05 - Estrutura eletrônica dos átomos

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Descrever os modelos atômicos de Thomson, Bohr e Schrödinger.
Defi nir os números quânticos dos elétrons de um átomo.
Determinar as confi gurações eletrônicas dos 
átomos neutros e de íons.
5AULA
Metas da aulaM d ld lMetas da aula
ob
jet
ivo
s
Estrutura eletrônica 
dos átomos
Pré requisitoPré-requisito 
Você precisa dos conhecimentos da aula 
anterior sobre a estrutura do átomo para melhor 
compreender os conceitos desta aula.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo 
desta aula, você seja capaz de:
 Comparar o tamanho das órbitas de Bohr 
em relação a átomos distintos.
 Determinar o número de orbitais atômicos 
em cada camada do átomo.
 Escrever a confi guração eletrônica
de átomos e íons.
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
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INTRODUÇÃO Na aula anterior, você aprendeu que um átomo é formado por um núcleo 
denso e extremamente pequeno circundado pelos elétrons. Nesta aula, va-
mos analisar a forma como os elétrons se distribuem em torno dos núcleos. 
Esta distribuição defi ne a estrutura eletrônica do átomo. Você vai aprender 
a caracterizar os elétrons presentes no átomo pelos seus números quânticos 
e a forma de arrumá-los de acordo com o princípio da estruturação.
OS MODELOS ATÔMICOS DE THOMSON E 
DE RUTHERFORD-BOHR
No começo do século XX, devido à descoberta das partículas 
subatômicas, houve muita especulação de como seria a estrutura do 
átomo. Sabia-se que era formado por partículas de carga positiva e de 
carga negativa (a existência do nêutron foi comprovada mais tarde), mas 
não se tinha idéia de como estas partículas se arrumavam para formar o 
arranjo estável característico do átomo. Um modelo simples, proposto 
por J.J. Thomson, sugeria ser o átomo uma esfera maciça, como no 
modelo de Dalton, porém com cargas positivas e negativas disseminadas 
em seu interior.
Este modelo inicial fi cou conhecido como o “modelo do pudim 
de passas”.
Na Figura 5.1, você pode ver como seria um átomo segundo 
essa formulação. A esfera maciça está cortada para que você visualize a 
disseminação de cargas positivas e negativas dentro da esfera.
Figura 5.1: No modelo de Thomson, o átomo era como um “pudim de passas”.
Elétrons Carga positiva
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 5Experiências realizadas por Rutherford, por volta de 1909,
mostraram que o modelo de Thomson era inconsistente. Naquelas
experiências, lâminas fi nas de metais, como o ouro, eram bombardeadas
por um feixe de partículas α, que já se sabia serem carregadas positivamente
(veja a Tabela 4.2 da aula anterior). Observe o comportamento do feixe 
na Figura 5.2:
Figura 5.2: Comportamento do feixe de partículas α ao incidir sobre uma fi na lâmina α
de ouro. Rutherford verifi cou que este comportamento era incompatível com o modelo 
de Thomson.
Fonte α Folha
de ouro
Detetor
tículas
Espalhadas
S
Rutherford verifi cou que a maioria das partículas atravessava a 
lâmina sem sofrer desvios, como se nada encontrasse em seu caminho;
além disso, observou que uma pequena fração era desviada por ângulos
muito maiores do que o previsto caso o átomo se comportasse segundo 
o modelo de Thomson. 
Para explicar as suas observações, Rutherford estabeleceu, em 
1911, o modelo nuclear do átomo (que já foi apresentado na aula ante-
rior). Neste modelo, o átomo contém um núcleo muito pequeno e massivo
rodeado por elétrons, que se encontram bastante afastados dele. 
O modelo de Rutherford foi aprimorado por Niels Bohr, em 1913.
Bohr postulou que:
1. Os elétrons de um átomo giram em torno do núcleo em órbitas
circulares concêntricas, como planetas orbitando em torno do Sol (como
você pode visualizar na Figura 5.3).
2. Apenas certas órbitas são permitidas para um dado elétron. Isto
signifi ca que a distância entre um elétron e o núcleo do átomo não pode 
ter qualquer valor, mas somente certos valores permitidos.
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3. Os valores permitidos para a distância do elétron ao núcleo 
são aqueles em que o módulo do MOMENTO ANGULAR ORBITAL (L) do elétron 
é um múltiplo da constante de Planck (h). Estas distâncias permitidas 
(rn) para um elétron em um átomo cujo núcleo tem número atômico Z, 
são dadas por rn =
n2 a0
Z
. Nesta expressão, n é um número inteiro que 
defi ne a órbita permitida, e a0 é uma reunião de constantes, cujo valor 
é 0,529 Å (conhecida como raio de Bohr).
