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• Lei de Lavoisier ou lei da conservação das massas 
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ou 
No interior de um recipiente fechado, a massa total não 
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que será sempre em linha reta.
• Lei de Dalton ou das proporções múltiplas 
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componentes, as massas do outro componente variam 
segundo uma proporção de números inteiros e pequenos.
• 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”.
• 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.
• 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.
• 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.
• 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
• 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.
• Cada nível está dividido em subníveis de energia s, p, d, f. 
• Número máximo de elétrons em cada subnível: 
• K = 1 ; 1s² 
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• Número atômico (Z) 
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• Número de massa (A) 
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X é um elemento químico qualquer (Ca, F, Al, H, C e etc) 
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• 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.
• Isóbaros: Mesmo número de massa 
• Isótopos: Mesmo número de prótons 
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energia (ordem energética). Linus Pauling descobriu 
que a energia dos subníveis cresce na ordem: 
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• Camada de Valência é o último nível de uma distribuição eletrônica, normalmente os 
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• Distribuição Eletrônica em Íons 
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Distribuição Eletrônica em Cátion 
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• Exemplo: 
Ferro (Fe) Z = 26 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 (estado fundamental = neutro) 
Fe2+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (estado iônico) 
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• Exemplo: 
Oxigênio (O) Z = 8 → 1s2 2s2 2p4 (estado fundamental = neutro) 
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Aula 2 – modelos atômicos

  • 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