REVISÃO

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Revisão PB2 de Ciências 
9º ano 
Modelos atômicos 
O que é um átomo ?
É a unidade fundamental da matéria, é a menor fração capaz de identificar um elemento químico.
A história do átomo
Tudo começou na Grécia…
No século V a. C. …
Demócrito	 e L eucipo
Átomo
 Elaboraram uma teoria que afirmava que se todos os compostos fossem divididos infinitamente, em um determinado momento não se poderia dividir mais a matéria, pois tudo seria composto de minúsculas partículas indivisíveis. Eles deram a essas partículas o nome de átomo (do grego, a: não; tomo: divisível).
 Modelo baseado apenas na intuição e na lógica
 O filósofo grego Aristóteles (384 a.C. - 322 a.C) tentou explicar a constituição de todas as substâncias a partir dos elementos terra, ar, fogo e água.
Nota: as idéias de Demócrito permaneceram inalteradas por aproximadamente 2200 anos. 
Já no início do século XIX…
Com a evolução da ciência e o uso de experimentos, os cientistas começaram a determinar certas leis relacionadas a alguns fenômenos que ajudaram a desenvolver melhor esse conceito.
A seguir estão listadas as teorias mais estudadas:
1º) Modelo atômico de Dalton (“modelo da bola de bilhar”)
 O primeiro cientista que retomou essa teoria de Demócrito e Leucipo foi John Dalton (1766-1844), no ano de 1803. Baseado em experiências e nas leis ponderais de Proust (Lei das proporções constantes) e de Lavoisier (Lei de conservação das massas), ele formulou o primeiro modelo atômico, que dizia sucintamente o seguinte:
“Toda matéria é formada por átomos, que são partículas maciças, esféricas e indivisíveis, e um átomo de um elemento se diferencia do outro somente pela mudança nos tamanhos e nas massas.”
Cientista John Dalton e seu modelo atômico
2º) Modelo atômico de Thomson (“modelo do pudim de uvas passas”)
Com o estudo das características elétricas da matéria, J.J.Thomson (1856-1940) realizou em 1887 um experimento com um feixe de raios catódicos e descobriu partículas negativas que eram atraídas pelo polo positivo de um campo elétrico externo.
Dessa forma, ele concluiu que o átomo deveria conter uma partícula subatômica negativa, denominada de elétron. Assim, caiu por terra a teoria de Dalton de que o átomo seria indivisível. Seu modelo atômico foi o seguinte:
“O átomo é uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça, incrustada de elétrons (negativos), de modo que sua carga elétrica total é nula”.
Cientista J.J.Thomson e seu modelo atômico
3º) Modelo atômico de Rutherford (“modelo do sistema solar - planetário”)
Com a descoberta da radioatividade, as pesquisas sobre a constituição da matéria puderam ser mais exploradas. Enerst Rutherford (1871-1937) realizou em 1911 um experimento com partículas alfa (α), no qual tentou verificar se os átomos realmente eram maciços. Ao final do experimento, os resultados obtidos mostraram que o átomo contém imensos espaços vazios e um núcleo positivo, onde ficavam os prótons (partículas subatômicas positivas). Portanto, o modelo de Rutherford é enunciado assim:
“O átomo é constituído de duas regiões distintas: um núcleo ou região central que contém praticamente toda a massa do átomo e apresenta carga positiva; e uma eletrosfera, isto é, uma região ao redor do núcleo, onde os elétrons giram em órbitas circulares”.
Cientista Ernest Rutherford e seu modelo atômico
Com a descoberta da terceira partícula subatômica, o modelo de Rutherford passou a incluir os nêutrons (partículas sem carga elétrica) no núcleo.
Experiência de Rutherford
Em 1932 …
James C hadwick (1891 – 1974)
Chadwik descobriu outro tipo de partículas existentes no núcleo do átomo: o nêutron.
