A evolução dos modelos atômicos

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1 A evolução dos modelos atômicos
Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto Unidade: II

2 A teoria atômica de Dalton (1803 -1808)
Para explicar os fatos experimentais observados nas leis ponderais, John Dalton imaginou a seguinte hipótese: Todo e qualquer tipo de matéria é formado por partículas indivisíveis, chamadas átomos

3 Modelo atômico de Dalton:
O átomo é uma partícula extremamente pequena, maciça, indivisível e eletricamente neutra.

4 Postulados de Dalton Todas as substâncias são formadas por átomos;
Os átomos de um mesmo elemento químico são iguais em todas as suas características (p.ex.: tamanho e massa); Os átomos de diferentes elementos químicos são diferentes entre si; As substâncias simples são formadas por átomos de um mesmo elemento químico; As substâncias compostas são formadas por átomos de dois ou mais elementos químicos diferentes, que se combinam sempre numa mesma proporção; Átomos não são criados nem destruídos; são esferas rígidas indivisíveis; Nas reações químicas os átomos se recombinam

5 Os elementos químicos e seus símbolos
Apesar de conhecermos uma infinidade de materiais diferentes, os cientistas só conhecem, até hoje, pouco mais de uma centena de tipos de átomos quimicamente diferentes. Cada um desses tipos representa um elemento químico. Cada elemento químico recebe um nome e uma abreviação chamada símbolo.

6 Os elementos químicos e seus símbolos
Nome Origem do símbolo Imagem Ag Prata latim argentum Al Alumínio latim alumen Ar Argônio grego argon Hg Mercúrio hydrargyrum Au Ouro latim aurum B Boro borax Be Berílio latim beryllium C Carbono latim carbo Reformulando – Elemento químico é um conjunto de átomos que possuem características químicas iguais e que tomam parte da constituição das substâncias

7 Explicando a matéria – As substâncias Químicas
Por que existe uma variedade tão grande de materiais na natureza? Porque os átomos, além de permanecerem isolados, podem se reunir das mais variadas maneiras, formando uma infinidade de agrupamentos diferentes, que podem ser moléculas ou aglomerados de íons)

8 Cada molécula (e cada aglomerado iônico) passa, então, a representar uma substância pura (ou espécie química) bem definida. Cada substância, por sua vez, é representada por uma abreviação denominada fórmula.

9 Hidrogênio (gás incolor, combustível, menos denso que o ar) H2
Substância Representação Fórmula Hidrogênio (gás incolor, combustível, menos denso que o ar) H2 Oxigênio (gás incolor, existente no ar e indispensável à respiração dos animais e vegetais) O2 Enxofre (pó amarelo, muito usado para fabricar outras substâncias como corantes, vulcanizadores da borracha, etc. S8 Sal comum (sal de cozinha) NaCl Cl- Na+

10 Em cada molécula encontramos um certo número de átomos ligados entre si.
Nos aglomerados iônicos, não existem moléculas, o que existe são os chamados íons, que são átomos ou grupos de átomos carregados eletricamente. Tipos de substâncias: Substâncias simples – são formadas por átomos de um mesmo elemento químico. Exemplos: H2, O2 e S8

11 Observações: Há átomos que permanecem isolados. Há átomos que podem se agrupar de maneiras diferentes, formando substâncias distintas. Este fenômeno é denominado alotropia. P.Ex. O2 e O3 são formas alotrópicas. Chama-se atomicidade o número de átomos existentes em uma molécula de uma substância simples: monoatômicas, diatômicas, triatômicas, etc.

12 Substâncias compostas ou compostos químicos
Substâncias compostas são formadas por átomos ou íons de elementos químicos diferentes Exemplos: CO2, Álcool comum, e o sal. Sendo formada por átomos (ou íons) de elementos diferentes, geralmente uma substância composta pode ser dividida em substâncias mais simples.