4. Ao circular em uma órbita permitida, a energia do elétron é 
constante. A cada órbita corresponde um nível de energia (E) característico.
Os valores de energia permitidos ao elétron dependem de um número
inteiro positivo (n =1, 2, 3, 4,...), chamado número quântico.
5. O elétron pode pular de uma órbita para outra. Ao pular, ele 
emite ou absorve energia correspondente à diferença ? E entre o nível 
de energia inicial, Ei, e o fi nal, Ef: ∆E = Ef - Ef i
Figura 5.3: Modelo de Bohr. Nesse modelo, os elétrons se movem no plano em órbitas 
defi nidas.
r^
v
ω
MOMENTO 
ANGULAR ORBITAL
Na Figura 5.4 você 
poderá visualizar as 
grandezas pertinentes 
ao movimento de 
uma partícula de 
massa (m) circulando 
a uma distância (r) 
de um ponto origem 
(O). A velocidade 
de deslocamento 
da partícula é v. O 
momento angular (L) 
da partícula, aponta 
perpendicularmente 
ao plano do 
movimento da 
partícula, e seu valor 
absoluto (módulo) é 
L = mvr. Segundo 
Bohr, o valor de L 
para um elétron em 
torno do núcleo de 
um átomo é um múl-
tiplo da constante de 
Planck (L = nh/2π), 
em que n é um núme-
ro inteiro e diferente 
de zero.
Figura 5.4: Representação do momento angular orbital de uma partícula.
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 5
1. Compare os tamanhos da primeira órbita de Bohr em relação aos átomos
de hidrogênio (H), carbono (C) e cálcio (Ca):
RESPOSTA COMENTADA
A primeira órbita de Bohr é obtida fazendo-se n =1, na expressão 
geral rn =
n2 a0
Z
 . Tudo que você precisa saber é o valor de Z do 
núcleo do átomo de interesse. Consultando a Tabela Periódica, você tt
vai descobrir que ZHZ = 1, ZH CZZ = 6 e ZC CaZZ = 20. Então, o valor da primeira 
órbita de Bohr para o elétron em cada um desses átomos é dado 
pela seguinte tabela:
ATIVIDADE
O modelo de Bohr foi o primeiro a explicar o espectro do átomo de hidro-
gênio, um desafi o para os físicos da época. Observe a Figura 5.5. Se a luz
emitida por um gás contido em um tubo submetido a uma descarga elétrica
for recolhida, passar por um prisma e impressionar uma chapa fotográfi ca,
um conjunto de linhas pode ser observado na chapa: cada linha é luz de
um comprimento de onda (λ) bem defi nido. Este conjunto de linhas forma
o espectro do material contido no tubo. Pelo modelo de Bohr, esta linha é
devida à emissão de energia, na forma de luz, quando o elétron passa de uma
órbita de energia mais alta para outra de energia mais baixa. A freqüência
(ν) dessa luz é dada por
∆E é a diferença entre os níveis de energia inicial e fi nal do elétron (∆E =E EfE
– Ei), e (h) é a constante de Planck. Vale a pena lembrar que a freqüência se
relaciona ao comprimento de onda da luz pela expressão ν =
c
λ
 , em que
c é a velocidade da luz.
v =
∆E
h
Chapa fotográfi ca
colimadora
F
Figura 5.5: A luz emitida pelo gás contido no tubo provém da energia liberada pelos 
elétrons quando passam de um nível de energia mais alto para um mais baixo.
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O MODELO ATÔMICO DE SCHRÖDINGER
Orbitais atômicos
Cerca de dez anos após o modelo de Bohr, um grupo de cientistas 
– notadamente Erwin Schrödinger – desenvolveu um novo modelo paraexplicar a estrutura eletrônica do átomo. Este estava baseado nas leis da 
mecânica quântica e é obtido pela resolução de uma complicada equação 
matemática, a equação de Schrödinger, aplicada ao elétron no átomo. 
Átomo Z Expressão de rn Valor de rn em Å
H 1 = a0
12 a0
1
0,529
C 6 =
12 a0
6
a0
6
0,088
Ca 20 =
12 a0
20
a0
20
0,0265
Observe que o tamanho da órbita diminui inversamente ao aumento
do número atômico. Isto é consistente com o fato de que o aumento 
de Z implica um aumento da carga nuclear, que é positiva (pois
aumenta o número de prótons). O elétron é atraído para o núcleo,
o que faz encolher a órbita. 
