UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – UFAL INSTITUTO DE FÍSICA – IF CURSO DE FÍSICA BACHARELADO DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL ANDRESSA GUEDES DE FREITAS JOSÉ HENRIQUE DO NASCIMENTO EVOLUÇÃO HISTÓRICA E CIENTÍFICA DOS MODELOS ATÔMICOS

UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – UFAL
INSTITUTO DE FÍSICA – IF
CURSO DE FÍSICA BACHARELADO
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL








ANDRESSA GUEDES DE FREITAS
JOSÉ HENRIQUE DO NASCIMENTO
LEONARDO COSTA SCOTT
LUANA MACÊDO DE ALMEIDA
RODRIGO VIEIRA CAVALCANTI






EVOLUÇÃO HISTÓRICA E CIENTÍFICA DOS MODELOS ATÔMICOS


















Maceió - Alagoas

2012

UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – UFAL
INSTITUTO DE FÍSICA – IF
CURSO DE FÍSICA BACHARELADO
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL








ANDRESSA GUEDES DE FREITAS
JOSÉ HENRIQUE DO NASCIMENTO
LEONARDO COSTA SCOTT
LUANA MACÊDO DE ALMEIDA
RODRIGO VIEIRA CAVALCANTI







EVOLUÇÃO HISTÓRICA E CIENTÍFICA DOS MODELOS ATÔMICOS






Pesquisa solicitada pelo professor Pedro
Vieira como requisito avaliativo da
disciplina Química Geral no curso de
Física Bacharelado - 1º período.











Maceió - Alagoas

2012


SUMÁRIO

OBJETIVO 04
INTRODUÇÃO 05
1. MODELO ATÔMICO DE DALTON 05
2. MODELO ATÔMICO DE THOMPSON 06
3. MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD 08
3.1 O EXPERIMENTO DE RUTHERFORD 09
4. MODELO ATÔMICO DE BOHR 10
5. MODELO DA MECÂNICA QUÂNTICA 12
CONCLUSÃO 14
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 15
OBJETIVO

Ilustrar o porquê e como ocorreram as evoluções nos modelos atômicos ao
longo do tempo e, de que forma essas descobertas influenciaram nos rumos da
ciência até hoje.
INTRODUÇÃO

Desde os primórdios o homem já buscava uma definição para a matéria,
assim como explicar a variedade de materiais existente no universo.
Diversas foram as teorias formuladas para explicar a matéria e suas
propriedades, bem como diversos foram os avanços tecnológicos desenvolvidos
pelos mais diversos povos através dos estudos das propriedades dos
materiais. Falar dessas teorias e desses avanços é por tanto falar também
da própria história da humanidade.

Dentre os povos que se empenharam em desvendar o universo e suas
propriedades, os gregos foram sem dúvidas um dos que mais merecem destaque.
Cabe a eles a teoria dos elementos fundamentais, que compunham todo o
universo, bem como o conceito de átomo, a partícula indivisível.

Já na Grécia antiga acreditava-se que dividindo a matéria em pedaços
cada vez menores, iria se chegar a um ponto onde partículas, cada vez
menores, seriam invisíveis ao olho humano e, segundo alguns pensadores,
indivisíveis. Graças a essa propriedade, essas partículas receberam o nome
de átomos, termo grego que significa indivisíveis. Foi quando surgiu entre
os filósofos gregos a teoria do atomismo.

Os filósofos Demócrito de Abdera e Leucipo de Mileto discorreram sobre
a constituição da matéria de forma bastante precisa para a época. Segundo
estes filósofos, a divisão da matéria teria um limite e que a última parte
da matéria seria o átomo. Contudo, outros pensadores da época acreditavam
que a divisão da matéria era ilimitada, tendo como maior defensor desta
teoria o filósofo Aristóteles. Suas idéias vingaram até o século XVI quando
suas ideias passaram a ser questionadas. A cartada final às suas ideias
vieram em 1661, quando o cientista Robert Boyle publicou o livro O químico
cético, onde criticou as idéias de Aristóteles sobre a matéria. Essa
publicação abriu caminho para novas ideias e possibilitou a criação de
novos modelos para a estrutura da matéria.

