APOSTILA MODELOS ATÔMICOS TABELA PERIÓDICA ano 2012 em PDF

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
COLÉGIO DE APLICAÇÃO 
Disciplina: Química Série: 9ª Série Professor:Ana Maria 
 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RESUMOS DE QUÍMICA PARA O 9º ANO DO ENSINO FUNDAMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROFESSORA: ANA MARIA ALVES DE SOUZA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
COLÉGIO DE APLICAÇÃO 
Disciplina: Química Série: 9ª Série Professor:Ana Maria 
 2 
5
Ex.:
Exp 1 - Carbono + Oxigênio CO
12 g 16 g 28 g
Exp 2 - Carbono + Oxigênio CO2
12 g 32 g 44 g
Massa de oxigênio Exp 1 16 1
Massa de oxigênio Exp 2 32 2
EVOLUÇÃO DO MODELO ATÔMICO 
 
TEORIA ATÔMICA DE DALTON 
 
Em 1808 Jonh Dalton apresenta 
uma teoria sobre a constituição da 
matéria. Suas idéias podem ser resumidas 
nas seguintes hipóteses: 
 A matéria é constituída por 
átomos. (átomos são partículas 
indivisíveis e indestrutíveis). 
 Os átomos de um elemento 
químico são idênticos (possuem 
mesma massa, tamanhos e 
mesmas propriedades). 
 As substâncias são formados pela 
combinação dos átomos. Os 
átomos se combinam na razão de 
números inteiros e pequenos. 
(Substâncias compostas são 
formadas por átomos de diferentes 
elementos químicos, combinados 
na razão de números inteiros e 
pequenos) 
 As reações químicas ocorrem pela 
combinação e separação entre os 
átomos. (Os átomos não são 
criados nem destruídos). 
 
Além disso, Dalton criou uma 
simbologia para representar os átomos, 
substituindo os símbolos usados pelos 
alquimistas. Ele atribuiu ao átomo o 
formato esférico e acreditava serem esses 
maciços (semelhança com uma bola de 
bilhar). Abaixo, temos uma representação 
de alguns elementos: 
 
Elemento Alquimistas Dalton 
 
 
Ouro G 
 
Obs.: G = Gold (ouro em inglês) 
 
 
 Naquela época não se conheciam 
muitos elementos químicos; e, a proposta 
de Dalton foi uma tentativa de unificar a 
representação dos elementos conhecidos. 
 A teoria de Dalton contribuiu para 
esclarecer as leis de Lavoisier -
Conservação das Massas e Proust - 
Proporções Definidas. 
Dalton também irá contribuir com 
uma lei ponderal; a lei das Proporções 
Múltiplas. 
“Ao se fixar a massa de uma substância 
A e combinar com massas diferentes de 
uma substância B, as massas de B 
apresentarão uma relação de números 
inteiros e pequenos.” 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Obs.: 
Vejam o vídeo do YouTube sobre o 
modelo de Dalton. 
www.youtube.com/watch?v=PUu_Wv
HQT18 
http://www.youtube.com/watch?v=e7xG3
TvepUQ&NR=1 
 
 
 
 
 
 
 
 
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TEORIA ATÔMICA DE THOMSON 
 
Natureza elétrica da matéria 
Quando se fricciona uma caneta 
de plástico sobre o cabelo, observa-se que 
ao se aproximar pequenos pedaços de 
papel, esses são atraídos pelo pente. 
Quando se atrita duas hastes de borracha 
em um tecido de lã e em seguida as 
aproximamos, observa-se que elas vão se 
repelir. O mesmo fato pode ser observado 
com duas hastes de vidro. Esses 
fenômenos ocorreram devido à 
eletrização dos objetos (adquiriram cargas 
elétricas). A atração do papel pelo pente 
ocorreu porque as cargas elétricas desses 
materiais eram diferentes e a repulsão 
entre as hastes de borracha foi devido ao 
fato de ambas estarem carregadas com a 
mesma carga. 
 O fenômeno de atração pode ser 
observado na figura 1 e o de repulsão na 
figura 2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Figura 1 Figura 2 
(Fonte: 
www.cjtmidia.com/quimicaavancada/ano01/10.
html) 
 O fenômeno da eletricidade foi 
observado desde a antiguidade; 
atribuindo-se a Tales de Mileto (640 a.C.-
546 a.C.) a primeira por descobrir que ao 
atritar âmbar com lã, esta atría objetos 
leves (penas, cabelo, palha). 
 Na antiguidade houve propostas 
para explicar esse fenômeno, sendo uma 
delas a emissão de uma substância pelo 
âmbar que denominou-se eflúvio; esta, 
teria a propriedade de atrair os objetos. 
A eletricidade foi objeto de 
investigação por muitos, podendo-se citar 
William Gilbert, no século XVI, que 
inventou um aparelho, o versorium 
(figura 3) que era uma seta de madeira 
suspensa em um suporte, o que lhe 
permitia girar livremente quando se 
aproximava objetos que haviam sido 
atritados. 
 