Embora superado pelo modelo dos orbitais, que você vai estudar a 
seguir, o modelo de Bohr permite fazer várias previsões qualitativas
que ainda permanecem válidas
As leis da mecânica quântica, estabelecidas principalmente por Werner 
Heisenberg (1901-1976) e Erwin Schrödinger (1887-1961), são, muitas vezes, 
bastante distintas das leis da mecânica clássica, propostas por Issac Newton 
(1643-1727). Elas se aplicam a partículas de dimensões microscópicas, como 
os elétrons, átomos e moléculas. Segundo a mecânica quântica:
 As partículas possuem um caráter ondulatório. Esta característica fi ca tão 
mais evidenciada quanto mais leve for a partícula.
 Uma partícula microscópica pode ser tratada como uma “onda de matéria”. 
O comportamento desta partícula é obtido resolvendo-se uma equação de 
ondas, a equação de Schrödinger para a partícula.
 As soluções da equação de Schrödinger são funções matemáticas conhecidas 
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como funções de onda, representadas por ψ (a letra grega psi maiúscula).ψ
O valor desta função depende da posição da partícula. A equação também
fornece, quando resolvida, as energias possíveis da partícula. 
 Nem sempre uma partícula pode ter qualquer valor de energia. Se a equação
de Schrödinger fornecer apenas certos valores de energia, dizemos que a
energia é quantizada. 
 Devido ao caráter ondulatório da partícula, não podemos determinar com
total precisão a sua posição e sua velocidade em um dado instante (esta
afi rmação é o princípio da incerteza, de Heisenberg).
 O quadrado da função de onda ? obtida da equação de Schrödinger, avaliado
em um dado ponto do espaço, é proporcional à probabilidade de encontrar-
mos a partícula em torno daquele ponto. 
As soluções da equação de Schrödinger para um elétron em um 
átomo são denominadas orbitais atômicos. Os orbitais atômicos são 
funções de onda que descrevem o comportamento do elétron no espaço. 
Segundo as leis da mecânica quântica, a probabilidade de encontrarmos 
um elétron em torno de um dado ponto do espaço depende do valor do 
orbital atômico naquele ponto. Assim, cada orbital descreve uma distri-
buição específi ca de onde se encontra o elétron no espaço. Além disso, 
um elétron, em um dado orbital atômico, tem uma energia perfeitamente
determinada, obtida pela solução da equação de Schrödinger.
Números quânticos
O modelo de Bohr introduziu um único número quântico (n)
para descrever a órbita de um elétron, e este que defi ne as órbitas e a
energia do elétron no átomo. Em contraste, os orbitais atômicos são 
caracterizados por três números quânticos (n, A e mA.). Estes são obtidos 
a partir da solução da equação de Schrödinger. A interpretação destes 
números só pode ser feita resolvendo-se esta equação, o que está fora 
dos objetivos deste curso. Vamos resumir a seguir o tipo de informação 
dado por eles:
 O número quântico principal (n) está ligado ao tamanho e à energia 
do orbital. Só pode ter valores inteiros e positivos (n = 1, 2, 3, 4, ...).
À medida que n cresce, o orbital se torna maior, e a probabilidade de 
encontrar o elétron mais afastado do núcleo aumenta. A energia do 
elétron também aumenta com n.
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
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 O número quântico azimutal (l A) mede o momento angular orbital do 
elétron em torno do núcleo e defi ne a forma do orbital. Só pode ter 
valores inteiros, que vão de 0 até n – 1 para cada valor de n. Os valores 
de A são representados por letras segundo o esquema a seguir:
Lembre-se de que o elétron e o núcleo têm carga oposta. Quanto mais afas-
tado o elétron, menor a atração entre ele e o núcleo; logo, maior a energia 
do elétron. 
 O número quântico magnético (mA) mede o componente do momento 
angular orbital do elétron ao longo de um eixo z arbitrário. Só pode 
ter valores inteiros entre A e -A, incluindo zero. 
Valor de A 0 1 2 3
Letra usada s p d f
Para melhor compreender o signifi cado dos números quânticos A e mA, você 
deve pensar no elétron girando em torno do núcleo. Já mencionamos que a 
grandeza pertinente a este movimento é o momento angular (L). Esta grandeza 
é caracterizada pelo seu valor numérico (módulo), direção e sentido, sendo 
melhor representada por um vetor orientado no espaço. Segundo a mecânica 
quântica, o valor numérico do momento angular (L) é dada por L
h
= +( )A A 1
2π
 ,
e a projeção do vetor ao longo do eixo z (Lz) é dada por 
L m
h
z = A . Logo, 
A e mA determinam o valor do momento angular e sua projeção no eixo z. 