Os nêutrons são partículas sem carga eléctrica
4º) Modelo atômico de Rutherford-Böhr
Se o átomo fosse como Rutherford propunha, os elétrons adquiririam um movimento em espiral e colidiriam com as partículas positivas do núcleo, além disso, eles perderiam energia em forma de radiação. Assim, em 1913 foi criado um novo modelo atômico pelo Químico Niels Böhr (1885-1962), que, apesar de revolucionário, mantinha as principais características do modelo de Rutherford. De maneira que este modelo passou a ser chamado de modelo atômico de Rutherford-Böhr e enunciava:
“O átomo pode ser representado de forma que as órbitas permitidas para os elétrons tenham relação com os diferentes níveis de energia e, ainda, com asrespectivas	raias	presentes	noespectro característico de cada elemento químico.”
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Cientista Niels Böhr com seu modelo atômico, que aperfeiçoou o modelo de Rutherford
Desse modo, cada órbita circular permitida para os elétrons possuem energias diferentes, constantes e determinadas; sendo denominadas de níveis de energia.
Bohr
MODELO ATUAL
Schrödinger
( 1887 – 1961)
Em 1932, James Chadwick provou que, no núcleo não existiam somente cargas elétricas positivas, mas também, partículas com carga neutra que de certa forma isolam os prótons, evitando repulsões, e por isso foram denominados de nêutrons.
Protons e neutrons são feitos de quarks.
Em 1994, uma equipe internacional do Laboratório Fermilab, nos Estados Unidos (EUA), confirmou a existência da mais pesada das subpartículas fundamentais da matéria, o quark top (topo). Com a confirmação, os físicos completaram a lista de subpartículas que compõem toda a matéria existente na natureza.
Modelo da nuvem electrônica
Up (para cima) – É o mais leve dos quarks. Cada próton possui dois up em seu interior. Cada nêutron, um.
Down (para baixo) – Faz dupla com o up na constituição da matéria. Cada próton tem um down e cada nêutron, dois.
O elétron ocupa uma orbital
Região do espaço onde há probabilidade de encontrar um elétrons com uma dada energia
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Resumindo...
O modelo atômico atual – modelo da nuvem eletrônica
Núcleo (responsável pela massa do átomo)
Prótons que têm carga eléctrica positiva;
Nêutrons que não têm carga eléctrica;
Nuvem electrónica (responsável pelo tamanho do átomo).
Elétrons que têm carga elétrica negativa.
	
Evolução do modelo atómico
Dalton (1803)
(átomo indivisível)
Schrödinger (1926) (nuvem electrónica)
Rutherford (1911) (núcleo)
Bohr (1913)
(níveis de energia)
Thomson (1904)
(cargas positivas e negativas)
Dalton (1803)
(átomo indivisível)
Matéria => Moléculas => Átomos => Partículas subatômicas
Toda matéria é constituída por partículas minúsculas chamadas átomos.
Os átomos apresentam duas partes fundamentais: o Núcleo e a Eletrosfera. As partículas que constituem os átomos são: Prótons, Nêutrons e Elétrons.
No núcleo (centro) do átomo são encontrados os nêutrons e prótons; enquanto que na eletrosfera são encontrados os elétrons.
Estudos , permitem determinar características físicas das partículas atômicas, tais como carga elétrica relativa e massa relativa, que podemos observar na tabela:
Partícula
Massa
Relativa
Carga
Relativa
Elétron
1/1836*
- 1
Próton
1
+ 1
Nêutron
1
0
*A massa do elétron é desprezível, e não podemos afirmar que o mesmo não tem massa. O elétron tem uma massa que é, aproximadamente, 1836 vezes menor que a massa do próton.
Átomo do Carbono (C)
Os átomos reúnem-se em grupos denominados moléculas.
No caso da substância água, as moléculas são formadas por dois átomos do elemento químico hidrogênio (H) e um átomo do elemento químico oxigênio (O)
Composição básica de um átomo
 Núcleo: região mais densa do átomo e comporta prótons e nêutrons;
 Níveis de energia: regiões que envolvem o núcleo e que abrigam subníveis, orbitais e elétrons. Há sete níveis de energia, que são representados pelas letras K, L, M, N, O, P e Q;
 Subníveis de energia: são regiões que abrigam os orbitais. Estão presentes em todos os níveis e são representados por letras (s, p, d f). Sua quantidade depende de cada nível: K (possui subnível s), L (possui subníveis s e p), M (possui subníveis s, p e d), N (possui subníveis s, p, d e f), O (possui subníveis s, p, d e f), P (possui subníveis s, p e d) e Q (possui subníveis s e p);
 Orbitais atômicos: regiões de maior probabilidadede se encontrar um elétron. Cada subnível apresenta uma quantidade diferente de orbitais: s (um orbital), p (três orbitais), d (cinco orbitais) e f (sete orbitais);
 Prótons: carga elétrica positiva + e massa igual a 1.