Desde então, vários foram os modelos propostos por vários cientistas.
Na busca por explicar a matéria resurgiu também o atomismo, encabeçado por
modelos como o de Dalton, de J.J. Thomson, de Ernest Rutherford e de Niels
Bohr, cada qual com o objetivo de aprimorar e eliminar as limitações dos
modelos anteriores.

Durante século XX, com o avanço das pesquisas e formulação de novas
teorias, e principalmente com o advento da Física Quântica, várias mudanças
foram feitas no modelo atômico, alterando completamente a noção de átomo
que se tinha até então. Tais mudanças mudaram a forma como o homem se
relaciona com a matéria, e revolucionaram a humanidade nos mais diversos
aspectos, desde a vida cotidiana até em questões políticas internacionais.

O átomo, tão pequeno, revolucionou e continua a revolucionar a
humanidade. Cabe-se agora perguntar até onde ele levará a humanidade.










OS MODELOS ATÔMICOS


1. O Modelo Atômico de Dalton


Vários pensadores propuseram que a matéria seria constituída por
átomos, assim como havia pensado Demócrito e Leucipo. Via de regra, todo
modelo não deve ser somente lógico, mas também consistente com a
experiência, e até a primeira metade do século XIX não havia um modelo para
a matéria que fosse aceito pela comunidade científica da época.


Em 1808, o cientista inglês John Dalton publicou um livro apresentando
sua teoria sobre a constituição atômica da matéria e propôs a "Teoria do
Modelo Atômico", em que o átomo seria uma minúscula esfera maciça,
impenetrável, indestrutível, indivisível e sem carga (ver figura 1).





Figura 1 - O átomo seria uma esfera (partícula) maciça e indivisível.


Para ele, todos os átomos de um mesmo elemento químico eram iguais,
inclusive as suas massas. Atualmente, nota-se um equívoco pelo fato da
existência dos isótopos, os quais são átomos de um mesmo elemento químico
que possuem entre si massas diferentes. Seu modelo atômico ficou conhecido
como "modelo da bola de bilhar" (ver figura 2).





Figura 2 - Modelo Atômico de Dalton: "bola de bilhar".


O modelo de Dalton baseava-se nas seguintes hipóteses:

Tudo que existe na natureza é composto por diminutas partículas
denominadas átomos;
O átomo é a menor porção da matéria, e é uma esfera maciça,
indivisível e indestrutível;
Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre
si;
Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e um peso
invariável;
Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados;
Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza;
Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas proporções, podemos
formar todas as matérias do universo conhecidos.

O seu trabalho foi amplamente debatido pela comunidade científica e,
apesar de ter sido criticado por físicos importantes, a partir de segunda
metade do século XIX os químicos começaram a se convencer, pelas inúmeras
evidências, de que tal modelo era bastante plausível. Seu modelo atômico
foi chamado de Modelo atômico da bola de bilhar.


Apesar de ser um modelo simples, Dalton deu um grande passo na
elaboração de um modelo atômico, pois foi o que instigou na busca por
algumas respostas e proposição de futuros modelos.


2. O Modelo Atômico de Thompson


Já no século VI a.C., o filósofo grego Tales de Mileto havia percebido
que, atritando um bastão de resina chamado âmbar com um tecido ou pele
de animal, o âmbar adquiria a propriedade atrair objetos leves como folhas
secas, fragmentos de palha, entre outros. Deste fato surgiu o
termo eletricidade, derivado de elektron, palavra grega que significa
âmbar. Notou-se também que a eletrização por atrito pode repelir ou atrair
matérias em intensidades maiores ou menores, a depender das cargas que eles
tomam para si.


Uma explicação razoável para esses fenômenos é que toda a matéria, no
estado normal, contém partículas elétricas que se neutralizam mutuamente;
quando ocorre atrito, essas partículas tendem a migrar de um corpo para
outro, dando origem à eletrização dos corpos.


Outra série de explicações que abriu novos caminhos para os
esclarecimento da estrutura atômica foi o estudo das descargas elétricas em
gases. Em 1854 Heinrich Geisseler notou que quando produzia uma descarga
elétrica no interior de um tubo de vidro, com gás sob baixa pressão, a
descarga aparecia no tubo como uma luz cuja a cor dependeria do gás, da
pressão e da voltagem aplicada.