 
 
Figura 3 
(Fonte: 
www.sparkmuseum.com/ELECTROSCOPE.H
TM) 
 Gilbert realizou muitas 
experiências e sempre observava o 
fenômeno de atração. A repulsão entre 
corpos foi observada pelo jesuíta Nicolo 
Cabeo. 
 Benjamim Franklin, no século 
XVIII, explica o fenômeno da eletricidade 
pela existência de duas cargas elétricas 
que denominou de positiva ( + ) e 
negativa ( - ). 
 No campo da eletricidade muito 
foi pesquisado sobre a natureza elétrica da 
matéria, sendo importante citar a criação 
da pilha (figura 4) por Alessandro Volta, 
no século XIX. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4 
(Fonte:www.profviseu.com) 
(Fonte: www. cq.ufam.edu.br) 
 
http://www.cjtmidia.com/quimicaavancada/ano01/10.html
http://www.cjtmidia.com/quimicaavancada/ano01/10.html
http://www.sparkmuseum.com/ELECTROSCOPE.HTM
http://www.sparkmuseum.com/ELECTROSCOPE.HTM
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O Modelo de Thomson 
 
Na segunda metade do século XIX, é 
desenvolvido por Crookes um 
equipamento para estudo da condução 
elétrica por gases, o tubo de raios 
catódicos (figura 5). 
 
 
 
 
 
 
Figura 5 
(Fonte: www. abrr.hpg.com.br ) 
 
Esse equipamento foi 
confeccionado de vidro ou quartzo e 
dentro dele foi feito o vácuo. Possui duas 
placas metálicas ligadas a uma fonte de 
tensão elétrica. Uma delas é ligada ao 
pólo negativo (denominado de catodo) e a 
outra, ao pólo positivo (denominado de 
anodo). Quando a tensão entre o catodo e 
o anodo fica bem elevada surge um feixe 
luminoso saindo do catodo em direção ao 
anodo. Esse feixe foi denominado de 
"raios catódicos". 
Thomson realizando experimentos 
com o tubo de raios catodicos faz várias 
observações provando que os raios eram 
constituídos por um fluxos de partículas 
de cargas negativas que denominou de 
''elétrons''. Resumindo-se os experimentos 
de Thomson, pode-se observar na figura 
6, que os raios se propagam em linha 
reta; na figura 7 os raios desviam-se do 
campo (-) para o (+), são partículas de 
carga (-) e na figura 8 pode-se observar 
que os raios são partículas (têm massa), 
pois movimentam um molinete de mica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 7 
 
 
 
Figura 8 
 
(Fonte:www. monografias.com) 
 
 
 Esses resultados levaram 
Thomson a conclusão de que essas 
partículas pertenciam aos átomos e as 
denominou de életrons. 
 De posse desses resultados, 
Thomson propôs um novo modelo 
atômico, que ficou conhecido como 
“pudim de passas”. Segundo ele, o 
átomo era maciço, esférico e descontínuo. 
Era constituído por um fluido carregado 
positivamente, sendo as cargas negativas 
dispersas nele. As figuras 9 e 10 mostram 
representações desse modelo. 
 
 
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Figura 9 
(Fonte: estudegrupo.wordpress.com/.../) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 10 
(Fonte: 
educaceara.blogspot.com/2009_12_28_archive.
htm) 
 
CARACTERÍSTICAS ATÔMICAS 
 
O átomo é um sistema eletricamente 
neutro. 
total de cargas positivas (+) = total de 
cargas negativas (-) 
Cargas positivas são os prótons 
Cargas negativas são os elétrons 
Mas o átomo também possui partículas 
quenão possuem cargas elétricas. São os 
nêutrons. 
Nêutron carga nula 
 
♦Como os átomos são caracterizados ? 
Átomos são caracterizados pela carga do 
núcleo; ou seja, pelo número de prótons. 
Número de prótons = Número atômico 
(Z) 
= quantidade de prótons que existe no 
núcleo do átomo. 
Ex.: Cálcio (Ca); Z = 20, tem 20 
prótons 
 Magnésio (Mg); Z = 12, tem 12 
prótons 
 Flúor (F); Z = 9, tem 9 prótons 
 
Moseley – Físico que realizou 
experimentos de bombardeamento com 
raios X em diferentes elementos químicos 
(diferentes tipos de átomos); e, verificou 
que o comportamento deles era 
relacionado à quantidade de cargas + 
(prótons) existentes no núcleo. 
 
