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Sumario: História da teoria atómica 
 
História da teoria atómica 
Foi uma na Grécia, século V a.C., o filósofo grego Leucipo e Demócrito imaginaram a matéria 
como sendo constituída por pequeníssimas partículas indivisíveis que chamaram átomos. Esta é 
uma palavra de origem grega que deriva de a + thomos, que significa "sem divisão". 
 Modelo atómico de Dalton John 
 Dalton apresentou o primeiro «modelo» para o átomo. E para ele, o átomo era uma pequena esfera 
maciça, constituinte de toda a matéria. 
 
Modelo atomico de Dalton, conhecido como “ bola de Bilhar” 
 
Modelo atómico de Thomson 
Em 1903, Joseph Thomson, baseado na descoberta de electrão, formulou o seu modelo para o 
átomo. Para ele, os átomo eram partículas eletricamente neutros, contendo no seu interior carga 
positiva, uniformemente distribuída e cargas elétricas negativas. 
 
Modelo atômico de Thomson 
 
Modelo atómico de Rutherford 
Rutherford realizou várias experiências e em 1911 propôs o modelo planetário para o átomo, dizia 
que o átomo era constituído por protões no núcleo (carregado positivamente), e electrões na 
 
electrosfera (carregado negativamente). O número de protões no núcleo é igual ao número de 
electrões na electrosfera (p+ = e-), daí o átomo seria neutro. 
 
Modelo atomico de Rutherford 
 
Modelo atómico de Bohr 
Foi entretanto Niels Bohr, cientista dinamarquês, quem veio esclarecer como lacunas do modelo 
de Rutherford. No seu modelo atómico, Niels Bohr esclareceu que: 
 Os electrões possuem uma determinada energia e giram em torno do núcleo em órbitas bem 
definidas sem ganhar nem per- der energia (estado fundamental); 
 
 Os electrões não podem ser encontrados entre as órbitas mas podem transitar por "saltos" 
de uma órbita para outra, absorvendo ou emitindo uma certa quantidade de energia. Quando 
o electrão passar do estado fundamental para estado excitado absorve energia; 
 Quando electrão volta do estado excitado ao fundamental perde (emite) a quantidade de 
energia absorvida. 
 
Modelo atomico de Bohr 
 
Bohr caracterizou cada nível de energia por um número natural (n), correspondente a uma camada 
fornecida designada pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, ou números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7 
respectivamente. 
 
Nível de energia(n) Símbolos de camada eletrônica 
1=1o nível K 
2=2o nível L 
3=3 o nível M 
4=4 o nível N 
5=5 o nível O 
6=6 o nível P 
7=7 o nível Q 
 
Exercícios 
1. Indique a diferença entre os modelos: 
a) De Dalton e Thompson 
2 Quando que um electrão passa do estado fundamental para excitado e quando que o electrão 
passa do estado excitado para fundamental? 
Resposta 
a) O modelo de Dalton é uma pequena esfera maciça, constituinte de toda a matéria enquanto 
que o modelo de Thompson, o átomo é partículas eletricamente neutros, contendo no seu 
interior carga positiva, uniformemente distribuída e cargas elétricas negativas. 
2 Quando o electrão passar do estado fundamental para estado excitado absorve energia 
 Quando electrão volta do estado excitado ao fundamental perde (emite) a quantidade de energia 
absorvida. 
 
 
 
 
 
 
Estrutura do átomo. 
Partículas fundamentais do átomo 
A primeira vez que a palavra átomo foi usado tinha significado de indivisível, hoje sabe-se que o 
átomo não é indivisível. O átomo é constituído por partículas ainda mais pequenas chamadas de 
partículas sub-atomicas. Átomo ainda é composto de um núcleo central contendo protões (com 
carga positiva) e neutrões (sem carga). Os electrões (com carga negativa) giram em torno do núcleo 
em diferentes trajectórias imaginárias chamadas órbitas. 
 
Estrutura do átomo 
No núcleo localizam-se protões e neutrões. Os protões – são partículas com carga positiva (+). 
Os Neutrões – são partículas sem carga eléctrica (0). Ao conjunto de (protões, neutrões e 
electrões), são chamadas partículas sub-atómicas. Na electrosfera do átomo (parte periférica à 
volta do núcleo), encontram-se electrões – partículas de carga negativa (-), que giram à volta do 
núcleo. Esquematizando: 
 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜 {
𝑛𝑢𝑐𝑙𝑒𝑜 {
𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑒𝑠 (+)
𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑜𝑒𝑠 (0)
𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑠𝑓𝑒𝑟𝑎 − 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑒𝑠(−)
 
O esquema ainda pode ser apresentado em forma de tabela. 
Região Partícula Carga 
Núcleo Protão (+) 
Neutrão (0) 
Electrosfera Electrão (-) 
 
Na electrosfera, os electrões não se encontram numa posição qualquer. Eles giram em torno 
do núcleo, em órbitas fixas e com energia definida. As órbitas são chamadas camadas electrónicas, 
representadas pelas letras: K, L, M, N, O, P e Q. 
 