Tente visualizar estas informações na Figura 5.6. Nela, um vetor de módulo 
L
h
= 1 2x , correspondendo a A = 1, orienta-se no espaço de forma que suas 
projeções no eixo (z) só podem assumir os valores correspondentes a mA =
0, +1 e -1. Ou seja, as projeções do momento angular (L) num eixo (z) (Lz) só 
podem assumir os valores 0= , +1= e -1= .
B
π
π2
−π
π2
A
A
=
=
1
0m
A
A
=
=
1
1m
Z
A
A
=
= −
1
1m
( )( )1 2
h
2π
( )( )1 2
h
2πFigura 5.6: O vetor correspondente a 
A = 1 se orienta no espaço somente de 
três maneiras, consistentes ao valor de 
mA = 0, +1 e -1.
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 5Relações entre os números quânticos
Em um átomo, o conjunto de orbitais com o mesmo valor de n
defi ne uma camada eletrônica. É comum representar as camadas com 
letras maiúsculas, segundo o seguinte quadro:
Valor de n 1 2 3 4 5 6 7
Símbolo da camada K L M N O P Q
Os orbitais com mesmo valor de n e A pertencem à mesma sub-
camada eletrônica. Cada subcamada é representada por um número (o
valor de n) e uma letra (o valor de A). Os orbitais com n = 3 e A = 2, por
exemplo, são orbitais 3d e estão na subcamada 3d. 
O número de orbitais dentro de uma subcamada é o número de
valores de mA possíveis para o valor de A que caracteriza a subcamada. 
Existem, por exemplo, cinco orbitais na subcamada 3d, pois nesta A =
2, e os valores possíveis de mA são 2, 1, 0, -1 e -2.
A Tabela 5.1 apresenta os valores possíveis de A e mA para
as camadas correspondentes a n = 1, 2 e 3. Você deve acompanhar
cuidadosamente os dados desta tabela.
Tabela 5.1 Valores possíveis de A e mA para n = 1, 2 e 3
n Símbolo da 
camada
Valores 
possíveis de A
Símbolo 
da subca-
mada
Valores pos-
síveis de mA
Número de 
orbitais na 
subcamada
Número total de
orbitais na camada
1 K 0 1s 0 1 1
2 L 0 2s 0 1 4
1 2p 1, 0, -1 3
3 M 0 3s 0 1 9
1 3p 1, 0, -1 3
2 3d 2, 1, 0, -1, -2 5
Veja que na camada K (n = 1) existe somente uma subcamada, 
que contém um único orbital (o orbital 1s). A camada L (n = 2) tem
quatro orbitais, distribuídos em duas subcamadas: na primeira subca-
mada (2s), há um orbital 2s; e na segunda (2p), há três orbitais 2p. Os
Obs.: Todos os orbitais com n = 3 pertencem à camada M, por exemplo.
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orbitais da subcamada 2p diferem pelo valor de mA. A camada M (n = 
3) contém ao todo nove orbitais, distribuídos em três subcamadas: aprimeira contém um orbital 3s, a segunda contém três orbitais 3p e a 
terceira, cinco orbitais 3d.
Generalizando as relações entre os possíveis valores dos números quânticos, 
podemos observar que:
1. Cada camada, caracterizada pelo número quântico n, contém exatamente 
n subcamadas. Cada subcamada corresponde a um dos valores permitidos 
de A, de 0 até n-1.
2. Cada subcamada contém 2A +1 orbitais, cada um correspondendo a um dos 
valores possíveis de mA, que vão de +A até -A.
3. O número total de orbitais em uma camada é n2.
!
2.
a) Estenda a Tabela 5.1, acrescentando os dados correspondentes a n = 4.
b) Determine o número de orbitais encontrados nas camadas O e P.
RESPOSTA COMENTADA
a) Inicialmente, você precisa caracterizar os números quânticos
compatíveis ao valor de n dado. Sabemos que, para um dado valor 
de n, são permitidos n valores de A, que vão de 0 até n -1; paraAA
cada valor de A, são permitidos 2AA A + 1 valores de mA, que vão deAA
+A até -A de uma em uma unidade. Os valores de A permitidos para
n = 4 são 0, 1, 2 e 3. De posse destes valores, a Tabela 5.1 pode
ser estendida incluindo-se os seguintes dados: 
Observe que a camada N (n = 4) é formada por quatro subcamadas.