♦ Elemento químico é o conjunto de 
átomos que apresentam o mesmo 
número atômico (Z). 
 
♦ Número de massa (A) é definido como 
a soma de prótons e nêutrons que existem 
no núcleo atômico. 
A = Z + n 
Ex.: Hélio (He) tem 2 prótons e 2 
nêutrons. 
Nº atômico do He (Z) = 2 
Nº de massa do He (A) = Z + n: A = 2+2; 
A = 4 
 Ferro (Fe) tem 26 prótons e 30 
nêutrons. 
A = Z + n: A = 26 + 30; A = 56 
 
Representação de Elemento Químico 
♦São ordenados em função do número 
atômico (Z). 
♦Estão arrumados na Tabela Periódica, 
representados por símbolos (letras), 
segundo a IUPAC (União Internacional 
de Química Pura e Aplicada). 
Ex.: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ou
Hg
200
80 80
Hg
200
ou
Mg
24
12
Mg
24
12
http://estudegrupo.wordpress.com/2010/04/06/parte-1-modelo-atomico/
http://educaceara.blogspot.com/2009_12_28_archive.html
http://educaceara.blogspot.com/2009_12_28_archive.html
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 6 
Ne
20
10Na
23
11
+
O
16
8
-2
p
n
e-
=
=
=
11
12
10
p
n
e-
=
=
=
10
10
10
p
n
e-
=
=
=
8
8
10
ÍONS 
 
São espécies químicas que apresentam o 
número de prótons diferente do número 
de elétrons. 
 
Os íons podem ser: 
♦ Positivo 
 -Têm a qtd. de prótons > qtd. de elétrons. 
São denominados cátions. 
Ex.: O átomo de Mg tem p=12 e e 
-
=12 
 O íon Mg
++ 
tem p=12 e e
-
=10. 
 O Mg
++
 é um cátion bivalente. 
♦ Negativo-Têm a qtd. de prótons < qtd. 
de elétrons. São denominados ânions. 
Ex.: O átomo de Cl tem p=17 e e- =17 
O íon Cl-, tem p=17 e e-=18. 
O Cl- é um ânion monovalente. 
 
 
 
SEMELHANÇAS ATÔMICAS 
 
♦ ISÓTOPOS 
Experimentos radioativos realizados por 
Soddy mostraram que um elemento 
químico pode ser constituído por uma 
mistura de átomos de mesmo Z mas com 
A diferentes. Esses átomos foram 
denominados de isótopos. 
 Os isótopos estão localizados no 
mesmo lugar na Tabela Periódica. 
Ex.: 
12
 C (p=6, e-=6, n=6) 
 13
 C (p=6, e-=6, n=7) 
 
♦ ISÓBAROS 
São átomos que têm diferentes Z e 
mesmo A. São átomos de elementos 
químicos diferentes. 
Ex.: 
O Ca tem p=20, e-=20, n=20. 
O Ar tem p=18, e-=18, n=22. 
 
♦ ISÓTONOS 
São átomos que têm o mesmo número de 
nêutrons (n), porém Z e A são diferentes. 
São átomos de Elementos Químicos 
diferentes. 
Ex.: 
 
 
 
 
 
♦ ISOELETRÔNICOS 
Podem ser átomos ou íons. São espécies 
químicas que apresentam a mesma 
quantidade de elétrons. 
Ex.: 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
01-Um átomo de um elemento X apresenta 23 
partículas nucleares das quais 12 possuem carga 
elétrica igual a zero. Com base nessas 
informações podemos afirmar que esse átomo X 
possui: 
(Obs.: p = prótons; n = nêutrons; e
- 
= elétrons) 
a) p = 23; n = 12; e- = 12 
b) p = 23; n = 12; e- = 23 
c) p = 12; n = 11; e- = 11 
d) p = 11; n = 12; e- = 11 
e) p = 11; n = 12; e
- 
= 12 
 
02-(PUC-MG) Assinale a carga de um íon que 
contém 13 prótons, 10 elétrons e 15 nêutrons. 
a) 3+ b) 1+ c) 1- d) 3- 
 
03-(UFRJ-RJ) Considere um átomo cujo número 
atômico é igual a 19, que forma cátion ao 
participar de reações químicas e que apresenta 20 
nêutrons. Seus números de elétrons, prótons e de 
massa são, respectivamente, 
a) 18 e- ; 19 p; 37 b) 19 e- ; 19 p; 37 
c) 19 e- ; 189 p; 39 d) 19 e- ; 19 p; 39 
e) 18 e- ; 19 p; 39 
 