Já em 1875, William Crookes colocou gases muito rarefeitos em ampolas
de vidro. Submetendo esses gases a voltagens elevadíssimas, apareceram
emissões que foram chamadas de raios catódicos. Quando submetidos a um
campo elétrico uniforme e externo, gerado por duas placas paralelas e
carregadas, esses raios sempre se desviam na direção e no sentido da placa
carregada positivamente e que tal desvio acontecia com qualquer gás dentro
da ampola (ver figura 3).



Figura 3 – Ampola de Crookes


Uma complementação às experiências de Crookes foi feita em 1886 por
Eugen Goldstein, que modificou a ampola de Crookes e descobriu os chamados
raios anódicos ou canais. Esses raios são formados pelos "restos" das
moléculas do gás, que sobram após terem seus elétrons arrancados pela
descarga elétrica. Tendo perdido elétrons (cargas negativas), as partículas
que formam os raios anódicos são positivas, o que pode ser demonstrado pelo
desvio dessas partículas em face dos campos elétrico e magnético (ver
figura 4).




Figura 4 – Experiência de Eugen Goldstein


A partir de 1890, ficou evidente para a maioria dos cientistas que os
átomos consistem em uma parte carregada positivamente e outra
negativamente, representada pelos elétrons, mas isto não era totalmente
claro. Em 1898 Joseph John Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma
esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estriam incrustados,
e apontou que isto levaria a uma fácil remoção de elétrons dos átomos.


Para explicar os fenômenos anteriores, J. J. Thomson propôs, em 1903,
um novo modelo de átomo, formado por uma "pasta" positiva "recheada" por
elétrons de carga negativa, o que garantia a neutralidade elétrica do
modelo atômico (o modelo do "pudim de passas"). Começava-se então a admitir
oficialmente a divisibilidade do átomo e a reconhecer a natureza elétrica
da matéria (ver figura 5).







Figura 5 – Modelo atômico de Thomson ("pudim de passas").





O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente:

A eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separa cargas
elétricas;
A corrente elétrica, vista como fluxo de elétrons;
A Formação de íons positivos e negativos, conforme tivesse excesso ou
falta de elétrons;
As descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de
seus átomos.

3. O Modelo Atômico de Rutherford

O "Modelo atômico de Rutherford", também conhecido como "Modelo
Planetário do Átomo", é uma teoria sobre a estrutura do átomo proposta pelo
físico neozelandês Ernest Rutherford, tendo como base experimentos com
radioatividade. Através de seus estudos, Rutherford concluiu que certos
elementos são radioativos e emitem radiação de alta energia em forma de
raios alfa, ou partículas alfa, raios beta, ou partículas beta, e raios
gama. Essa proposta estava intimamente relacionada à experiência de
Rutherford, realizada em 1908.



3.1 Experimento de Rutherford


O experimento consistia no bombardeamento com partículas alfa, uma
folha de ouro delgadíssima. Com isso verificou-se que a grande maioria das
partículas atravessava a folha sem se desviar, levando à conclusão, com
base nessas observações e em cálculos, que os átomos de ouro - e, por
extensão, quaisquer átomos - eram estruturas praticamente vazias, e não
esferas maciças (ver figura 6).







Figura 6 - experiência de Rutherford





Fatos observados

1. A maioria dos raios passou direto pelas placas de metal;

2. Algumas partículas sofreram desvio ao passar pela placa de ouro;

3. Pouquíssimas partículas foram rebatidas.





Conclusão


1º postulado: O núcleo é positivamente carregado;


2º postulado: A região vazia em torno do núcleo é denominada eletrosfera
que seria onde os elétrons estão localizados (ver Figura 7).


3º postulado: Os elétrons descrevem órbitas circulares estacionárias ao
redor do núcleo, sem emitirem nem absorverem energia;






Figura 7 - modelo atômico de Rutherford


Porém o modelo de Rutherford não explicava alguns fatos e esbarrava
em algumas limitações da física clássica. Uma das falhas do modelo de
Rutherford foi o choque com uma das teorias do eletromagnetismo, de que
toda partícula com carga elétrica submetida a uma aceleração origina a
emissão de uma onda eletromagnética.


O elétron em seu movimento orbital estaria submetido a uma aceleração
centrípeta e, portanto, emitiria energia na forma de onda eletromagnética.


Essa emissão, pelo Princípio da conservação da energia, faria com que o
elétron perdesse energia cinética e potencial, caindo progressivamente
sobre o núcleo, fato que não ocorre na prática. Esta falha foi corrigida
pelo Modelo atômico de Bohr.