Na subcamada 4s há apenas uma orbital; na subcamada 4p, existem
três orbitais distintos, que diferem pelo valor de mA,;. Da mesmaAA
ATIVIDADE
n Símbo-
lo da 
camada
Valores
possíveis 
de A
Símbolo
da subca-
mada
Valores
possíveis
de mA
Número de 
orbitais na
subcamada
Número total 
de orbitais na
camada
4 N 0 4s 0 1 16
1 4p 1, 0, -1 3
2 4d 2, 1, 0, -1, 
-2
5
3 4f 3, 2, 1, 0, 
-1, -2, -3
7
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 5
forma, os cinco orbitais da subcamada 4d e os sete orbitais da 
subcamada 4f diferem pelos valores de mA .
b) Você deve lembrar que o número total de orbitais em uma 
camada é n2. Assim, teremos o seguinte resultado:
Os orbitais da camada O ocupam as subcamadas 5s (um orbital), 
5p (três orbitais), 5d (cinco orbitais), 5f (sete orbitais) e 5g (nove 
orbitais). Os da camada P ocupam as subcamadas 6s (um orbital), 
6p (três orbitais), 6d (cinco orbitais), 6f (sete orbitais), 6g (nove 
orbitais) e 6h (onze orbitais). Cada orbital em uma subcamada 
difere dos demais pelo valor de mA .
Camada O P
Valor de n 5 6
Nº de orbitas 25 36
Forma e tamanho dos orbitais atômicos
Figura 5.7: Contornos representativos dos orbitais 1s e 2s.
Z
Y
1s
A determinação rigorosa da forma e do tamanho de um orbital só pode ser feita 
conhecendo-se a função matemática que o descreve, o que está fora dos objetivos deste 
curso.
!
A forma de um orbital depende do valor de l, e seu tamanho, do 
valor de n. O tamanho de um orbital é normalmente defi nido por um 
contorno no espaço. Dentro deste contorno, há cerca de 90% de proba-
bilidade do elétron ser encontrado.
Orbitais s têm contornos esféricos. Na Figura 5.7, estão
representados contornos dos orbitais 1s, 2s e 3s. À medida que n aumenta, 
o orbital torna-se maior e o elétron pode ser encontrado cada vez mais 
afastado do núcleo.
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Orbitais p têm contornos em forma de halteres. A Figura 5.8
mostra orbitais 2p que se orientam, cada um, ao longo dos eixos x, y, 
e z, respectivamente. 
 Energia dos orbitais atômicos 
A energia de um elétron em um orbital atômico é obtida resolvendo-
se a equação de Schrödinger. De um modo geral, esta energia depende 
dos valores dos números quânticos n e A do orbital onde o elétron se 
encontra (mas não dependem de ml). Observa-se que:
 Quanto maior o valor de n, maior é a energia do orbital.
O orbital 1s, por exemplo, tem menor energia que o orbital 2s. 
 Para orbitais com o mesmo valor de n, quanto maior o valor de 
A, maior é a energia do orbital. Os orbitais da camada n = 3, por exemplo, 
têm energia na seguinte ordem crescente: 3s < 3p < 3d.
 Em alguns casos, um orbital com menor valor de n tem energia 
maior que a de outro com n maior. Nestes casos, o valor de A do orbital 
mais energético (de menor n) é maior que o do orbital menos energético 
(de maior n). Um exemplo disso é o que ocorre entre os orbitais 3d e 4s. 
Embora o último tenha n maior, é menos energético que o primeiro.
Estas observações levaram à construção de uma escala de energia 
dos orbitais atômicos. Nesta escala, os orbitais são dispostos em ordem 
crescente de energia. O ordenamento dos orbitais obedece à seqüência 
descrita a seguir:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < ...
Figura 5.8: Contornos representativos dos orbitais 2px, 2py e 2pz.
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 5
O diagrama de Pauling, mostrado na Figura 5.9, é um dispositivo 
mneumônico que permite obter o ordenamento sem ter de memorizá-lo. 
Use-o sempre que necessário.
O spin do elétron
Além da massa e da carga, o elétron possui uma outra proprie-
dade intrínseca, chamada spin (S). A natureza desta propriedade é des-
conhecida, mas a forma como ela atua foi descrita por Wolfgang Pauli,
estabelecendo os seguintes postulados:
 O spin funciona como um momento angular intrínseco, cujo 
valor é único para cada partícula elementar. Para o elétron, está asso-
ciado ao número quântico S = ½. 
 Para o elétron, só existem duas projeções do spin, chamadas 
α e β. À projeção α corresponde o número quântico ms=+½, ou ↑; à
projeção β, corresponde o número quântico ms = -½, ou ↓.
Estes postulados permitem que se visualize o spin como um vetor 
com módulo único e característico do elétron. Além disso, aponta no 
espaço de forma que suas projeções em um eixo z arbitrário só podem
ter dois valores possíveis, representados por ↑ e ↓.
Imagine dois cones formados por um vetor que gira em torno do 
eixo z: um dos cones corresponde à projeção com ms = +½, e o outro à 
proteção ms = -½. Visualize o resultado na Figura 5.10.