04-(PUC-RS) A espécie química que apresenta 52 
prótons, 75 nêutrons, 54 elétrons é: 
a) 52 Cr+2 b) 112 Cd+2 c) 186 Re-2 
d) 131 Xe e) 127 Te-2 
 
Mg
26
12
p=12
n=14
e-=12
Z=12
A=26
Si28
14
p=14
n=14
e-=14
Z=14
A=28
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 7 
X
A
Z
Na11
23
K19
39
Po84
210
U92
238
O8
16
Br35
79
Ba
56
137
Au79
197
Fe26
56
F
19
9
Cl17
35
1-
F
19
9
O8
16 2-
Na11
23 1+
Mg
12
24 2+
;; ; ;S
32
16 ;
Pt
78
195
;;Cu27
59 Al
13
27 3+
F
19
9
Na11
23
K19
39
O8
161-
F
19
9 O8
16 2-
Na11
23 1+
Al
13
27 3+
- - - - - - -
05-(IME-RJ) Sejam os elementos 63 A
150 , B e C 
de números atômicos consecutivos e crescentes na 
ordem dada. Sabendo que A e B são isóbaros e 
que B e C são isótonos, podemos concluir que o 
número de massa do elemento C é igual a : 
a) 150 b) 64 c) 153 d) 65 e) 151 
 
06- Dois átomos A e B são isóbaros. A tem 
número de massa 4x + 5 e número atômico 2x + 2 
e B tem número de massa 5x -1. O número 
atômico, o número de massa, o número de 
nêutrons e o número de elétrons do átomo A 
correspondem, respectivamente, a: 
a) 14, 29, 14 e 15 b) 29, 15, 14 e 15 
c) 29, 15, 15 e 14 d) 14, 29, 15 e 14 
e) 29, 14, 15 e 15 
 
07-A, B e C têm números de massa consecutivos, 
B é isótopo de A e A é isótono de C. B tem 21 
nêutrons, e C tem 22 prótons. Determine os 
números atômicos e de massa de A, B e C. 
 
08- Sabe-se que os elementos químicos são 
representados por: 
 
onde A representa o número de massa e Z o 
número atômico. Também verifica-se que 
A = p + n (p = prótons e n = nêutrons); 
e Z = p. 
 
 Dados os elementos químicos abaixo, 
determine os valores de A, Z, p, n e o total de 
elétrons (e-) que apresentam. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
09- Como você define cátion? 
 
10- Como você define ânion? 
 
11- Dados os elementos abaixo, faça um círculo 
nos cátions e um triângulo nos ânions. 
 
 
 
12- Qual o total de elétrons das espécies químicas 
representados abaixo: 
 
 
 
 
13- Quantos símbolos de elementos químicos 
você encontra na palavra PERNAMBUCO da 
esquerda para a direita? (Dados: Verifique de 
forma que não haja repetição de letras, nem troca 
de lugar entre elas.) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 8 
O MODELO DE RUTHERFORD 
Em 1911, Ernest Rutherford 
realizou uma experiência (figura 11) que 
modificaria a idéia de que o átomo seria 
uma estrutura maciça e indivisível. 
Devido aos resultados dessa experiência, 
Rutherford propôs um novo modelo para 
o átomo. 
 
Figura 11 
(Fonte: www.cjtmidia.com/quimicaavancada/) 
Na experiência Rutherford 
bombardeou uma fina lâmina de ouro 
(Au) (espessura de 0,0001 cm) com 
partículas α (alfa), emitidas por uma fonte 
do elemento polônio (Po). As partículas α 
foram direcionadas para colidirem com a 
lâmina de ouro; e, poderiam ser 
detectadas quando colidissem com uma 
lâmina de sulfeto de zinco (ZnS). 
Rutherford observou que a maioria das 
partículas α atravessaram a lâmina de 
ouro sem sofrer desvios na trajetória. 
Outras sofreram desvios. Devido a isso, 
Rutherford fez algumas proposições que 
contestavam a idéia de ser o átomo 
maciço. 
 Proposições de Rutherford: 
 O átomo apresenta uma região 
central (núcleo), onde estão 
situadas as partículas de carga 
elétrica positiva (prótons). 
 No núcleo está concentrada a 
massa do átomo (uma vez que a 
massa do elétron se considera 
desprezível). 
 Os elétrons se localizam na 
eletrosfera, região em volta do 
núcleo. 
 Os elétronsestão em movimento 
em volta do núcleo (semelhante ao 
sistema planetário). 
Esse modelo ficou conhecido como 
Modelo Planetário (figura 12). 
 