13 Observações: Substância pura é qualquer substância, simples ou composta, formada por átomos, moléculas, ou aglomerados iônicos, todos iguais entre si. Elas sempre tem: Propriedades características e bem definidas Composição química constante - quando é simples, a substância é formada por um único elemento químico; - quando é composta, é sempre formada pelos mesmos elementos, ligados na mesma proporção em massa

14 As misturas... As substâncias podem se apresentar misturadas de uma infinidade de maneiras diferentes. Em geral, as misturas não tem composição constante e não tem constantes físicas definidas, ao contrário das substâncias puras.

15 (mistura heterogênea)
Matéria Homogênea Heterogênea (mistura heterogênea) Substâncias puras ou espécies químicas Misturas homogêneas ou soluções Substâncias simples Substâncias compostas Elementos químicos

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18 Observações de Tales de Mileto
No século VI a.C., o filósofo grego Tales de Mileto havia percebido que, atritando um bastão de resina chamada âmbar com um tecido, o bastão passava a atrair objetos leves. Surgiu o termo eletricidade, derivado de elektron.

19 A importância do modelo de Dalton;
Descoberta de novos fenômenos, tais como a condução da corrente elétrica, os raios X Trabalhos realizados por Henrich Geissler, Johann Hittorf e William Crookes, com gases à baixas pressões

20 Novas dúvidas e suspeitas
Os estudos sobre as descargas através dos gases tinham conduzido à descoberta de uma radiação que emanava do tubo de descarga e propagava-se em linha reta. A radiação foi chamada de raios porque se propagavam em linha reta, e catódicos porque pareciam emanar do cátodo da descarga elétrica. Novas dúvidas e suspeitas

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22 Os raios catódicos No interior do tubo existe gás submetido a uma descarga elétrica superior a volts. Do cátodo parte um fluxo denominado raios catódicos.

23 Os raios catódicos, quando incidem sobre um anteparo, produzem uma sombra na parede oposta do tubo, permitindo concluir que se propagam em linha reta.

24 Os raios catódicos movimentam um molinete ou catavento de mica, permitindo concluir que são dotados de massa.

25 Os raios catódicos são desviados por um campo de carga elétrica positiva, permitindo concluir que são dotados de carga elétrica negativa.

26 Esses fatos levaram os cientistas a imaginar que os raios catódicos seriam formados por pequenas partículas negativas, e que elas existem em toda matéria. Essas partículas foram denominadas elétrons.

27 O modelo atômico de THOMSON

28 Para explicar os fenômenos anteriores Thomson propôs, em 1903, um novo modelo de átomo, formado por uma “pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de carga negativa, o que garantiria a neutralidade elétrica do átomo. Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”

29 Seu modelo

30 O modelo de Thomson explicava satisfatoriamente os seguintes fenômenos:
eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas elétricas; corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons; formação de íons negativos ou positivos, conforme tivessem, respectivamente, excesso ou falta de elétrons; descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de seus átomos.

31 A DESCOBERTA DOS PRÓTONS: (Eugen Goldstein)
 No interior da ampola de descarga em gases rarefeitos é colocado um cátodo perfurado. Do cátodo perfurado partem os elétrons ou raios catódicos (representados em vermelho), que se chocam com as moléculas do gás (em azul claro) contido no interior do tubo.

32 Com o choque, as moléculas do gás perdem um ou mais elétrons, originando íons positivos (em azul escuro) que repelidos pelo ânodo, são atraídos pelo cátodo, atravessam os furos e colidem com a parede do tubo de vidro, enquanto os elétrons são atraídos pelo ânodo e ao colidirem com a parede de vidro do tubo produzem fluorescência.

33 As partículas que formam os raios anódicos ou canais, são positivas, o que pode ser demonstrado pelo desvio dessas partículas em presença de um campo elétrico ou magnético. Imaginou-se a existência de uma segunda parícula subatômica – o próton. Com carga positiva de igual valor à do elétron (capaz portanto de tornar o átomo elétricamente neutro).