 Nêutrons: não carga elétrica 0 e massa igual a 1.
Elétrons: carga elétrica negativa - e massa desprezível.
No átomo em equilíbrio ou NEUTRO, o número de prótons tem que ser igual ao número de elétrons.
Importante!!!! Vamos rever:
Átomo
Núcleo
Eletrósfera
Prótons ( + )
Nêutons (0)
Elétrons (-)
Os elementos químicos 
Na natureza e também desenvolvidos em laboratório foram descritos 115 átomos diferentes que constituem os elementos químicos.
Cada elemento é identificado por um nome, um símbolo e um número atômico.
O nome tem origem nas línguas latina ou grega. 
O símbolo é a primeira letra ou duas letras do nome (sempre com letra maiúscula, se for duas letras a primeira será maiúscula).
Alguns símbolos são escritos com letras que não possuem correspondência em língua portuguesa. Isso acontece porque os símbolos têm como referência, os nomes dos elementos em latim, exemplo a prata (Argentum), o ouro (aurum), o chumbo (plumbum). É uma linguagem universal, assim os elementos e símbolos serão conhecidos igualmente em qualquer parte do mundo.
Representação de um átomo
Número atômico ( z ):
indica o número de prótons presentes no núcleo do átomo e o número de elétrons (e) presentes nos níveis de energia.
p = e
Z =nº atômico 
p = nº prótons
E como já falamos antes: um átomo neutro o nº de prótons ( p ) é igual ao nº de elétrons ( e ). .
e = nº elétrons
Importante!!!!
Número de massa (A): indica a massa presente no núcleo do átomo, que resulta da soma do número de prótons (p) e o número de nêutrons (n).
A = nº massa	
Z = nº atômico 
n = nº nêutrons
Com esta mesma expressão podemos, também calcular o n.º atômico e o n.º de nêutrons do átomo
Z = A - n
n.º atômico 
n = A - Z
n.º de nêutrons 
Notação geral do elemento químico
É comum usarmos uma notação geral para representá-lo. Nesta notação encontraremos, além do símbolo, o n.º atômico (Z) e o n.º de massa (A).
E = elemento químico 
Z = nº atômico
A = nº massa atômica
*nº da massa poderá ficar no lado superior esquerdo do símbolo.
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Exemplo: 80Hg201
( Z )
símbolo
(A)
Átomos e íons
Em determinadas situações, os átomos podem ganhar ou perder elétrons. Quando o átomo deixa de ser neutro e passa a adquirir uma carga elétrica, transformando-se em um íon.
Um átomo eletricamente neutro perde elétrons da eletrosfera, passa a apresentar nº de prótons maior que o nº de elétrons, ou seja, excesso de carga positiva. Assim, transforma-se em um íon positivo (cátion).
Por outro lado, quando um átomo ganha elétrons na eletrosfera, passa a apresentar uma quantidade de elétrons maior que o nº de próton, ou seja, passa a ser carga negativa. Assim, transforma-se em um íon negativo (ânion).
ÍON POSITIVO ( + ) 	 CÁTION
ÍON NEGATIVO ( - ) ÂNION
Vejamos os exemplos:
ÍON CÁTION
ÍON ÂNION
Exemplos:
Fe 3+ é um cátion e o átomo de ferro perdeu 3 elétrons para produzi-lo
O 2– é um ânion e o átomo de oxigênio ganhou 2 elétrons para produzi-lo.
Semelhanças atômicas
Segundo a propriedade da semelhança atômica, os átomos podem ser classificados em isótopos, isóbaros, isótonos ou isoeletrônicos, como podemos observar em cada caso abaixo:
ISÓTOPOS: Átomos que pertencem ao mesmo elemento químico, apresentam o mesmo nº atômico (Z), ou seja, mesmo nº de prótons (p) e diferentes nº de massa (A) 
ISÓTOPOS: = Z / p ≠ A!