 O modelo foi criticado por não 
explicar o que impedia os elétrons de 
serem atraídos para o núcleo, já que lá 
estavam localizadas as partículas 
positivas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 12 
(Fonte: www.cjtmidia.com/quimicaavancada/) 
 
 
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 9 
O MODELO DE RUTHERFORD - 
BOHR 
 
Niels Bohr criou um novo modelo 
atômico, em 1913, baseado em espectros 
de emissão. 
A física clássica não explicava o 
comportamento de coisas muito 
pequenas, tais como o átomo. Mas, em 
1900 surge uma nova teoria, denominada 
teoria dos quanta. De acordo com essa 
teoria, a energia se propagava de forma 
descontínua; ou seja, como pacotes de 
energia que foram denominados quantum. 
Niels Bohr fundamentou o seu modelo 
atômico na teoria dos quanta de Max 
Planck. 
Em estudos com moléculas de 
hidrogênio, Bohr propõe um novo modelo 
atômico em função dos estudos de De 
Broglie, Planck e outros. A partir daí o 
elétron não é mais visto como partícula, 
mas como onda. 
 
 
POSTULADOS DE BOHR 
 
1. Em um átomo são permitidas 
órbitas circulares, onde o elétron 
apresenta energia constante. 
2. O elétron assume valores de 
energia determinados que 
correspondem às órbitas 
permitidas (níveis de energia ou 
camadas energéticas). 
3. Um elétron localizado na sua 
órbita, não ganha nem perde 
energia. Ele se encontra no estado 
estacionário. 
4. Um elétron pode absorver energia 
(em unidades discretas – quanta) 
de uma fonte externa. 
5. O elétron ao absorver um quantum 
de energia, ele pula para uma 
órbita mais externa (mais afastada 
do núcleo). Diz-se que o elétron 
realizou um salto quântico; está no 
estado excitado. 
6. Quando o elétron retorna a sua 
órbita (menor energia) ele perderá 
a energia absorvida (corresponde a 
diferença entre a energia que ele 
possuía e a que ele recebeu da 
fonte externa) na forma de onda 
eletromagnética (emissão de 
fóton) 
 
 
No modelo atômico de Rutherford 
- Böhr, o átomo possui um núcleo (região 
com carga elétrica positiva – prótons) e os 
elétrons encontram-se distribuídos em 
torno do núcleo (na eletrosfera), em 
níveis de energia ou camadas (órbitas). 
 
 Na figura 13, tem-se uma 
representação do salto quântico segundo 
os postulados de Bohr. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 13 
(Fonte: pt.wikipedia.org) 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 10 
 
O MODELO ATÔMICO ATUAL 
 
O modelo proposto por Bohr trouxe um 
avanço ao considerar níveis quantizados 
de energia, mas ainda apresentava 
inúmeros problemas. 
 
O modelo atômico atual é um modelo 
matemático- probabilístico que se 
baseia em dois princípios : 
- Princípio da Incerteza de 
Heisenberg: é impossível 
determinar com precisão a posição 
e a velocidade de um elétron num 
mesmo instante. 
- Princípio da Dualidade da 
matéria de Louis de Broglie: o 
elétron apresenta característica 
DUAL, ou seja, comporta-se 
como matéria e energia sendo uma 
partícula-onda. 
 
Erwin Schröndinger (1887 - 1961) 
fundamentado nestes dois princípios criou 
o conceito de Orbital. 
Orbital é a região onde é mais provável 
encontrar um életron. 
 
Dirac calculou estas regiões de 
probabilidade e determinou os quatro 
números quânticos, que são: principal 
(n), secundário (l), magnético (ml) e 
spin (s). 
Número quântico principal (n): indica o 
nível de energia do elétron no átomo. 
Entre os átomos conhecidos em seus 
estados fundamentais, n varia de 1 ao ∞ 
(infinito); mas para os átomos conhecidos 
atualmente, n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. 
O número máximo de elétrons em cada 
nível é dado por 
2.n 
2
 
Para os átomos conhecidos a distribuição 
eletrônica ocorre de acordo com a figura 
14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(Fonte: diaadia.pr.gov.br) 
Figura 14 
 
Número quântico secundário ou 
azimutal (l): indica a energia do elétron 
no subnível. 
Entre os átomos conhecidos em seus 
estados fundamentais, l varia de 0 a 3 e 
esses subníveis são representados pelas 
letras s, p, d, f, respectivamente. 
A quantidade máxima de elétrons em 
cada subnível é dado por 2 (2 .l + 1): 
Na tabela 1 temos um exemplo de 
aplicação dessa fórmula. 
 