34 A descoberta da radioatividade
Em 1896, Henri Becquerel descobriu que o elemento químico urânio emitia radiações semelhantes , em certos aspectos, aos raios X. O fenômeno passou a ser conhecido como radioatividade.

35 A descoberta da radioatividade
Posteriormente o casal CURIE descobriu o a radioatividade era ainda mais forte nos elementos químicos polônio e rádio.

36 Em 1898, Ernest Rutherford verificou que algumas emissões radioativas se subdividiam, quando submetidas a um campo elétrico:

37 Modelo atômico de Rutherford
Em 1911, Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio a alterar e melhorar a compreensão do modelo atômico.

38 COMO EXPLICAR ESSE FATO?
Pela figura anterior, um pedaço de metal polônio emite um feixe de partículas , que atravessa uma lâmina finíssima de ouro. Rutherford observou, que a maior parte das parículas , atravessava a lâmina de ouro como se esta fosse uma peneira; apenas algumas partículas desviavam ou até mesmo retrocediam. COMO EXPLICAR ESSE FATO?

39 Feixe de partículas a Partícula desviada Partícula que retrocedeu Partícula com percurso inalterado Átomos da lâmina de ouro

40 Ele admitiu que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e justapostos, como pensaram Dalton e Thomson. Ao contrário, ela seria formada por núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios. Os grandes espaços vazios explicam por que a grande maioria das partículas a não sofre desvios.

41 Observando que as partículas a são positivas, é fácil entender que no caso de uma partícula a passar próximo do um núcleo ela também será desviada. Se ela se chocar com um núcleo, será repelida para trás. Pergunta: se o ouro apresenta núcleos positivos, como explicar o fato de a lâmina de ouro ser eletricamente neutra?

42 Rutherford imaginou que ao redor do núcleo estavam girando os elétrons
Rutherford imaginou que ao redor do núcleo estavam girando os elétrons. Sendo negativos, os elétrons iriam contrabalancear a carga positiva do núcleo, garantido a neutralidade elétrica do átomo. Em resumo “o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo representaria o sol; e os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares e formando chamada eletrosfera.”

43 Representação esquemática do modelo atômico de Rutherford.

44 Curiosidades... O tamanho do átomo é a vezes maior que o de seu núcleo. ...se o núcleo atômico fosse do tamanho de uma formiga, o átomo teria o tamanho do estádio do Maracanã.

45 Se o núcleo é formado por partículas positivas, porque essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona? E a massa?

46 Em 1932, James Chadwick verificou que o núcleo de berílio emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons. Essa partícula foi denominada nêutron – (uma terceira partícula subatômica. Os nêutrons “isolam” os prótons, evitando assim repulsões e o consequente “desmonoramento” do núcleo.

47 Representação do núcleo do átomo

48 Assim, esquematicamente, a estrutura do átomo seria:

49 Novos estudos foram feitos visando estabelcer as relações entre as massas e as intensidade sas cargas elétricas dos prótons, nêutrons e elétrons.

50 Exercícios 1. Thomson determinou, pela primeira vez, a relação entre a massa e a carga do elétron, o que pode ser considerado como a descoberta do elétron. É reconhecida como uma contribuição de Thomson ao modelo atômico, a)o átomo ser indivisível. b)a existência de partículas sub-atômicas. c)os elétrons ocuparem níveis discretos de energia. d)os elétrons girarem em órbitas circulares ao redor do núcleo. e)o átomo possuir um núcleo com carga positiva e uma eletrosfera.

51 2. (UCB – DF) Rutherford, ao fazer incidir partículas radioativas em lâmina metálica de ouro, observou que a maioria das partículas atravessavam a lâmina, algumas desviavam e poucas refletiam. Assinale, dentre as afirmações a seguir, aquela que não reflete as conclusões de Rutherford sobre o átomo: a) Os átomos são esferas maciças e indestrutíveis. b) No átomo, há grandes espaços vazios. c) No centro do átomo, existe um núcleo pequeno e denso. d) O núcleo do átomo tem carga positiva. e) Os elétrons giram ao redor do núcleo para equilibrar a carga positiva.