Figura 5.9: Diagrama de Pauling, indicando o ordenamento dos orbitais. A energia 
cresce no sentido das setas.
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CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ÁTOMOS
O princípio da estruturação
Imagine que você tem um núcleo de número atômico Z. Se o átomo 
é neutro, você já sabe que ele tem Z elétrons. De acordo com o modelo 
quântico dos orbitais, os elétrons vão se distribuir no átomo segundo o 
princípio da estruturação.
Figura 5.10: O vetor que representa o spin do elétron tem duas projeções, chamadas 
α (α ↑) e β(↓).
A inclusão do spin faz com que, no átomo, cada elétron seja caracterizado 
por quatro números quânticos. Os três primeiros, n, A e ml, dizem respeito 
ao orbital em que o elétron se encontra; o último, ms, defi ne se o spin do 
elétron é ↑ ou ↓.
!
O princípio da estruturação é concebido a partir de 4 regras. Elas indicam 
que:
a) Os elétrons ocupam os orbitais em ordem crescente de energia (dada pelo 
diagrama de Pauling);
b) Nenhum orbital pode conter mais do que dois elétrons;
c) Se um orbital contiver dois elétrons, os seus spins serão distintos (diz-se que 
os elétrons estão emparelhados);
d) Elétrons não se emparelham em um orbital se outro de mesma energia 
estiver disponível. Ou seja, os elétrons só se emparelham em um orbital quando 
todos os orbitais de mesma energia (na mesma subcamada) contiverem pelo 
menos um elétron.
!
mI = + 1/2
(estado α)
mI = - 1/2
(estado β)
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 5Você já conhece a regra “a”. As regras “b” e “c” são conseqüências
do princípio da exclusão de Pauli: Não há em um átomo dois elétrons
com os quatro números quânticos iguais.
A regra “d”, por sua vez, não pode ser explicada sem o apelo à 
mecânicaquântica. Ela é conhecida como regra da máxima multiplici-
dade, e a explicação de sua origem está fora dos objetivos deste curso.
Confi guração eletrônica
A distribuição dos elétrons nos orbitais, segundo o princípio da 
estruturação, determina a confi guração eletrônica do átomo.
Para facilitar a construção das confi gurações eletrônicas, utiliza-
se o diagrama de orbitais. Caixinhas representando os orbitais são
arrumadas em ordem seqüencial de energia. Os elétrons entram nas
caixinhas segundo as regras do princípio da estruturação, gerando a 
confi guração eletrônica desejada.
Exemplo 1: O átomo de berílio tem Z = 4 (portanto, quatro
elétrons). A distribuição dos elétrons é feita no seguinte diagrama de 
orbitais.
CONFIGURAÇÃO
ELETRÔNICA é a
ocupação dos elétrons
nos orbitais segundo
o princípio da
estruturação.
Os primeiros dois elétrons fi cam emparelhados no orbital 1s e os
outros dois no orbital 2s. A confi guração eletrônica é assim representada:
Be: 1s2 2s2.
Exemplo 2: O átomo de carbono tem Z = 6 (portanto, seis
elétrons). O diagrama de orbitais é:
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑
2p
↑
Os quatro primeiros elétrons se distribuem como no átomo de Be.
Os dois restantes vão entrar em orbitais da subcamada 2p. Pela regra
(d) do princípio da estruturação, cada um vai entrar em um orbital
2p distinto, sem haver emparelhamento de elétrons. A confi guração
eletrônica do átomo de carbono é C: 1s2 2s2 2p2
Exemplo 3: O átomo de oxigênio tem Z = 8. O diagrama de
orbitais é
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑↓
2p
↑ ↑
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
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Vejam que o último elétron só se emparelha na subcamada 2p
depois que todos os orbitais desta subcamada contiverem um elétron. 
A confi guração eletrônica do oxigênio é O: 1s2 2s2 2p4. 
Complicado? Pois é ... Se fosse simples não seria necessário estudar.
Que tal você dar uma “paradinha” rápida antes da atividade que segue?
Descanse 5 minutos e volte para a aula.
3. Forneça o diagrama de orbitais e a confi guração eletrônica dos seguintes 
átomos:
a) Neônio (Ne) 
b) Sódio (Na)
c) Cálcio (Ca)
d) Ferro (Fe)
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RESPOSTA COMENTADA
Você precisa ter em mãos a tabela periódica para descobrir os
números atômicos dos elementos dados no problema. Sabendo o
valor de Z, você tem automaticamente o número de elétrons contidos
no átomo. O próximo passo é conhecer o ordenamento dos orbitais 
atômicos em ordem crescente de energia. Para isso, você precisa
utilizar o diagrama de Pauling. A última etapa é aplicar as regras 
do princípio da estruturação. 
a) Para o Ne, Z = 10. Logo, o átomo tem 10 elétrons. O diagrama
de orbitais é: 
,
e a confi guração eletrônica é 1s2 2s2 2p6. 
