O documento descreve os principais conceitos sobre a estrutura atômica, incluindo: (1) a composição dos átomos com núcleo e elétrons, (2) os modelos atômicos históricos como Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr, (3) o conceito de íons formados pela perda ou ganho de elétrons, (4) a organização dos elementos na tabela periódica de acordo com suas propriedades.

1. QUÍMICA
9º Ano

2. ÁTOMOS
 Os átomos, são partículas muito pequenas. Estes
são compostas por um núcleo onde estão
presentes os protões, com carga eléctrica positiva
e os neutrões sem carga eléctrica. Na nuvem
electrónica do átomo estão presentes os electrões
que possuem carga eléctrica negativa.

3. ÁTOMOS
 No total o átomo é neutro, ou seja tem tantos
protões como electrões.
 O núcleo do átomo permanece no mesmo lugar,
onde estão os protões e os neutrões, já os
electrões que se localizam na nuvem electrónica
têm um determinada órbitra

4. ÁTOMOS
 Já no século V a.C. os filósofos gregos, como
Demócrito e Leucipo, acreditavam que toda a
matéria era composta por átomos, mas como eles
não o conseguiram comprovar, então esta teoria
esteve parada durante muitos anos, até os
químicos começarem a estudar esta teoria, no
início do século XIX.
 O tamanho dos átomos é tão pequeno que se usa
o picómetro para medir o diâmetro dos átomos,
1pm=0,000 000 000 001m

5. ÁTOMOS
 Como a massa de cada átomo é muito pequena.
Por exemplo, a massa do átomo de oxigénio mais
abundante na natureza expressa em gramas é de
0,000 000 000 000 000 000 000 026 56g, por isso a
massa dos átomos é feita por comparação à massa
do átomo mais leve de hidrogénio, (H-1). Por
exemplo, a massa dos átomos de oxigénio mais
abundantes na natureza é de 16, pois a massa do
átomo de oxigénio é 16 maior que a do hidrogénio-
1.

6. ÁTOMOS
 Modelo atómico de Dalton
 Este modelo atómico, ainda era baseado na existência
apenas de corpúsculos indivisíveis e indestrutíveis,
ainda sem se descobrir quer os electrões quer o núcleo
atómico.

7. ÁTOMOS
 Modelo atómico de Thomson
 Thomson explicou a existência de electrões no interior
do átomo, através de um tubo de descarga que
revolucionou o mundo científico. Assim surgiu o
primeiro modelo de átomo divisível. Ele concluiu que a
massa do átomo tinha carga positiva e que a carga dos
electrões era negativa e que tudo somado formava um
átomo de carga nula.

8. ÁTOMOS
 Modelo atómico de Rutherford
 Ernest Rutherford fez uma experiência que permitiu
concluir que a maior parte do átomo era espaço vazio e
que toda a sua massa se concentrava no núcleo.
Através de uma lâmina de ouro, onde bombardeou
partículas consegui concluir que a maior parte dos
átomos não se desviavam, apenas uma pequena
percentagem de partículas era desviada, às vezes até
para trás. Ele conseguiu também acabar por descobrir
que os átomos tinham uma órbitra, assim surgiu o
primeiro modelo planetário do átomo

10. ÁTOMOS
 Modelo atómico de Bohr
 Bohr apenas completou o modelo atómico de
Rutherford, concluindo que:
 Os electrões movem-se à volta do núcleo em órbitras
circulares;
 A cada órbitra corresponde um determinado valor de energia;
 Os electrões com mais energia movem-se em órbitras mais
afastadas do núcleo.

11. ÁTOMOS
 Modelo da nuvem electrónica
 Actualmente, pôs-se de parte a ideia de que os
electrões têm uma órbitra circular. Hoje em dia diz-se
que os electrões apresentam uma velocidade enorme
no desconhecido, e por isso formam uma espécie de
nuvem a qual denominamos de nuvem atómica. A
nuvem electrónica é mais densa perto da zona do
núcleo, por ser mais provável encontrar electrões nessa
mesma zona e menos densa mais afastada do núcleo,
onde é menos provável encontrar electrões.