4. O Modelo Atômico de Bohr


Os problemas com o modelo do átomo de Rutherford foram resolvidos de
uma forma surpreendente pelo jovem físico dinamarquês Niels Bohr. Em 1912,
Bohr descreveu um modelo de átomo como um núcleo pequeno e carregado
positivamente, cercado por elétrons em órbita circular.


A partir da descrição do modelo de Rutherford, é fácil deixar-se
induzir por uma concepção de um modelo planetário para o átomo, com
elétrons orbitando ao redor do "núcleo-sol". Porém, o equívoco mais sério
desse modelo seria a perda de energia dos elétrons por radiação síncrotron:
uma partícula carregada eletricamente e acelerada emite radiações
eletromagnéticas que têm energia; fosse assim, ao orbitar em torno do
núcleo atômico, o elétron deveria gradativamente emitir radiações e cada
vez mais aproximar-se do núcleo, em uma órbita espiralada, até finalmente
chocar-se com ele.


Como o "colapso" atômico da forma descrita anteriormente obviamente
não acontece, o físico dinamarquês Niels Bohr, baseando-se também nas
ideias de Albert Einstein e Max Planck, reformulou a teoria atômica
mediante conclusões resumidas a cinco postulados:


1º postulado – A energia emitida ou absorvida por um sistema atômico não é
contínua, como mostrado pela eletrodinâmica, mas se processa através de
transições do sistema de um estado estacionário para algum outro diferente.


Portanto, um átomo só emite radiação (seja ela de qualquer
comprimento de onda, na região do visível ou não) caso seja excitado de
algum modo, saindo, assim, de um estado estacionário (permanente e
constante).


2º postulado – Radiação de frequência bem definida é emitida por um sistema
atômico quando há transição de elétron entre camadas. Sendo a energia total
liberada pela transição desse elétron definida por E = h x f, onde f é
frequência da radiação em hertz, e h é a constante de Planck, dada em
Joules.


A partir desse postulado, pode-se afirmar que essa energia liberada
nada mais é que a diferença entre as energias das camadas onde a transição
ocorre. Assim, quando um elétron realiza um salto quântico entre as camadas
K e L de um átomo X, a diferença energética é dada por: EL-EK = h x f.


3º postulado – O equilíbrio dinâmico dos sistemas nos estados
estacionários, baseados em interações eletrostáticas e eletromagnéticas,
obedece às leis da mecânica clássica.


Assim, para transições em diversos estados estacionários (mudança de
camadas) essas leis clássicas não se aplicam. Mesmo que ocorram no limite
de grandes órbitas e altas energias (camadas mais externas).


4º postulado – As possíveis órbitas descritas por elétrons em torno do
núcleo atômico são múltiplos inteiros de h/2π. Inclusive nas órbitas
provenientes de uma transição.


Esse postulado pode ser compreendido da seguinte forma: imaginando os
elétrons com movimento ondulatório, para que o átomo esteja estável
energeticamente, essas ondas não podem sofrer interferência tal que se
aniquilem mutuamente ou causem qualquer tipo de instabilidade no átomo.
Assim, todas devem estar em harmonia, essa, definida pelo múltiplo inteiro
da constante de Planck corrigida para um movimento circular.


5º postulado – O estado no qual a energia emitida é máxima deve ser,
também, um múltiplo inteiro da constante de Planck corrigida para um
movimento circular em relação ao momento angular do elétron.


Assim, de acordo com o 4º postulado, como as órbitas são sempre
múltiplos inteiros de h/2π, as energias máximas emitidas quando o átomo é
excitado (mais precisamente, quando um elétron realiza salto quântico)
também são proporcionais a h/2π. p, com p = momento angular do elétron.
(Ver figura 8.)


Figura 8 - modelo atômico de Bohr

Apesar de plausível, o modelo de Bohr ainda apresentava alguns fatos
que precisavam ser corrigidos. Novas explicações ainda precisavam ser
desenvolvidas.

5. O Modelo da Mecânica Quântica


Logo após Bohr ter apresentado os seus estudos sobre o átomo surgiram
novos experimentos que constataram que um elétron em uma mesma camada
poderia possuir energias diferentes. Para explicar esse fato o cientista
Sommerfild sugeriu que as órbitas dos elétrons fossem em forma de elipse,
pois assim todos teriam energia diferente para uma mesma camada.