52 3. (OSEC-SP) Eletrosfera é a região do átomo que:
a) concentra praticamente toda massa do átomo. b) contém partículas de carga elétrica positiva. c) possui partículas sem carga. d) permanece inalterada na formação de íons. e) tem volume praticamente igual ao volume do átomo.

53 4. Vamos supor que 1 nêutron “pesasse” 1Kg
4. Vamos supor que 1 nêutron “pesasse” 1Kg. Quanto “pesaria” aproximadamente um átomo com 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons? Qual seria a carga desse átomo?

54 A identificação dos átomos
O número de prótons, de nêutrons e de elétrons constituem dados importantes para identificar um átomo. Vamos definir alguns conceitos que estão diretamente relacionados a esses números...

55 1913 – Henry Moseley Número atômico (Z) – é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. Num átomo (em seu estado fundamental), suja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Ex.: Quando se diz que o átomo de sódio (Na) tem número atômico 11, isso quer dizer que, no núcleo desse átomo, existem 11 prótons e, consequentemente, existem 11 elétrons na eletrosfera.

56 Número de massa (A) – é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo.
A = Z + N É o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior ou menor que outro átomo. Ex.: o átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. A = A = 23

57 Elemento químico – é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z).
A notação geral de um átomo é: Número de massa Número atômico Indica que o átomo de cloro tem 17 prótons e 18 nêutrons Ex.: Seu número de massa é = 35

58 Um átomo em seu estado fundamental, é eletricamente neutro, ou seja, o número de elétrons na eletrosfera é igual ao número de prótons do núcleo. Um átomo pode, porém ganhar ou perder elétrons, sem sofre alterações em seu núcleo, resultando em partículas denominadas íons.

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64 Exercícios sobre íons Um dos íons presentes no corpo humano é o Fe2+. Sua presença na dieta é importante, pois toma parte na constituição do pigmento vermelho do sangue, a hemoglobina. Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons desse íon. O elemento químico magnésio (z=12) é encontrado na natureza na forma de três isótopos (com número de massa 24, 25 e 26) que se apresentam sob a forma de cátions bivalentes. Qual desses três íons apresenta maior número de: prótons. elétrons. Nêutrons.

65 Quando um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, também chamado ânion.
Ex.: o átomo de cloro tem 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons. Ele pode ganhar um elétron e transformar-se em ânion cloreto (Cl-), que terá 18 elétrons.

66 Quando um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, também chamado cátion.
Ex.: o átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. Ele pode perder um elétron e transformar-se em um cátion sódio (Na+), que terá 10 elétrons.

67 ...quando um átomo ganha elétrons, seu tamanho aumenta; quando ele perde elétrons, diminui de tamanho; mas em ambos os casos sua massa praticamente não se altera, pois a massa do elétron é desprezível.

68 Isótopos são átomos com o mesmo número de prótons (Z), mas que contém diferentes números de massas atômicas, (A). A palavra isótopo, que significa "no mesmo lugar", vem do fato de que os isótopos se situam no mesmo local na tabela periódica. A diferença nos pesos atómicos resulta de diferenças no número de nêutrons nos núcleos atómicos, ou seja, os isótopos são átomos que possuem a mesma quantidade de prótons, mas não a mesma de nêutrons.

69 Ex.: O átomo de hidrogênio possui três formas de isótopos: o prótio (1 próton sem nêutron) o deutério (1 próton e 1 nêutron) e o trítio (1 próton e 2 nêutrons). Os isótopos tem propriedades químicas iguais, enquanto que as suas propriedades físicas são diferentes.

70 Ex.: O Boro e o Carbono apresentam, cada um, 6 nêutrons:
isótonos são átomos que diferem no número atômico (número de prótons) e no número de massa, porém apresentam o mesmo número de nêutrons. Ex.: O Boro e o Carbono apresentam, cada um, 6 nêutrons: Boro: Z = 5 e A =11 contém 5 prótons e 6 neutrons Carbono: Z = 6 e A=12 contém 6 prótons e 6 neutrons Os isótonos tem propriedades químicas e físicas são diferentes.