12. ÁTOMOS
 Modelo da nuvem electrónica
 Os electrões não têm praticamente massa alguma, o
peso do átomo está praticamente concentrado no seu
núcleo, esta teoria foi descoberta por Thomson no ano
de 1897. A massa dos protões é praticamente igual à
massa dos electrões. O núcleo do átomo tem carga
positiva e de valor igual ao número de protões que o
constituem. A nuvem electrónica de um átomo tem
carga negativa e de valor igual ao número de electrões
que a constituem.

13. IÕES
 Todavia, os átomos podem perder ou ganhar
electrões, através de cargas eléctricas, a este
processo denomina-se de ionização.
 Um átomo que ganhou um ou mais electrões
denomina-se de anião ou ião com carga eléctrica
negativa. Um átomo que perdeu um ou mais
electrões denomina-se de catião ou electrão com
carga eléctrica positiva.

14. NÍVEIS DE ENERGIA DOS ELECTRÕES


15. NÍVEIS DE ENERGIA DOS ELECTRÕES
 Há átomos, que têm tendência a ganhar ou a
perder electrões ficando assim iões. Isto acontece
porque nem sempre os átomos têm o último nível
de energia (nível de valência) preenchido com o
número máximo de electrões possíveis. Os átomos
têm a tendência de ficar com último nível de
energia completamente preenchido, ficando
estáveis ou seja, com o número máximo de
electrões de valência 2 ou 8 consoante o número
de níveis de energia.

16. NÚMERO ATÓMICO
 O número atómico de um átomo ou ião é o total de
protões existentes no núcleo de um determinado
átomo ou ião, que se representa pela letra Z.

17. NÚMERO DE MASSA
 O número de massa de um átomo ou ião é o
resultado da soma dos neutrões com a soma dos
protões e simboliza-se pela letra A.

19. ISÓTOPOS DE UM ELEMENTO
 Isótopos são átomos diferentes mas do mesmo
elemento, ou seja têm número atómico igual mas
número de massa diferente, por isso têm diferente
número de neutrões entre um isótopo e outro. Por
exemplo o hidrogénio tem 3 isótopos, o Prótio,
mais abundante na natureza, o Deutério e o Trítio.

21. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
 Até hoje foram descobertos 118 elementos, uns
naturais e outros artificiais (fabricados em
laboratórios). Os elementos estão organizados por
ordem crescente de número atómico. As linhas
verticais são os grupos e as horizontais são os
períodos. Na tabela periódica dos elementos há 18
grupos e 7 períodos. O grupo 1 designa-se por
metais alcalinos, o grupo 2 por metais alcalino-
terrosos, o grupo 17 por halogénios e o grupo 18
por gases nobres também conhecidos como gases
raros.

22. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS:

25. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
 Os elementos que se encontram do lado esquerdo
são os elementos metálicos, do lado direito
encontram-se os elementos não metálicos. Ainda
existem os elementos semimetálicos, que têm
propriedades semelhantes dos elementos
metálicos e dos não metálicos. O hidrogénio
embora esteja situado no grupo 1 tem propriedades
diferentes das dos outros elementos, comportando-
se às vezes como elemento metálico, outras vezes
como elemento não metálico.

27. TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
 A tabela organiza-se em termos de períodos pelo
número de níveis de energia e em termos de
grupos, consoante o número de electrões de
valência, sem esquecer que os grupos que passam
o grupo 8, subtrai-se 10 como no grupo 18 em que
o número de electrões de valência é 8. A tabela
periódica dos elementos também se organiza pelo
tamanho dos átomos, se falarmos de grupos, o
tamanho vai aumentando ao longo do mesmo e se
falarmos em períodos, acontece o oposto, ou seja
o tamanho vai diminuindo ao longo do período.

28. POR PERÍODO:

29. POR GRUPO:

30. POR TAMANHO:

31. Fim