As adaptações do modelo atômico não pararam por aí. Em 1932, com os
estudos de Chadwick, foi incluída uma nova partícula ao modelo de
Rutherford, o nêutron.


Para que fosse possível a existência do átomo, deduziu-se que o núcleo
atômico deveria ter um outro tipo de partícula, e como a carga do núcleo
deveria permanecer constante, a sua carga deveria ser neutra. Ela seria
fundamental para a existência do átomo, uma vez que, se o núcleo atômico
fosse composto somente por prótons, a repulsão existente entre eles
tornaria inviável a existência da matéria na forma concebida por aquele
modelo. Por possuírem cargas iguais, os prótons tenderiam a se repelir, e a
presença dos nêutrons no átomo implicaria em uma força entre as partículas,
que seria responsável por mantê-las coesas e em estabilidade. Essa força
ficou conhecida como força nuclear forte.


Porém esse modelo ainda precisaria passar por adequações. Em 1927 o
físico alemão Werner Heisenberg formulou o princípio da incerteza,
afirmando que não se pode ter simultaneamente a velocidade e a posição de
um elétron. Qualquer que seja a opção escolhida, ela implicaria em não
obter a outra. Esse princípio acabou sendo demonstrado em vários
experimentos, e foi de encontro ao modelo atômico de Rutherford, já que não
havia como determinar a posição exata de um elétron no átomo, invalidando a
ideia de órbitas circulares.


Um novo modelo precisava ser criado. Foi para se adequar a essas
limitações que se formulou o Modelo Atômico da Mecânica Quântica, também
conhecido como Modelo Padrão. Nele já não se consideravam mais os elétrons
como retidos em órbitas, mas sim em orbitais, regiões ao redor do núcleo
onde seria possível encontrar o elétron. Os elétrons agora também poderiam
se comportar tanto como ondas tanto como partículas, e sua energia estaria
associada agora aos orbitais atômicos.


Isso tudo fez com que não se pudesse mais ter certeza absoluta da
posição do elétron, e tornou a probabilidade o recurso mais forte para
localizá-lo. Afinal, o orbital era o ponto onde haviam as maiores chances
de se encontrar um elétron no átomo.


Foi então que o físico teórico Paul Dirac calculou quais eram as áreas
mais prováveis de se encontrar um elétron no átomo, e chegou a quatro
números essenciais, os números quânticos primário, secundário, magnético e
spin.


O número quântico principal (n) indicaria em qual nível de energia o
elétron se encontra. Ele poderia variar de um até o infinito, embora todos
os átomos conhecidos atualmente só cheguem até o nível sete.


O número quântico secundário (l) seria responsável pela localização do
elétron no subnível de energia, assim como o formato do orbital. Ele
poderia assumir valores que variariam entre zero e (n-1). Os subníveis
seriam indicados pelas letras s, p, d, f, g, h e assim por diante.


O número magnético (ml) teria a função de localizar o elétron e dar a
orientação espacial do orbital. O número quântico magnético poderia assumir
valores entre -l e +l, inclusive o zero.


O número quântico spin (ms) indicaria o sentido de rotação do elétron
no orbital. Como o elétron só poderia assumir dois valores, o seu sentido
de rotação seria representado pelos números -1/2 e +1/2.


Com esse modelo seria impossível que dois elétrons possuíssem os
mesmos números quânticos. Eles seriam muito similares ao conceito de
endereço. E mesmo que dois elétrons estivessem no mesmo orbital, os seus
sentidos de rotação seriam inversos.


Nesse modelo, a ocupação dos elétrons nos subníveis segue uma regra
básica, conhecida por Regra de Hund: cada orbital recebe inicialmente um
elétron, e caso cada orbital tenha sido ocupado por uma dessas partículas o
restante é redistribuído nos demais orbitais em sentido contrário à
distribuição inicial. O último elétron a ser distribuído é o mais
energético do subnível, e também é conhecido como elétron de diferenciação.


Em 1921, experiências com campos magnéticos permitiram que Otto Stern
e Walter Gerlach chegassem à conclusão de que o elétron girava sobre seu
próprio eixo. Eles verificaram que o elétron girava a uma velocidade tão
alta que se fosse uma esfera ela acabaria por se autodestruir. Como o mesmo
ocorreria para qualquer outra forma geométrica, não adiantava representá-lo
graficamente. Adotou-se então o elétron como ponto matemático, sem forma
nem espaço, descrito somente por suas ações.


