1) O documento descreve as principais leis e modelos atômicos, incluindo as leis de Lavoisier, Proust, Dalton e os modelos de Thomson, Rutherford, Bohr e Heisenberg. 2) É explicado que os átomos são constituídos de prótons e nêutrons no núcleo e elétrons que orbitam em diferentes níveis de energia. 3) São definidos termos como número atômico, número de massa, isótopos e distribuição eletrônica.

1. Alicya Alves

2. • Lei de Lavoisier ou lei da conservação das massas
A soma das massas, antes da reação é igual a soma das
massas após a reação.
ou
No interior de um recipiente fechado, a massa total não
varia, quaisquer que sejam as transformações que venham
a ocorrer.
ou
Na natureza, nada se perde, nada se cria; tudo se
transforma.

3. • Lei de Proust ou lei das proporções definidas
Uma determinada substância composta é formada por
substâncias mais simples, unificadas sempre na mesma
proporção em massa.
A lei de Proust pode também ser traduzida em um gráfico,
que será sempre em linha reta.

4. • Lei de Dalton ou das proporções múltiplas
Em compostos diferentes, fixando-se a massa de um dos
componentes, as massas do outro componente variam
segundo uma proporção de números inteiros e pequenos.

5. • O átomo de John Dalton era uma bolinha maciça e indivisível.
Para ele, a matéria era formada por partículas que não podiam ser
divididas chamadas de átomos.
• Postulados de Dalton:
I) Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas,
denominadas átomos, que não podem ser criados e nem destruídos. Nas
substâncias, eles se encontram unidos por forças de atração mútua.
II) Cada substância é constituída de um único tipo de átomo. Substância
simples ou elementos são formados de “átomos simples”, que são
indivisíveis. Substâncias compostas são formadas por “átomos
compostos”, capazes de se decompor, durante as reações químicas em
“átomos simples”.
III) Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no
tamanho, na massa e nas demais propriedades; átomos de substâncias
diferentes possuem forma, tamanho, massa propriedades diferentes. A
massa de um ”átomo composto” é igual à soma das massas de todos os
“átomos simples” componentes.
IV) Os “átomos compostos” são formados por um pequeno número de
“átomos simples”.

6. • Para Thomson, o átomo era uma esfera de carga elétrica
positiva “recheada” de elétrons de carga negativa. Esse
modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Este
modelo derruba a ideia de que o átomo é indivisível e
introduz a natureza elétrica da matéria.

7. • o átomo é um enorme vazio;
- o átomo tem um núcleo muito pequeno;
- o átomo tem núcleo positivo (+), já que partículas alfa
desviavam algumas vezes;
- os elétrons estão ao redor do núcleo (na eletrosfera)
para equilibrar as cargas positivas.
O modelo atômico de Rutherford sugeriu então, um átomo
com órbitas circulares dos elétrons em volta do núcleo.
Comparou o átomo com o Sistema Solar, onde os elétrons
seriam os planetas e o núcleo seria o Sol.

8. • Para explicar os erros do modelo anterior, Bohr sugeriu
que o átomo possui energia quantizada. Cada elétron só
pode ter determinada quantidade de energia, por isso ele
é quantizada.
• É comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar,
onde cada elétron possui a sua própria órbita e com
quantidades de energia já determinadas.
• Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de
energia.

9. • O cientista francês Louis de Broglie estudou a
natureza das ondas dos elétrons.
Pare ele, a matéria é formada ora por
corpúsculos, as partículas ora como onda. Esta é
a teoria da dualidade

10. • Segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição
correta de um elétron, é necessário que ele interaja com
algum instrumento de medida, como por exemplo, uma
radiação. A radiação deve ter um comprimento de onda
na ordem da incerteza com que se quer determinar esta
posição.
Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a
precisão do local onde está o elétron.

11. • Cada nível está dividido em subníveis de energia s, p, d, f.
• Número máximo de elétrons em cada subnível:
• K = 1 ; 1s²
L = 2 ; 2s² 2p6
M = 3 ; 3s² 3p6 3d10
N = 4 ; 4s² 4p6 4d10 4f14
O = 5 ; 5s² 5p6 5d10 5f14
P = 6 ; 6s² 6 p6 6d10
Q = 7 ; 7s²
• Os orbitais:
• s – 1
p – 3
d – 5
f – 7

12. • Número atômico (Z)
É o número de prótons existentes no núcleo de um átomo
• Número de massa (A)
A=Z+N
Onde “N” é o número de nêutrons

13. X é um elemento químico qualquer (Ca, F, Al, H, C e etc)
Z é o número atômico
A é a massa

14. • O átomo é eletricamente neutro, ou seja, possui a
mesma quantidade de prótons e elétrons, e
consequentemente, suas cargas se anulam. Mas,
quando um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon
negativo, também chamado de ânion. Quando um átomo
perde elétrons, ele se torna um íon positivo, também
chamado de cátion.

15. • Isóbaros: Mesmo número de massa
• Isótopos: Mesmo número de prótons
• Isótonos: Mesmo número de nêutrons

16. • Os subníveis são preenchidos em ordem crescente de
energia (ordem energética). Linus Pauling descobriu
que a energia dos subníveis cresce na ordem:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d...

17. • Camada de Valência é o último nível de uma distribuição eletrônica, normalmente os
elétrons pertencentes à camada de valência, são os que participam de
alguma ligação química.
- Ordem energética (ordem de preenchimento): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
- Ordem geométrica (ordem de camada): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
Camadas Energéticas: K = 2; L = 8; M = 18; N = 5
A camada de valência do As é a camada N, pois é o último nível que contém elétrons.
• Distribuição Eletrônica em Íons
Átomo: nº de prótons = nº de elétrons
Íon: nº de prótons (p) ≠ nº de elétrons
Íon positivo (cátion): nº de p > nº de elétrons
Íon negativo (ânion): nº de p < nº de elétrons
Distribuição Eletrônica em Cátion
Retirar os elétrons mais externos do átomo correspondente.
• Exemplo:
Ferro (Fe) Z = 26 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 (estado fundamental = neutro)
Fe2+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (estado iônico)
Distribuição Eletrônica em Ânion
Colocar os elétrons no subnível incompleto.
• Exemplo:
Oxigênio (O) Z = 8 → 1s2 2s2 2p4 (estado fundamental = neutro)
O2- → 1s2 2s2 2p6

18. Fim