O documento apresenta os principais modelos atômicos históricos, como o de Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr. Também aborda a tabela periódica, incluindo suas características, famílias e propriedades periódicas dos elementos. Por fim, discute conceitos de geometria molecular e forças intermoleculares.

1. Revisão 2013 (R1)
Mód.1 – Estrutura Atômica
Prof. Marcelo

2. Modelo Atômico de Dalton
Características do átomo:
• Seria maciço e indivisível
• Seria extremamente pequeno e teria uma forma
esférica
• Todos os átomos de um elemento químico teriam
exatamente a mesma massa
modelo da “bola de bilhar”

3. Modelo Atômico de Thomson
(A DESCOBERTA DO ELÉTRON –
A 1ª PARTÍCULA SUBATÔMICA)
TUBO DE RAIOS
CATÓDICOS
- Estudos da condução de
corrente elétrica em gases,
a baixas pressões e
elevadas voltagens.
“PUDIM DE PASSAS”

4. Modelo Atômico de Rutherford
(1911) Experiência de Rutherford
• No átomo há grandes espaços vazios
• No centro do átomo existe um núcleo muito pequeno e denso
• O núcleo do átomo tem carga positiva
• Fica conhecido como “Modelo Planetário”

5. Modelo atômico de Bohr (1913)
explica a órbita dos elétrons
- Max Planck (1900):
A energia não é emitida de forma contínua, mas em
“blocos”, denominados quantum de energia.
- Espectro descontínuo

6. Postulados de Bohr
- Os elétrons nos átomos descrevem sempre
órbitas circulares ao redor do núcleo,
chamadas de camadas ou níveis de energia.
- Cada um desses níveis
possui um valor
determinado de energia
(estados estacionários).

7. Postulados de Bohr
- Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais externo, desde que
absorvam uma quantidade definida de energia (quantum de energia).
- Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia,
na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética.

8. Níveis de Energia
K
2 elétrons
L
8 elétrons
M
18 elétrons
N
32 elétrons
O
32 elétrons
P
18 elétrons
Q
2 elétrons

9. Sommerfeld (1916)
Sommerfeld admitiu que os níveis de
energia (camadas) seriam formados por
subníveis de energia (subcamadas).

10. Diagrama de Linus Pauling
ÁTOMOS NEUTROS

11. Distribuição Eletrônica
ÍONS
Os elétrons serão retirados ou recebidos sempre da última
camada eletrônica (mais externa), chamada camada de
valência, e não do subnível mais energético.

12. Revisão 2013 (R1)
Mód.2 – Tabela Periódica
Prof. Marcelo

13. Tabela Periódica
Mendeleev publicou trabalhos nos quais os
elementos eram dispostos em ordem crescente de
massa atômica.
LEI PERIÓDICA ATUAL (Moseley)
“Se os elementos são ordenados em ordem crescente de
número atômico, observa-se uma repetição periódica de
suas propriedades.”

14. Tabela Periódica
A tabela periódica atual é formada por:
a) Sete linhas horizontais, chamadas de períodos.
Obs: No 6º período, incluir a série dos lantanídeos
e no 7º período a série dos actinídeos.
b) As 18 colunas verticais: são denominadas
grupos ou famílias. Elementos que pertencem a
uma mesma família: apresentam propriedades
semelhantes.

15. Tabela Periódica
Família (ou grupo)
1º período (ou série)
2º período (ou série)
3º período (ou série)
4º período (ou série)
5º período (ou série)
6º período (ou série)
7º período (ou série)
Série dos Lantanídeos
Série dos Actinídeos

16. DOIS NOVOS ELEMENTOS
NA TABELA PERIÓDICA
Em 2010 a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada)
aprovou o elemento batizado de Copernicium (Cn), que havia sido
descoberto em 1996. Em 2011 a tabela periódica ganhou dois novos
elementos químicos. No dia 08/06/2011 a IUPAC oficializou a
adição dos elementos de número atômico 114 e 116.

17. Tabela Periódica
Famílias A
• São denominados elementos representativos, e
seus elétrons mais energéticos estão situados em
subníveis s ou p.
• Nas famílias A, o número da família indica a
quantidade de elétrons na camada de valência .
Família IV A
Si (Z = 14): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

18. FAMÍLIA
NOME
CONFIGURAÇÃO
DA ÚLTIMA
CAMADA
COMPONENTES
1A ou 1
METAIS
ALCALINOS
ns
Li, Na, K, Rb, Cs,
Fr
2A ou 2
METAIS ALCALINOSTERROSOS
ns²
Be, Mg, Ca, Sr, Ba,
Ra
3A ou 13
FAMÍLIA DO BORO
ns² np1
B, Al, Ga, In, Tl
4A ou 14
FAMÍLIA DO
CARBONO
ns² np²
C, Si, Ge, Sn, Pb
5A ou 15
FAMÍLIA DO
NITROGÊNIO
ns² np³
N, P, As, Sb, Bi
6A ou 16
CALCOGÊNIOS
ns² np4
O, S, Se, Te, Po
7A ou 17
HALOGÊNIOS
ns² np5
F, Cl, Br, I, At
8A ou 18
GASES NOBRES
ns² np6
He, Ne, Ar, Kr, Xe,
Rn

19. Tabela Periódica
• Elementos de transição ou Transição Externa.
• Ocupam o bloco central da tabela periódica, de
IIIB até IIB (10 colunas), e apresentam seu
elétron mais energético em subníveis d.
IIIB
IVB
VB
VIB
1
2
3
4
d
d
d
d
VIIB
d
5
VIIIB
d
6
d
7
IB
d
8
Fe (Z = 26): 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6
Família: VIIIB
d
9
IIB
d
10

20. Tabela Periódica
Elementos de Transição Interna
• Séries dos lantanídeos e dos actinídeos.
• Essas séries apresentam 14 colunas. O elétron mais
energético está contido em subnível f (f1 a f14).

21. Propriedades Periódicas
Raio Atômico
A metade da distância entre os núcleos de dois átomos
vizinhos.

22. Propriedades Periódicas
Raio Atômico

23. Propriedades Periódicas
Energia (ou Potencial) de Ionização
É a energia necessária para retirar um elétron de um
átomo (ou íon) isolado no estado gasoso.
X(g) + energia X+(g) + e–

24. Propriedades Periódicas
Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade
É a quantidade de energia liberada quando um átomo
neutro, isolado no estado gasoso, recebe um elétron.
X(g) + e- X -(g) + energia

25. Propriedades Periódicas
Eletronegatividade
É a capacidade que um átomo possui de atrair para si o
par de elétrons, compartilhado com outro átomo.

26. Revisão 2013 (R1)
Mód.3 – Geometria Molecular
Prof. Marcelo

28. Geometria Molecular

29. Geometria Molecular

30. Geometria Molecular

31. FORÇAS INTERMOLECULARES
São forças de atração
que ocorrem entre as
moléculas, mantendo-as
unidas. São essas forças
as responsáveis pelos
três estados físicos. Sem
elas, só existiriam gases.

32. FORÇAS DE LONDON
No estado sólido ou líquido, devido à sua
maior proximidade, ocorrerá uma deformação
momentânea nas nuvens eletrônicas das
moléculas, originando polos – e + .

33. FORÇAS DIPOLO-DIPOLO
• O polo positivo de uma molécula atrai o
polo negativo de outra molécula, e assim
sucessivamente.
As forças dipolo-dipolo são mais intensas
que as forças de London.

34. Ligações de Hidrogênio

35. Água

36. Água
- As moléculas localizadas no
interior de um líquido sofrem
atrações intermoleculares em
todas as direções.