Tabela 1 – Relação entre subnível e nº 
quântico 
 
 
 
 
 
 
 
 
(Fonte: mundoeducacao.com.br) 
 
 
Orbital: É a região mais provável onde o 
elétron pode ser localizado. 
Em cada orbital localizam-se no máximo 
2 elétrons. 
 
Orbital x subnível: Há 1 orbital no 
subnível s, 3 no subnível p, 5 no subnível 
d e 7 no subnível f. 
 
 
 
 
 
 
http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/incerteza%20de%20heisenberg.htm
http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/incerteza%20de%20heisenberg.htm
http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/dualidade.htm
http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/dualidade.htm
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COLÉGIO DE APLICAÇÃO 
Disciplina: Química Série: 9ª Série Professor:Ana Maria 
 11 
 A forma dos orbitais dos subníveis s e p 
encontra-se na figura 15. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbitais p e s 
(Fonte: qpcpesquisa.com) 
 
Figura 15 
 
 
 
Na figura 16, tem-se a representação dos 
orbitais 1s, px, py e pz. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbital s 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbitais p 
(Fonte: oescolar.wordpress.com) 
Figura 16 
 
Os orbitais d - Consistem em cinco 
orbitais, representados por: 
 dx , dy , dz , dx
2
 - y
2
 e dz
2
 
No átomo isolado, todos eles têm energias 
equivalentes. 
Na figura 17, tem-se a representação dos 
orbitais d 
 
Os orbitais f são mais complexos que os 
orbitais d. Eles são importantes para a 
química dos elementos lantanídeos e 
actinídeos. 
Na figura 18, têm-se as representações 
dos orbitais f. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbitais d 
(Fonte: oescolar.wordpress.com) 
Figura 17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbitais f 
(Fonte: cq.ufam.edu.br) 
 
Figura 18 
 
 
 
 
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Disciplina: Química Série: 9ª Série Professor:Ana Maria 
 12 
 
Diagrama de Pauling: 
Descreve a distribuição eletrônica dos 
níveis e subníveis em ordem crescente de 
energia. 
Obs.:Um subnível deve ser 
completamente preenchido para depois 
iniciar o seguinte. 
Na figura 19, tem-se a representação do 
diagrama de Pauling e os subníveis com a 
quantidade máxima de elétrons que 
suportam. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(Fonte: domfeliciano-sec.dyndns.org) 
Figura 19 
 
Para o 26Fe que apresenta um total de 26 
elétrons, tem-se a distribuição eletrônica: 
1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
6
, onde o índice 
representa o número de elétrons em cada 
subnível. É importante lembrar que para 
átomos no estado fundamental, o total de 
elétrons é igual ao de prótons. 
Para o íon (átomo que recebeu ou perdeu 
elétrons) 26Fe
2+
, temos a seguinte 
distribuição eletrônica: 
Para o íon (átomo que recebeu ou perdeu 
elétrons) 26Fe
2+
, tem-se a seguinte 
distribuição eletrônica: 
 
 
 
 
 
(Fonte: vestibulandoweb.com.br) 
 
 
Observe: A perda ou ganho de elétrons 
não ocorre na camada eletrônica mais 
energética, mas na camada mais externa, 
denominada de camada de valência 
(C.V). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ordem de prenchimento de subníveis pela 
energia 
(Fonte: fortunecity.com) 
 
 
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 13Exercícios: 
 
1. Faça a distribuição eletrônica para 
os átomos de 11Na; 9F; 8O e 3Li. 
2. Faça a distribuição eletrônica para 
os íons 11Na
1+
; 9F
1-
; 8O
2-
 e 3Li
1+
. 
3. Quais destas espécies químicas 
são ânions? 
4. Quais dessas espécies químicas 
são cátions? 
5. Dê o nome de cada um dos 
elementos químicos presentes no 
exercício 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(Fonte: brasilescola.com) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(Fonte: mundoeducacao.com.br) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Diagrama da energia relativa dos sub-
níveis atômicos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(Fonte: plato.if.usp.br) 
 
 
 
 
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 14 
 
EXCEÇÕES NA DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS 
QUÍMICOS. 
Existem átomos que não seguem 
totalmente a ordem de preenchimento dos 
elétrons nos subníveis (ao final da 
distribuição eletrônica). Isso é devido ao 
fato de que alguns subníveis apresentam 
energia muito próxima, tais como o 4s e o 
3d. 
A simetria da distribuição de elétrons nos 
níveis e subníveis também contribuem 
para essas exceções. 
 
Ex.: Distribuição eletrônica do elemento 
Cobre no estado fundamental (29Cu). 
 