Ex.: Carbono (C) apresenta vários isótopos diferentes.
Símbolodo
Elemento
Nºde prótons
(Z = p)
Nºde nêutrons
(n)
Nºde massa
atômica(A)
11
C
6
5
11
12
C
6
6
12
13
C
6
7
13
14
C
6
8
14
ISÓBAROS: Átomos que possuem o mesmo nº de massa atômica (A), no entanto o nº atômico
(Z) é diferente, assim como o nº de nêutrons.
ISÓBAROS: = A ≠ Z / p ≠ n!
Símbolo do
elemento
Nºde prótons
(Z = p)
Nºde nêutrons
(n)
Nºde massa
atômica(A)
20Ar40
20
20
40
18Ca40
18
22
40
Ex.: Os elementos Cálcio (Ca) e Argônio (Ar) são átomos isóbaros. Observe:
 
ISÓTONOS: Átomos que possuem o mesmo nº de nêutrons, mas diferentes nº atômicos (Z) e de massa atômica (A), por pertencerem a elementos químicos distintos.
 
ISÓTONOS: Átomos que possuem o mesmo nº de nêutrons, mas diferentes nº atômicos (Z) e de massa atômica (A), por pertencerem a elementos químicos distintos.
ISÓTÓNOS: = n ≠ Z / p ≠ A!
Ex.: Magnésio (Mg) e Silício (Si) são átomos isótonos.
Símbolodo
elemento
Nºde prótons
(Z = p)
Nºde nêutrons
(n)
Nºde massa
atômica(A)
12Mg 26
12
14
26
14Si 28
14
14
28
Isoeletrônicos: São átomos que apresentam: mesmo número de elétrons.
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Isoeletrônicos : = e ≠ Z / p ≠ A ≠ n!
OBS.: átomos isoeletrônicos podem apresentar ainda o mesmo número de massa (isóbaros), mesmo número de nêutrons (isótonos) ou mesmo número de prótons (isótopos).
Ex.: Sódio (Na) e Nitrogênio (N) são átomos isoelétronico.
Símbolodo
Elemento
Z= p
n
A
e
11Na23 +
11
12
23
10
10N20  
10
1
20
10
ISÓTOPOS
ISÓBAROS
ISÓTONOS
ISOELETRÔNICOS
=Z / p
≠ Z / p
≠ Z / p
≠ Z / p
≠ A
=A
≠ A
≠ A
 
 
=n
≠ n
=e
Resumindo a semelhança atômica
A organização na eletrosfera
Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de 7 camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas: K,L,M,N,O,P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.
Obs.:
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K,L,M,N,O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente.
Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia.
Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s,p,d,f, em ordem crescente de energia.
A camada de valência é a última camada eletrônica, ou seja, a camada mais externa do átomo. 
Regra do Octeto, os átomos possuem a tendência de se estabilizarem e ficarem neutros.
Isso acontece quando eles apresentam a mesma quantidade de prótons e nêutrons, com oito elétrons na última camada eletrônica.
Camadas eletrônicas
Nível
Camada
Nº máximo de elétrons
Subníveis conhecidos
1º
K
2
1s
2º
L
8
2s e 2p
3º
M
18
3s, 3p e 3d
4º
N
32
4s, 4p, 4d e 4f
5º
O
32
5s, 5p, 5d e 5f
6º
P
18
6s, 6p e 6d
7º
Q
8
7s 7p
Distribuição Eletrônica
A distribuição eletrônica ou configuração eletrônica é a forma como os elementos químicos são ordenados considerando o número de elétrons que eles possuem e a sua proximidade do núcleo atômico.
Em camadas
Para realizar uma distribuição eletrônica em camadas, é necessário:
 Conhecer o número atômico do átomo que será trabalhado, pois esse número indica o número de elétrons;
 Respeitar o limite de elétrons de cada camada, como foi descrito acima.