71 Isóbaros são átomos de diferentes elementos químicos e, portanto, de diferentes números atômicos, que apresentam o mesmo número de massa Ex.: 6C14 (A=14 e Z=6) e 7N14 (A=14 e Z=7) 18Ar40 (A=40 e Z=18) e 20Ca40 (A=40 e Z=20)

72 Porém, haviam algumas deficiências nesse modelo
Modelo de Rutherford – grande importância para a compreensão da estrutura interna no átomo! Porém, haviam algumas deficiências nesse modelo

73 1. 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 com o núcleo, e o átomo se “desmontaria” Ao admitir o movimento de rotação ao redor do núcleo Rutherford criou um novo paradoxo...

74 2. De acordo com a Física Clássica, toda partícula elétrica em movimento circular esta constantemente emitindo energia Se o elétron segue liberando energia, sua velocidade de rotação ao redor do núcleo teria de diminuir com o tempo. O elétron acabaria indo de encontro ao núcleo descrevendo um movimento espiralado.

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76 A evolução dos modelos atômicos – 2ª parte.

77 Um breve estudo das ondas
Mecânica ondulatória

78 Alguns dados importantes podem ser notados pelo observador no ancoradoro.
O número de ondas que passam pelo ancoradoro por unidade de tempo é chamado de frequência (f); A distância entre duas cristas consecutivas é chamada de comprimento de onda, , (lâmbda); A velocidade de passagem das ondas é chamada de velocidade de propagação, v;

79 Velocidade das ondas: v =  . f No exemplo da figura mostrada anteriormente, se pelo ancoradoro estiverem passando 4 ondas por minutos e o comprimento de onda for de 0,5 metro, teremos: v = 0,5 . 4 v = 2 m/min

80 As ondas eletromagnéticas
Essas ondas são formadas pela oscilação simultânea de um campo elétrico e de um campo magnético perpendiculares entre si. Elas não necessitam de um meio material para se propagar.

81 O exemplo mais comum de onda de oscilação eletromagnética é a luz.
A ilustração mostra um espectro contínuo, pois as cores vão variando gradativamente do vermelho ao violeta.

82 Qual a diferença entre uma cor e outra?
A diferença reside nos comprimentos de onda e nas frequências, que variam para cada cor. Em um semáforo, temos as cores: verde, com  = 530 nm amarelo, com  = 580 nm vermelho, com  = 700 nm

83 ...o espectro completo das ondas eletromagnéticas é muito mais amplo do que o da luz visível, isto é, das ondas que podemos perceber por meio da nossa visão.

84 A velocidade de propagação (v) de todas as ondas eletromagnéticas no vácuo é igual a uma constande, valendo aproximadamente km/s. Para se ter uma idéia dessa velocidade, a luz do sol demora apenas 8 minutos e 30 segundos para chegar a terra, embora a distância do Sol à Terra seja de 150 milhões de quilometros.

85 Experiência com o gás hidrogênio a baixa pressão e sob alta tensão elétrica...
...em lugar do expectro contínuo, vemos agora no anteparo apenas algumas linhas coloridas. O espectro obtido é chamado de descontínuo e as linhas luminosas são chamadas de raias ou bandas do espectro.

86 Estariam essas raias do espectro descontínuo ligadas à estrutura atômica?

87 O modelo atômico de Bohr
Teoria de Max Planck - Em 1900, Planck havia admitido que a energia não seria emitida de forma contínua, mas em “pacotes” de energia, chamados de quantum. Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo de Rutherford, utilizando a teoria de Max Planck.

88 Postulados de Bohr: Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas  órbitas estacionárias; Cada órbita possui um valor determinado de energia; Não é permitido a um elétron permanecer entre dois níveis de energia; Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia; Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia chamada quantum de energia.