29Cu – 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
9
 
 
Essa é a distribuição dos elétrons que 
faríamos para o Cu no estado 
fundamental. Mas devido às questões que 
foram citadas anteriormente, o Cu ficará 
com a seguinte distribuição eletrônica: 
29Cu – 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
3d
10
 . 
Caso semelhante pode-se exemplificar 
para o Cromo e o Molibdênio: 
Cromo (24Cr) 
 
24Cr – 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
4
 
ficará 
24Cr – 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
3d
5
 
 
 
Molibdênio (42Mo) 
 
42Mo – 
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
4
 
ficará 
42Mo – 
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
1
4d
5
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 15 
 
 
TABELA PERIÓDICA 
 
A HISTÓRIA DA TABELA 
PERIÓDICA 
 
OBSERVAÇÕES GERAIS: 
 
♦ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn), 
cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) 
são elementos químicos conhecidos desde 
a antiguidade. 
♦A primeira descoberta científica de um 
elemento qímico,ocorreu em 1669 pelo 
alquimista Henning Brand. O elemento 
que ele , descobriu foi o fósforo (P). 
♦Após 200 anos verifica-se aumento do 
conhecimento relativo a: 
-Propriedades dos elementos e dos seus 
compostos. 
-Novos elementos são descobertos. 
-Cientistas iniciam investigação de 
modelos para identificar as propriedades e 
métodos de classificação dos elementos 
. 
♦Primeira classificação: 
 - Divisão dos elementos em metais e 
não-metais. 
 - Previsão das propriedades de outros 
elementos (metais ou não metais). 
 
TRÍADES DE DÖBEREINER 
Johann W. Döbereiner, em 1829, teve a 
primeira idéia de agrupar os elementos 
em grupos de três - ou tríades. 
Tríades – Foram separadas pelas massas 
atômicas com propriedades químicas 
muito semelhantes. 
♦A massa atômica do elemento central da 
tríade = média das massas atômicas do 
primeiro e terceiro membros. 
 Problemas: Existiam metais que não 
podiam ser agrupados em tríades. 
♦As tríades: 
- Cl, Br e I MBr= 35,5 + 126,9 / 2 = 81,2 
- Li, Na e K MNa= 6,9+ 39,1 / 2 = 23 
PARAFUSO TELÚRICO DE 
CHANCOURTOIS 
 
♦Em 1863, A. E. Béguyer de 
Chancourtois, um geólogo, arruma os 
elementos, em ordem crescente de suas 
massa atômica, numa espiral traçada nas 
paredes de um cilindro,. 
Observa-se que os elementos com 
propriedades semelhantes localizam-se 
numa linha vertical. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1862 - O parafuso telúrico de 
Chancourtois 
(Fonte:www.dqi.ufms.br/~lp4/ELEMENTOS.PDF) 
 
LEI DAS OITAVAS DE NEWLANDS 
 
♦Em 1864, o inglês John A.R. Newlands 
(professor de química no City College em 
Londres), sugere que os elementos sejam 
arranjados num modelo periódico de 
oitavas, na ordem crescente de suas 
massas atômicas, arrumados em linhas 
horizontais. O oitavo elemento 
apresentava propriedades semelhantes ao 
primeiro elemento, o nono elemento 
apresentava propriedades semelhantes ao 
segundo e assim sucessivamente, 
verificando-se uma relação periódica. 
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 16 
 
 
Comparou o fenômeno a escala musical. 
(analogia com os sete intervalos da escala 
musical – (Dó–Ré-Mi-Fá-Só-Lá-Si). 
 
 
1864 - A leis das oitavas de Newlands 
(Fonte:www.dqi.ufms.br/~lp4/ELEMENTOS.PDF) 
 
TABELA DE MENDELEYEV 
 
♦Dimitri Ivanovitch Mendeleyev criou a 
base da classificação periódica moderna. 
Ele registrou as propriedades dos 
elementos químicos conhecidos em um 
fichário e verificou que organizando os 
elementos em ordem crescente de suas 
massas, após determionados intervalos, 
apareciam elementos com propriedades 
semelhantes. Ele observou uma 
periodicidade. Em 1869, Mendeylev 
organiza os elementos em uma tabela, 
onde os que possuem propriedades 
semelhantes são localizados numa mesma 
coluna. 
A tabela de Mendeleyev observavam-se: 
- Elementos químicos arrumados em 
ordem crescente de suas massas atômicas. 
- Elementos químicos distribuídos em 
oito colunas verticais e doze faixas 
horizontais. 
- Propriedades dos elementos químicos 
variavam periodicamente com aumento 
da massa atômica. 
- Previsão de elementos que não haviam 
sido descobertos. 
 
A seguir, tem-se a tabela criada por 
Mendeleyev. 
 