Sumario: Conceito: massa atómica, número atómico e isótopo. 
-Cálculos envolvendo partículas sub-atómicas; 
 
Conceito: massa atómica, número atómico e isótopo. 
 Número atômico 
Número atômico (Z) – é o número de protões que existe num núcleo do átomo desse elemento. 
O número atômico é igual ao número de protões(P+), no núcleo que é igual ao número de 
electrões(e-) na electrosfera no átomo neutro. Ex: Z= P+= e- 
 Número de massa 
Número de massa (A) – é o número de partículas existentes no núcleo de um átomo. O número 
de massa indica o número de protões e de neutrões que existem no núcleo de um átomo. 
A = Z + n 
Onde: A- número de massa Z-número atómico (número de protões) n- número de neutrões 
Enquanto que o número atómico é característico de cada elemento, o número de massa não, pois, 
os átomos de um elemento podem ter diferente número de neutrões. 
 
Por exemplo o elemento Sódio (Na) tem: Z=11 e o n=12, Qual será o valor de A? 
Usando a fórmula: A = Z + n 
A = Z + n 
 A = 11+12 
A = 23 
 
Um elemento químico é constituído por uma espécie de átomos, ou seja, átomos com o mesmo 
número atómico (Z). 
 
 
Símbolo 
químico 
Elemento 
químico 
Número 
atómico (Z) 
Número de 
massa (A) 
Número de 
protões (p) 
Número de 
neutrões (n) 
H Hidrogénio 1 1 1 0 
He Hélio 2 4 2 2 
C Carbono 6 12 6 6 
O Oxigénio 8 16 8 8 
Na Sódio 11 23 11 12 
 
O número atómico (Z) e o número de massa (A) devem ser representados junto ao símbolo do 
elemento químico, segundo o exemplo. 
Z X 
A ou 𝑋 |
𝑂𝑛𝑑𝑒; 
𝑋 − é 𝑢𝑚 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑞𝑢𝑖𝑚𝑖𝑐𝑜 𝑞𝑢𝑎𝑙𝑞𝑢𝑒𝑟
𝐴 − é 𝑢𝑚 𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 
𝑍 − é 𝑢𝑚 𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑜 
𝑍
𝐴 
 
Exemplo: Representa o átomo de Potássio que tem Z = 19 e A = 40 K 40 19 
Isótopos 
São átomos do mesmo elemento químico, que apresentam o mesmo número atômico mas diferem 
no número de massa. 
A tabela abaixo mostra alguns exemplos dos isótopos que existem. 
Elemento Número atômico Isótopos 
Hidrogênio 1 H1 → prótio H2 → deutério H3 → trítio 
Oxigênio 8 O16 O18 
Carbono 6 C12 C14 
Cloro 17 Cl35 Cl37 
Os números atômicos identificam a espécie química do átomo. 
O número de massa e o número atômico identificam o isótopo 
O isótopo de hidrogênio(H) de massa 2 é chamado Deutério e o de massa 3, é chamado Trítio ou 
Trício. 
 
 
 
 
Cálculos envolvendo partículas sub-atómicas 
Para fazer cálculos envolvendo partículas sub atômicas tomemos os seguintes elementos como 
exemplo: 6C
12 e 11Na
23: 
 
 6C
12 Para o este elemento(Carbono) Número atômico é Z= 6 número de protões é P+ = 6; número 
de electrões é e- = 6 pois, o átomo e eletricamente neutro (p+ =e-); 
 Numero de massa é A= 12 e o número de neutrões é n= 6 pois: A = Z + n 
 n = A-Z n= 12-6 n= 6 
 
 11Na
23 Para o este elemento(Sodio) Número atômico é Z= 11 número de protões é P+ = 11; número 
de electrões é e- = 11 pois, o átomo e eletricamente neutro (p+ =e-); 
 Número de massa é A= 23 e o número de neutrões é n= 12 pois: A = Z + n 
 n = A-Z n= 22-11 n=12 
 
 
 