Seguir minuciosamente cada uma das regras propostas abaixo:
→ Regra 1: Se o número de elétrons for suficiente, a primeira (camada K) e a segunda (camada K) camada do átomo devem sempre receber o máximo de elétrons, que é 2 e 8, respectivamente;
→ Regra 2: A penúltima camada a receber elétrons nunca pode exceder o limite de 18 elétrons;
→ Regra 3: A última camada a receber elétrons nunca pode exceder o limite de oito elétrons;
→ Regra 4: Quando há mais elétrons do que cabe na última camada, devemos sempre repetir o número de elétrons da camada anterior e posicionar os elétrons restantes na próxima camada.
Exemplo 1: 
11Na
K = 2
L = 8
M = 1 
20Ca
K = 2
L = 8
M = 8
N = 2
Exemplo 2: 
Nos subníveis: 
Diagrama de Pauling
Linus Carl Pauling (1901-1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia conhecidosem ordem crescente de energia. É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na sequência das diagonais.
Desse modo temos a sequência energética da seguinte maneira:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f14 6d10 7p6
Exemplos: 
Magnésio (12Mg)
Ordem energética da distribuição eletrônica do 12Mg: 
1s2, 2s2, 2p6 e 3s2.
Vanádio (23V):
Ordem energética da distribuição eletrônica do 23V: 
1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2 e 3d3.
Distribuição eletrônica do átomo de ferro (Z = 26):
Escrevendo a distribuição eletrônica, por extenso, em ordem de energia(ordem das setas diagonais):
 1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d6
Pode-se também escrever a distribuição, por extenso, em ordem geométrica(ordem crescente de n): 
1s2 /  2s2   2p6 /  3s2  3p6  3d6  / 4s2
Nível mais energético: 3d6 .
Nível mais externo( camada de valência) : 4s2..
Distribuição eletrônica do átomo de bromo (Z = 35):
Escrevendo a distribuição eletrônica, por extenso, em ordem de energia(ordem das setas diagonais): 
1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d10   4p5
Pode-se também escrever a distribuição, por extenso, em ordem geométrica(ordem crescente de n): 
1s2  /  2s2  2p6  /  3s2   3p6  3d10  / 4s2  4p5
Nível mais energético: 4p5.
Nível mais externo: 4p5.
Em orbitais:
fazer uma distribuição eletrônica convencional e, em seguida, posicionar os elétrons nos orbitais de acordo com o número de orbitais em cada subnível, distribuído conforme a seguir:
Subnível s: possui um orbital.
Subnível p: possui três orbitais.
70
Subnível d: possui cinco orbitais.
Subnível f: possui sete orbitais.
25Mn
Exemplo: 
 Exemplos:
26Fe2+
Ordem energética: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Camadas eletrônicas: 
K = 2; L = 8; M = 14; N = 2.
Desse modo, a distribuição eletrônica do cátion Fe2+ é dada por:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6     ou      K = 2; L = 8; M = 14
enxofre (16S2-) 
enxofre 16S2- 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4      ou      K = 2; L = 8; M = 6
Nesse caso, o último subnível é o mesmo que o subnível energético, o 3p. Assim, acrescentamos nele os dois elétrons do ânion enxofre:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6      ou      K = 2; L = 8; M = 8
Estude!
Acompanhe os exemplos de distribuição eletrônica:
1 - Distribuir os elétrons do átomo normal de manganês (Z=25) em ordem de camada.
Solução:
O símbolo "Z" corresponde ao número atômico, que é a quantidade de prótons que o átomo possui em seu núcleo. Quando o átomo está no estado fundamental, a quantidade de prótons é igual à quantidade de elétrons. Assim, se Z=25, isto significa que no átomo normal de manganês há 25 elétrons. Aplicando o diagrama de Pauling, teremos:
K - 1s2 
L - 2s2 2p6
M - 3s2 3p6 3d5
N - 4s2 4p 4d 4f
O - 5s 5p 5d 5f
P - 6s 6p 6d
Q - 7s 7p
Resposta: K=2; L=8; M=13; N=2
2 - Distribuir os elétrons do átomo normal de xenônio (Z=54) em ordem de camada.
Solução:
K - 1s2
L - 2s2 2p6
M- 3s2 3p6 3d10 
N- 4s2 4p6 4d104f
O- 5s2 5p6 5d 5f
P- 6s 6p 6d
Q- 7s 7p
Resposta: K=2; L=8; M=18; N=18; O=8