixas.
  • Não há carga elétrica nem estrutura interna além dessa esfera maciça.

Passo 3

Modelo de Thomson
  • Também chamado de “pudim de passas”.
  • Átomo é uma esfera de carga positiva distribuída uniformemente, com elétrons (carga negativa) incrustados.
  • Justificava a neutralidade elétrica global do átomo.
  • Introduziu a ideia de partículas subatômicas e carga elétrica, mas ainda sem núcleo definido.

Passo 4

Modelo de Rutherford
  • A partir do espalhamento de partículas α em lâmina de ouro, concluiu que quase toda a massa e carga positiva estavam concentradas num núcleo muito pequeno.
  • O átomo passou a ter um núcleo central denso e positivo, rodeado por elétrons viajando ao redor em regiões muito maior (grande espaço vazio).
  • Não explicou por que os elétrons não caem no núcleo radiando energia continuamente (problema da instabilidade clássica).

Passo 5

Modelo de Bohr
  • Adotou bases de física quântica num modelo planetário: elétrons descrevem órbitas circulares de raio fixo ao redor do núcleo.
  • Cada órbita corresponde a um nível de energia quantizado; não há emissão de radiação enquanto o elétron permanece numa órbita “permitida”.
  • A transição entre níveis (absorção ou emissão de fóton) explica linhas espectrais discretas, especialmente no hidrogênio.
  • Superou a instabilidade de Rutherford ao postular saltos quânticos.

Passo 6

Como os experimentos de Thomson e Rutherford derrubaram modelos anteriores
  • Thomson usou tubos de raios catódicos e deflexão por campos elétricos e magnéticos para mostrar existir partícula negativa (elétron), contra a ideia de átomos indivisíveis de Dalton.
  • Rutherford mediu o espalhamento de partículas α numa folha de ouro: a grande deflexão de algumas partículas só faz sentido com núcleo concentrado, mostrando que o modelo “pudim de passas” (carga positiva difusa) não descrevia a realidade.

Passo 7

Por que o modelo de Bohr foi um avanço sobre Rutherford
  • Rutherford deixou em aberto o problema da estabilidade dos elétrons e não explicava as linhas espectrais.
  • Bohr introduziu níveis quantizados de energia e saltos que explicam precisamente o espectro de emissão do hidrogênio (linhas de Balmer, Lyman etc.).
  • Isso ligou o modelo atômico à observação experimental de forma quantitativa e correta.

Resposta

a)
  • Dalton: átomos esferas indivisíveis, sem estrutura interna;
  • Thomson: esfera positiva com elétrons incrustados (“pudim de passas”);
  • Rutherford: núcleo pequeno e denso com elétrons ao redor em grande vazio;
  • Bohr: elétrons em órbitas circulares quantizadas, com saltos entre níveis.
b)
  • Experimento de Thomson (raios catódicos) revelou o elétron, contra a indivisibilidade de Dalton;
  • Experimento de Rutherford (espalhamento α) mostrou núcleo central, refutando a carga positiva difusa de Thomson.
c)
  • Bohr resolveu a instabilidade do modelo de Rutherford ao quantizar energias e explicar as linhas discretas do espectro do hidrogênio, ligando teoria e experimento.

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