ATIVIDADE
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑↓
2p
↑↓ ↑↓
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 5
Observe que, neste caso, todos os orbitais de todas as camadas 
ocupadas estão completamente preenchidos. Esta confi guração
eletrônica é típica dos gases nobres, como será discutido na s
próxima aula.
b) Para o Na, Z = 11. Logo, o átomo de sódio tem 11 elétrons. O 
diagrama de orbitais é:
 ,
e a confi guração eletrônica é 1s2 2s2 2p63s.6
Observe que o átomo de sódio tem um único elétron na última 
camada. Este tipo de confi guração é comum ao lítio, rubídio e césio. 
Estes metais são denominados metais alcalinos, e suas propriedades ss
serão também discutidas na próxima aula.
c) Para o Ca, Z = 20. Logo, o átomo de cálcio tem 20 elétrons. O 
diagrama de orbitais é:
e a confi guração eletrônica é Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
Neste caso, há dois elétrons na camada mais externa do átomo. Este 
tipo de confi guração é comum aos metais alcalino-terrosos: berílio, 
magnésio, cálcio, estrôncio e bário.
d) Para o Fe, Z = 26. Logo, há 26 elétrons no átomo de ferro.?
O diagrama de orbitais é:
e a confi guração eletrônica é Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6dd .
Diferentemente dos casos anteriores, a penúltima camada do átomo 
é que contém os elétrons de maior energia. Este é uma caso típico 
de confi guração eletrônica dos metais de transição, que ocupam 
boa parte da Tabela Periódica.
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑↓
2p
↑↓ ↑↓
 
↑
3s
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑↓
2p
↑↓ ↑↓ ↑↓
3s
↑↓
3p
↑↓ ↑↓ ↑↓
4s
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑↓
2p
↑↓ ↑↓ ↑↓
3s
↑↓
3p
↑↓ ↑↓ ↑↓
4s
↑↓
3d
↑ ↑ ↑ ↑
,
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
78 C E D E R J
Estados excitados e formação de íons
No átomo normal, todos os elétrons são encontrados nos níveis de 
energia mais baixos possíveis. Dizemos que o átomo está no seu estado 
fundamental. Se o átomo absorver energia – seja na forma de luz ou por 
colisão com outros átomos – alguns elétrons podem passar para níveis 
de energia mais altos, ocupando orbitais mais energéticos. Dizemos que 
o átomo encontra-se em um estado excitado. 
Se a energia fornecida ao átomo for grande sufi ciente para arrancar 
um ou mais elétrons, o átomo terá mais prótons que elétrons, fi cando 
carregado positivamente. É possível, também, que um átomo receba um 
ou mais elétrons, fi cando com mais elétrons do que prótons. Em ambas 
as situações, a carga elétrica global do átomo não é mais nula. Os átomos 
carregados positiva ou negativamente são denominados íons.
O sódio, por exemplo, quando perde seu elétron 3s (ver a 
Atividade 2), forma o cátion Na+. O cloro, quando ganha um elétron, 
forma o ânion Cl-.
A confi guração eletrônica de um íon é obtida, a partir do átomo 
neutro, pela adição e retirada de elétrons. A confi guração do magnésio 
(Mg), por exemplo, é Mg: 1s2 2s2 2p63s2. O íon Mg2+, obtido retirando-se 
os dois elétrons 3s do átomo neutro, tem confi guração eletrônica Mg2+: 
1s2 2s2 2p6.
As espécies iônicas são muito importantes em Química e em 
Biologia. Muitos processos vitais são controlados por íons. Um exemplo 
importante é o equilíbrio entre os íons Na+ e K+ presentes nas células.
A diferença de concentração entre estes é responsável por manter o 
volume celular, tornar células nervosas e musculares eletricamente 
excitáveis e acionar o transporte de aminoácidos, entre outras coisas. 
Um íon é uma espécie carregada que se forma quando um átomo perde ou 
ganha elétrons. Um cátion é um íon com carga positiva, e um ânion é um 
íon com carga negativa.
!
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 5
4. a) A confi guração eletrônica de um certo átomo de magnésio (Z = 12) é 
dada pelo quadro a seguir:
O átomo está em seu estado fundamental? Justifi que sua resposta.
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b) Obtenha a confi guração eletrônica do íon sulfeto (S-).