Obs.: Os símbolos no topo de cada 
coluna são as fórmulas moleculares 
escritas no estilo do século XIX. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1872 - A tabela periódica de 
Mendeleyev 
(Fonte:www.dqi.ufms.br/~lp4/ELEMENTOS.PDF) 
 
♦Um outro cientista que também 
contribuiu para a classificação periódica 
foi o alemão Lothar Meyer. O seu 
trabalho ocorreu simultâneo ao de 
Mendeleyev. Meyer tentou organizar os 
elementos em uma tabela, pois observa 
uma relação de periodicidade entre os 
volumes atômicos e as massas dos 
elementos. 
Como Mendeleyev chegou a um grau de 
precisão científica não atingida por seus 
colegas, pode-se supor que a 
periodicidade dos elementos e a idéia da 
organização de uma tabela tenham sido 
associadas ao seu nome. 
 
A DESCOBERTA DO NÚMERO 
ATÔMICO 
 
♦Em 1913, o cientista britânico Henry 
Moseley descobriu que o número de 
prótons no núcleo de um determinado 
átomo, era sempre o mesmo e, aplicou 
essa idéia para o número atômico de cada 
átomo. Devido ao seu trabalho, a tabela 
periódica moderna esta baseada no 
número atômico dos elementos. 
 
 
 
 
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Sólido Líquido T A B E L A P E R I Ó D I C A Gás Sintetizados 
91 Protactínio
n
o
Atômico/Nome 
Fajans e Gohring 1913
Descobridor 
1 
1A 
2,8,18,32,20,9,2
Elétrons nas Camadas 
1230 | --
Fusão/Ebulição(°C) 
18 
0 
H 
2 
2A 
231,0359
Peso Atômico 
1,5
Eletronegatividade 
13 
3A 
14 
4A 
15 
5A 
16 
6A 
17 
7A He 
Li Be [Rn]5f2,6d1,7sConfiguração Eletrônica* B C N O F Ne 
Na Mg 
3 
3B 
4 
4B 
5 
5B 
6 
6B 
7 
7B 
8 
8B 
9 
8B 
10 
8B 
11 
1B 
12 
2B Al Si P S Cl Ar 
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 
Cs Ba La/Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 
Fr Ra Ac/Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt - - - 
 
Lantanídios La Ce Pr Nd Pm Sm EuGd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 
Actinídios Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 
* Em função das limitações do JavaScript, os números da configuração eletrônica não estão apresentados 
em sobrescrito, como seria o correto. 
* Utilize Netscape 3.0 ou Explorer 4.0 para melhor visualização deste site. 
 
 
 
 
Conclusão: 
♦Os átomos estão organizados na tabela 
periódica de acordo com o aumento do 
número atômico. 
 
AS ÚLTIMAS MODIFICAÇÕES 
 
A última modificação na tabela periódica, 
resultou do trabalho de Glenn Seaborg na 
década de 50. 
À partir da descoberta do plutônio em 
1940, Seaborg descobriu todos os 
elementos transurânicos (do número 
atômico 94 até 102). Reconfigurou a 
tabela periódica colocando a série dos 
actnídeos abaixo da série dos lantanídeos. 
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio 
Nobel em química pelo seu trabalho. 
O elemento 106 tabela periódica é 
chamado seabórgio, em sua homenagem. 
 
O atual sistema de numeração dos grupos 
da tabela periódico é uma recomendação 
da União Internacional de Química Pura e 
Aplicada (IUPAC). A numeração é feita 
em algarismos arábicos de 1 à 18, 
iniciando a numeração da esquerda para a 
direita. O grupo 1 é o dos metais alcalinos 
(antes IA) e o 18 o dos gases nobres 
(antes 0). 
 
Na Tabela Periódica moderna, os 
elementos são colocados em ordem 
crescente de número atômico. 
 
Para obter mais informações, entrem 
nos sites indicado a seguir: 
http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/tabela_apres.html 
http://www.tabela.oxigenio.com/ 
 
Sobre as Propriedades dos elementos 
químicos na tabela, consulte o site 
abaixo: 
http://www.ca.ufsc.br/qmc/tabela/tabela.html 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(Fonte:http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/tabelaperiodica/t
abelaperiodica1.htm) 
 
 
 
 
 
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 
Distribuição eletrônica da camada de 
valência nas famílias dos elementos 
representativos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(Fonte:http://www.portalsaofrancisco.com.br) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://www.tabela.oxigenio.com/
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Disciplina: Química Série: 9ª Série Professor:Ana Maria 
 18 
 
 
 
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO 
Distribuição eletrônica da camada de 
valência nas famílias dos elementos de 
transição. 
 
 
 
(Fonte:http://www.portalsaofrancisco.com.br)