89 A emissão de energia é explicada a seguir:
Recebendo energia do exterior, o elétron salta de uma órbita para outra mais externa. Ao “voltar”de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética.

90 Algumas aplicações do modelo de Bohr
Interpretação da cor no teste da chama; Fogos de artifício; Luminosos e lâmpadas; Luz laser – light amplification by stimulated emission of radiantion Bioluminescência

91 Fluorescência e Fosforescência
Alguns materiais absorvem de radiação ultravioleta (ou outro tipo) e emitem de volta luz visível. Esse fenômeno é chamado de Luminescência. Quando a emissão ocorre imediatamente após à incidência da radiação UV, o fenômeno é chamado de Fluorescência. Se a emissão demorar de alguns segundos a horas, o fenômeno é chamado de Fosforescência.

92 Considerando que os elétrons só podem saltar entre órbitas bem definidas, é fácil entender por que nos espectros descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores bem definidas.

93 Estudos posteriores mostraram que as órbitas eletronicas de todos os átomos se agrupam em sete camadas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em cada camada, os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia. As camadas são também denominadas estados estacionários ou níveis de energia. Cada camada comporta um número máximo de elétrons.

94 Camada Número máximo de elétrons

95 Sommerfield – 1916 As raias obtidas por Bohr eram um conjunto de raias mais finas e supôs então que os níveis de energia estariam divididos em regiões ainda menores, por ele denominadas subníveis de energia. O número de cada nível indica a quantidade de subníveis nele existentes. Por exemplo, o nível 1 apresenta um subnível, o nível 2 apresenta dois subníveis, e assim por diante. Esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, g, h, … .

96 Estudos específicos para determinar a energia dos subníveis mostraram que:
• existe uma ordem crescente de energia nos subníveis; s < p < d < f • os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia; • os elétrons se distribuem pela eletrosfera ocupando o subnível de menor energia disponível

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98 A distribuição eletrônica
A criação de uma representação gráfica para os subníveis facilitou a visualização de sua ordem crescente de energia. Essa representação é conhecida como diagrama de Linus Pauling.

99 Distribuição Eletrônica por Subnível
Como num átomo o número de prótons (Z) é igual ao número de elétrons, conhecendo o número atômico poderemos fazer a distribuição dos elétrons nos subníveis.

100 Exercícios Faça a distribuição eletrônica dos átomos dos seguintes elementos, segundo modelo de Bohr: Na (Z= 11) F (Z = 9) Cl (Z = 17) Al (Z = 13) Ag (Z = 47) Au (Z = 79) 2. Faça a distribuição eletrônica dos seguintes íons, segundo modelo de Bohr: a) Ca+2 (Z = 20) b) S-2 (z = 16) íon

101 3. Sobre o modelo atômico de Bohr, podemos tecer as seguintes considerações:
I — Quando um elétron passa de um estado menos energético para outro mais energético, devolve energia na forma de ondas eletromagnéticas. II — Quando o elétron recebe energia, salta para um nível mais energético. III — Quando o núcleo recebe energia, salta para um nível mais externo. IV — Se um elétron passa do estado A para o estado B, recebendo x unidades de energia, quando voltar de B para A devolverá x unidades de energia na forma de ondas eletromagnéticas. Quais dessas afirmações são falsas?

102 4. (PUC-MG) As diferentes cores produzidas por distintos elementos são resultado de transições eletrônicas. Ao mudar de camadas, em torno do núcleo atômico, os elétrons emitem energia nos diferentes comprimentos de ondas, as cores. O Estado de S. Paulo, Caderno de Ciências e Tecnologia, dezembro de 1992. Este texto está baseado no modelo atômico proposto por: a) Niels Bohr. d) John Dalton. b) Rutherford e) J. J. Thomson. c) Heisenberg

103 5. Sabendo-se que a velocidade de propagação das ondas eletromagnéticas é de aproximadamente km/s, calcule o comprimento de onda de uma emissora de rádio que transmite na frequência de KHz (quilohertz).