As investigações do interior do átomo continuaram, e ainda haviam
muitas perguntas a serem resolvidas, sendo uma delas a pergunta "do que são
feitos os prótons e os nêutrons?". A resposta coube ao americano Murray
Gell-Mann, que em 1969 levou o prêmio Nobel de física por propor o conceito
de quarks.


Os quarks seriam as subpartículas elementares que compõem as
partículas do núcleo atômico. Haveriam seis os tipos de quarks, sendo
apenas dois estáveis, os quarks up e o down, responsáveis por toda a
formação da matéria atualmente. Os outros quatro instáveis, os quarks
charm, strange, top e o quark bottom, só existiriam nos primórdios do
universo.


Com o avanço das pesquisas descobriram-se mais duas famílias de
subpartículas, os léptons e os bósons.


Os léptons seriam partículas elementares, não sendo compostas por
nenhuma outra partícula, e classificados em seis tipos, sendo eles o
elétron e seu neutrino, o múom e seu neutrino, e o tau e o seu neutrino. Já
os bósons seriam as partículas mensageiras do átomo, e existiriam em 13
tipos diferentes, sendo o mais notório o fóton.



Figura 9 - representações dos orbitais atômicos

Mesmo com tantos avanços na física quanto ao modelo atômico, ainda
faltam muitos fatos à serem explicados. Atualmente, a maior expectativa da
física de partículas é conseguir comprovar a existência da última partícula
do Modelo Padrão, o bóson de Higgs. Esse feito não só consolidaria o
modelo, como também explicaria, finalmente, a existência da matéria.




CONCLUSÃO


O modelo de Dalton, concebendo o átomo como uma bolinha maciça e
indivisível, representou um grande avanço para a Química no século XIX. Mas
a ciência e suas aplicações em nosso cotidiano não pararam de evoluir, fato
que pode ser facilmente constatado no desenvolvimento deste trabalho.


A evolução dos modelos atômicos permitiu explicar diversos fatos antes
incompreendidos, tendo como exemplo os raios X, assim como a condução de
corrente elétrica em certas soluções. Com tantos avanços, muitas foram as
descobertas de grande utilidade para a humanidade.


O estudo da evolução tanto histórica, quanto estrutural dos modelos
atômicos demonstra a sua importância não só para o desenvolvimento e
aprimoramento da teoria dos átomos, mas, também, nas diversas aplicações
que podem ser feitas, hodiernamente, e o seus impactos na ciência e na vida
cotidiana. Desde Dalton até o atual Modelo Padrão, vários experimentos
foram realizados, comprovando várias teorias e consolidando assim os
conhecimentos anteriores, bem como impulsionando a busca por novos
conhecimentos.






REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

LIVROS

FELTRE, Ricardo. Química Geral. Volume 1. São Paulo, 2004. 6ª edição.
Editora Moderna.

PINTO, Alexandre Custódio – PEC - Projeto Escola e Cidadania para Todos:
física, volume 3: ensino médio. 1ª Ed. – São Paulo: Editora do Brasil,
2007.




PÁGINAS DA WEB

Modelo Atômico de Bohr – Portal São Francisco

Acesso em 21 de fevereiro de 2012, às 20h 32 min.

Modelos atômicos – Algo Sobre

Acesso em 22
de fevereiro de 2012, às 19h 55min.

Modelo Atômico de Bohr - Wikipédia

Acesso em 22 de
fevereiro de 20 12, às 22h 02 min.

Fundamentos do Modelo Atômico de Bohr - UFRGS

Acesso
em 23 de fevereiro de 2012, às 15h 26 min.

Modelos Atômicos - USP

Acesso em 28 de fevereiro de
2012, às 17h 11min.

Modelos Atômicos – Algo Sobre

Acesso em 20 de
fevereiro de 2012, às 16h 28min.

Léptons e Quarks: Os Constituintes Básicos de Todo o Universo –
Observatório Nacional

. Acesso
em 11 de março de 2012, às 17h 30min.

A física dos quarks e a epistemologia - UFRGS

Acesso em 11 de março de
2012, às 17h 40min.