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RESPOSTA COMENTADA
O primeiro passo é escrever a confi guração eletrônica do Mg no
estado fundamental. Sendo Z = 12 (você obtém esta informação da
Tabela Periódica), temos 12 elétrons no átomo neutro. O diagrama
de orbitais do Mg neutro é:
 ,
e a sua confi guração eletrônica é Mg: 1s2ss 2s2ss 2p6 3s2ss . Então o número
de elétrons em cada camada é dado pelo quadro a seguir:
ATIVIDADE
Camada K L M N O
Nº de elétrons 2 8 1 1
 
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑↓
2p
↑↓ ↑↓ ↑↓
3s
Camada K L M
Nº de elétrons 2 8 2
Elementos de Química Geral | Estrutura eletrônica dos átomos
80 C E D E R J
Por comparação, vemos que a distribuição dada corresponde a um 
estado excitado do átomo, em que um elétron passou de um orbital 
da camada M para um orbital da camada N.
b) O átomo de enxofre neutro tem Z = 16 e confi guração S: 1s2
2s2 2p6 3s2 3p4.
Esta confi guração é obtida do seguinte diagrama de orbitais:
Observe os detalhes da distribuição: há dois elétrons desemparelha-
dos na última subcamada ocupada (lembra do princípio da estrutu-
ração?). A adição de dois elétrons leva ao diagrama a seguir:
Também leva à configuração S2-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Esta
confi guração é idêntica à do gás nobre neônio (Ne), como você
mesmo pode verifi car!
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑↓
2p
↑↓ ↑↓ ↑↓
3s
↑↓
3p
↑ ↑
↑↓ ↑↓
1s 2s
↑↓
2p
↑↓ ↑↓ ↑↓
3s
↑↓
3p
↑↓ ↑↓
CONCLUSÃO
O modelo atômico de Schrödinger, ou modelo dos orbitais 
atômicos, é o mais adequado para descrever a complexa estrutura da 
eletrosfera do átomo. Embora baseado nas soluções de uma complexa 
equação matemática, permite caracterizar os elétrons do átomo a partir 
de quatro números quânticos e descrever como os elétrons se distribuem 
na eletrosfera.
ATIVIDADE FINAL
A confi guração eletrônica de um certo íon é dada por X+: 1s22s22p63s23p64p1
a) Calcule o tamanho da órbita do elétron mais externo se seguisse o modelo de 
Bohr. 
b) Identifi que a espécie química X.
c) Indique se o íon está no seu estado fundamental ou em estado excitado.
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 5RESPOSTA COMENTADA
Para responder ao item “a”, você precisa apenas relembrar a fórmula 
proposta por Bohr para o tamanho das órbitas eletrônicas. Veja que, 
pelo modelo de Bohr, todos os elétrons pertencentes a uma mesma 
camada estariam na mesma órbita e à mesma distância do núcleo. 
O elétron mais externo do íon X+ está numa camada cujo n = 4. Uti-
lizando este valor de n na expressão das órbitas permitidas por Bohr, 
obtemos r
a
Zn
X
=
+
42 0 . 
Embora saibamos o valor de a0, não sabemos o número atômico da 00
espécie X+. Para descobrir, você precisa contar o número de elétrons 
do átomo e lembrar que a espécie dada é um cátion, obtido pela 
retirada de um elétron do átomo neutro X. Sendo o número de elétrons 
contidos em X+XX igual a 19, o átomo neutro (que tem o número de 
elétrons igual ao número atômico) contém 20 elétrons. Logo, Z = 20. 
Consultando a Tabela Periódica, você vai verifi car que este é o número 
atômico do cálcio (Ca), o que responde imediatamente ao item (b): 
a espécie química é o Ca+.
Levando o valor de Z = 20 na expressão de rn, obtemos nn
r
a
an = = =
16
20
0 75 0 3970 0, , A
D
Em seu estado fundamental, o Ca neutro tem a confi guração eletrônica 
(veja a Atividade 3) Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. O íon Ca+, em seu +
estado fundamental, tem a confi guração Ca+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. 
A confi guração fornecida indica que o elétron mais externo do íon foi 
promovido do orbital 4s para um orbital 4p; trata-se, portanto, de uma 
confi guração correspondente a um estado excitado do íon.
INFORMAÇÕES SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai aprender a analisar detalhadamente a Tabela Periódica 
e descobrir como funciona a lei periódica dos elementos.
A estrutura eletrônica dos átomos só pode ser compreendida à luz da mecânica 
quântica. O elétron em um átomo é descrito por quatro números quânticos; e 
não há, em um átomo, dois elétrons com os quatro números quânticos; iguais. 
A confi guração eletrônica é uma forma de identifi car a distribuição dos elétrons 
em torno do núcleo. 
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