Exercícios resolvidos 
1. Dados elementos: 11Na23, 12Mg24 , 7N14, 
a) Identifica o númeroatômico(Z), o número de protões(P+), de electrões(e-) e de massa(A) 
Para o elemento Na: Z= 11, P+ = 11, e- =11 e A= 23 
Para o elemento Mg: Z= 12, P+ = 12, e- =12 e A= 24 
Para o elemento N: Z= 7, P+= 7, e- =7 e A= 14 
 
b) Quantos neutrões apresenta cada um deles? Para o elemento Na: A= Z +n 
n=A-Z 
n= 23- 11 
n = 12 
Para o elemento Mg: A= Z +n 
n=A-Z 
n= 24- 12 
 
n = 12 
 
Para o elemento N: A= Z +n 
n=A-Z 
n= 14- 7 
n = 7
 
Exercícios não resolvidos 
1. Dados elementos: 20Ca40, 19K39 , 16S32 
b) Identifica o número atômico(Z), o número de protões(P+), de electrões(e-) e de massa(A) 
2. O que são isótopos? 
2. Dados elementos: 11Na
23
 , 20Ca
39
 11Na
22, 20Ca
39
 
a) Diga quais são isótopos. 
 
 
História e importância da Tabela Periódica. 
Lei periódica de Mendeleev 
 
História da Tabela Periódica 
As primeiras das categorias dos elementos químicos não iam mais longe do que o agrupamento de 
elementos, dividindo-os em grupos com base nas semelhanças das suas propriedades químicas. 
Além disso, cada elemento era examinado isoladamente, sem ligação com outros elementos. 
 A primeira tentativa de classificação foi feita por Lavoisier, francês, (1789) e incluía 33 
substâncias. Esta classificação deixava de fora a maior parte dos elementos conhecidos na altura, 
o que revelava quanta imperfeição havia nos conceitos daquele químico. 
 Em 1812, Jacob Berzellus, sueco, apresenta uma tabela com 42 elementos, baseada em analogias 
de propriedades físicas e químicas dos elementos, dividindo-os em metais e não-metais. 
 Johann Wolfgany Dobereiner (1780-1849), alemão, em 1829 descobre a disposição dos 
elementos em tríades e fórmula a lei das tríades, segundo a qual: «Existem grupos de três ele 
mentos; 
 
O cientista John Newlands (1837-1898), químico Inglês, em 1866 formula a lei das oitavas: 
«Dispondo os elementos em sequência crescente de pesos atómicos, o primeiro torna-se semelhante 
ao oitavo, repetindo-se o facto em intervalos regulares » 
 
Lothar Meyer, químico alemão, descobre a regularidade nas propriedades como a condutibilidade 
para calor e electricidade. 
 Dimitri Ivanovich Mendeleev, dispondo os elementos segundo a sequência crescente dos seus 
pesos atómicos, conseguiu: 
 Dispor os elementos em harmonia com a semelhança das suas propriedades. 
 Inverter o posicionamento de certos elementos como por exemplo Ar por Kr; Co por Ni; 
Te por I, agrupando-os de acordo com as suas semelhanças. 
 Prever os espaços vazios na tabela periódica, com vista colocar elementos ainda por 
descobrir. 
Assim, Mendeleev, o químico russo, em 1869, formula lei periódica: «As propriedades dos 
elementos são funções periódicas das suas massas atómicas». 
 Em 1914, Moseley, cientista inglês, verifica que o número atómico (Z) é a característica principal 
do elemento químico e reformula a lei periódica: As propriedades dos elementos químicos são 
uma função periódica dos seus números atómico ». 
 
Exercícios 
1. Enucie a lei periódica de Mendeleev 
 
2. Enucie a lei periódica de Moseley 
 
 
Sumario: Constituição da Tabela Periódica: Grupos e períodos 
- Distribuição de electrões por níveis de energia 
 
Constituição da Tabela Periódica: Grupos e períodos 
 
A tabela periódica ou quadro periódico dos elementos é um sistema onde os elemento químicos 
estão ordenados segundo a ordem dos seus números atômicos. Existem atualmente 118 elementos 
químicos já conhecidos 
A tabela periódica é constituída por grupos e período. Os grupos correspondem a ordenação 
vertical. Na tabela existe oito(8) grupos principais (grupo A) e outros oito(8) grupos secundários 
ou elementos de transição (grupo B). 
Os períodos são a ordenação horizontal dos elementos químicos. A tabela periódica apresenta sete 
(7) períodos. 
Em geral os períodos não apresentam designações especiais, mas as duas últimas ordem ordenações 
horizontais tem a designação Lantanídeos e Actinídeos e estas ordenações pertencem ao 6. ° e 7. ° 
períodos, respectivamente. 
 IA 
VIIIA 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
 
 
 L A T A N I D E O S 
 A C T I N I D E O S 
 
Os grupos, também designados por famílias, são representados por numeração romana e tem a 
seguinte denominação: 
G IIA IIIA 
IVA VA VIA VIIA 
 
R IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB 
VIIIB IB IIB 
G 
U P R I O D O R 
P U 
O P 
 O 
 
 
 
 O grupo IA é chamado grupo dos metais alcalinos; 
 O grupo IIA é chamado grupo dos metais alcalinos terrosos; 
 Grupo III A – é chamado grupo do boro 
 Grupo IV A – é chamado de grupo do carbono 
 Grupo V A – é chamado grupo do nitrogênio 
 O grupo VIA é chamado grupo dos calcogéneos; 
 O grupo VIIA é chamado grupo dos halogêneos; 
 O grupo VIIIA é chamado grupos dos gases nobres ou gases raros ou ainda inerteis. 
 
Em cada um dos lugares da tabela é indicado o símbolo químico do elemento e outras, informações 
relativas a esse elemento, como nome, número atômico e massa atômica relativa. 
Nas linhas horizontais tabela, ou períodos, os elementos estão organizados em metálicos e não-
metálicos. Os elementos que se encontram destacados junto a linha separadora dos metais e não 
metais são conhecidos por semi-metais, uma vez que tem características intermedias entre metais 
e não-metais. 
 
 Distribuição de electrões por níveis de energia 
 
De acordo com o modelo atómico de Rutherford-Bohr, as órbitas estacionárias foram chamadas 
camadas electrónicas ou níveis de energia. 
Nível de energia(n) - é a região na electrosfera de um átomo onde a possibilidade de encontrar o 
electrão é maior 
 
As experiências realizadas revelam que existem um número máximo de electrões permitido em 
cada nível ou camada. Assim segue-se as regras de Stoner: 
1a Regra: O número máximo de electrões por nível de energia é calculado com base na formula 
2n2, onde n→ nível de energia. 
2a Regra: O número máximo de electrões permitido na última camada é 8 electrões, com exceção 
do primeiro nível que só pode conter no máximo 2 electrões. 
 
 Os electroes do ultimo nível de energia permitido de um átomo são chamado de electrões de 
valência. 
Camada Nível No máximo de electrões 
K 1o nivel(n=1) 2n2 = 2x 12 = 2electroes 
L 2o nivel(n=2) 2n2 = 2x 22 = 2x4 = 8 electrões 
M 3o nivel(n=3) 2n2 = 2x 32 = 2x9 = 18 electrões 
N 4o nivel(n=4) 2n2 = 2x42 = 2x16= 32 electrões 
 
Distribuição electrónica por níveis de energia 
A distribuição electrónica ou estrutura atómica é a distribuição dos electrões na electrosfera de 
um átomo pelos níveis de energia. 
A distribuição dos electrões de um átomo pelos níveis de energia obedece à fórmula 2n2. Onde “n 
” é o nível de energia. 
No entanto, o último nível de energia em qualquer átomo não pode ter mais do que oito (8) 
electrões. Lembrando que para os átomos eletricamente neutro( Z = p+ = e-) 
a) Distribuição electrónica para o Hidrogénio(1H): 
1°
)
1𝑒 −
)
𝑘
 
b) Cloro(17Cl): 
1°
)
2𝑒 −
)
𝑘
 
2°
)
8𝑒 −
)
𝐿
 
3°
)
7𝑒 −
)
𝑀
 
 
c) Sódio(11Na): 
1°
)
2𝑒 −
)
𝑘
 
2°
)
8𝑒 −
)
𝐿
 
3°
)
1𝑒 −
)
𝑀
 
 
 
Exercícios resolvidos 
1. Faca a distribuição eletrônica 
a) 20Ca b) 19K 
 
a) 20Ca): 
1°
)
2𝑒 −
)
𝑘
 
2°
)
8𝑒 −
)
𝐿
 
3°
)
8𝑒 −
)
𝑀
 
1°
)
2𝑒 −
)
𝑘
 
 
b) 
1°
)
2𝑒 −
)
𝑘
 
2°
)
8𝑒 −
)
𝐿
 
3°
)8𝑒 −
)
𝑀
 
1°
)
1𝑒 −
)
𝑘
 
 
Exercícios resolvidos 
1. Faça a distribuição eletrônica 
b) 15P b) 17Cl c) 7N d) 8O e) 16S f) 32Ge 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bibliografia 
Da SILVA, Filomena Neves. Química 9 classe, Texto editora, Lda, Moçambique, 2009 
MEC, Ministério da Educação e Cultura, Instituto Nacional de Desenvolvimento da Educação, 
Programas de Química da 8, 9, 10, 11 e 12 classe do ESG, Maputo, 2008 
MONJANE, Armindo & CUCU, Ricardo A. Química 9, Longman Moçambique 
SIMOES. S. Teresa, QUEIROS, Maria A. SIMOES, Maria. Química 9 classe, Plural Editores. 2016