Química Geral (ENG02)

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Indaial – 2020
Química Geral
Prof. José Edson Reinert
2a Edição
Copyright © UNIASSELVI 2020
Elaboração:
Prof. José Edson Reinert
Revisão, Diagramação e Produção:
Centro Universitário Leonardo da Vinci – UNIASSELVI
Ficha catalográfica elaborada na fonte pela Biblioteca Dante Alighieri 
UNIASSELVI – Indaial.
Impresso por:
R367q
 Reinert, José Edson
Química geral. / José Edson Reinert. – Indaial: UNIASSELVI, 2020.
268 p.; il.
ISBN 978-65-5663-293-3
ISBN Digital 978-65-5663-294-0
1.Química. - Brasil. II. Centro Universitário Leonardo da Vinci.
CDD 540.7
apresentação
Caro acadêmico, seja muito bem-vindo à disciplina de Química 
Geral! Este livro didático auxiliará seus estudos para que você compreenda 
melhor os principais tópicos da química. As orientações têm como objetivo 
contribuir de forma positiva o direcionamento do seu processo de ensino e 
aprendizagem. 
Este livro tem como finalidade proporcionar a você embasamento 
teórico a respeito de conceitos base da Química para que possam no futuro 
estabelecer uma relação com as demais disciplinas do seu curso. Assim, o 
livro didático ordena os conteúdos e aspectos teóricos que auxiliarão no seu 
desenvolvimento integral, aprimorando seus conhecimentos e possibilitando, 
no final do curso, sua inserção no mercado de trabalho.
A fim de lhe familiarizar de forma breve com a disciplina, 
apresentamos a seguir cada uma das unidades que serão abordadas neste 
livro. Na Unidade 1, você compreenderá os aspectos que levaram à evolução 
dos modelos atômicos e como as interpretações de dados experimentais 
contribuíram com as características de cada modelo. Nesta unidade, você 
conhecerá a forma como a tabela periódica é organizada atualmente e as 
propriedades que são observadas através desta organização. Além do mais 
será capaz de diferenciar e identificar as ligações químicas que mantêm os 
átomos unidos. 
Na Unidade 2, trabalharemos com as funções inorgânicas, que são 
grupos de substâncias que apresentam algum tipo de semelhança, sendo 
elas, ácidos, bases, sais e óxidos. Além disso, será apresentada a forma como 
se realiza a nomenclatura dessas substâncias e suas características. Esta 
unidade apresentará também as reações inorgânicas.
Na Unidade 3, trataremos sobre alguns fundamentos da físico-
química, dentre eles as grandezas químicas e estequiometria das reações. 
Outro ponto a ser tratado serão as classificações e características das dispersões 
com ênfase nas soluções e seus processos de separação. A radioatividade 
será outro tópico a ser discutido nesta unidade. 
Nesse contexto, apresentamos assuntos de suma importância para 
sua formação e que devem ser conhecidos, portanto, convidamos você a se 
inteirar e assimilar todo esse conhecimento.
Desejamos uma ótima leitura! Bons estudos!
Prof. José Edson Reinert
Você já me conhece das outras disciplinas? Não? É calouro? Enfim, tanto para 
você que está chegando agora à UNIASSELVI quanto para você que já é veterano, há novi-
dades em nosso material.
Na Educação a Distância, o livro impresso, entregue a todos os acadêmicos desde 2005, é 
o material base da disciplina. A partir de 2017, nossos livros estão de visual novo, com um 
formato mais prático, que cabe na bolsa e facilita a leitura. 
O conteúdo continua na íntegra, mas a estrutura interna foi aperfeiçoada com nova diagra-
mação no texto, aproveitando ao máximo o espaço da página, o que também contribui 
para diminuir a extração de árvores para produção de folhas de papel, por exemplo.
Assim, a UNIASSELVI, preocupando-se com o impacto de nossas ações sobre o ambiente, 
apresenta também este livro no formato digital. Assim, você, acadêmico, tem a possibilida-
de de estudá-lo com versatilidade nas telas do celular, tablet ou computador. 
 
Eu mesmo, UNI, ganhei um novo layout, você me verá frequentemente e surgirei para 
apresentar dicas de vídeos e outras fontes de conhecimento que complementam o assun-
to em questão. 
Todos esses ajustes foram pensados a partir de relatos que recebemos nas pesquisas 
institucionais sobre os materiais impressos, para que você, nossa maior prioridade, possa 
continuar seus estudos com um material de qualidade.
Aproveito o momento para convidá-lo para um bate-papo sobre o Exame Nacional de 
Desempenho de Estudantes – ENADE. 
 
Bons estudos!
NOTA
Olá, acadêmico! Iniciamos agora mais uma disciplina e com ela 
um novo conhecimento. 
Com o objetivo de enriquecer seu conhecimento, construímos, além do livro 
que está em suas mãos, uma rica trilha de aprendizagem, por meio dela você 
terá contato com o vídeo da disciplina, o objeto de aprendizagem, materiais complemen-
tares, entre outros, todos pensados e construídos na intenção de auxiliar seu crescimento.
Acesse o QR Code, que levará ao AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo.
Conte conosco, estaremos juntos nesta caminhada!
LEMBRETE
sumário
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA .................................................................................. 1
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA ................................................................................ 3
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 3
2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA ....................................................................................... 3
2.1 MÉTODO CIENTÍFICO ................................................................................................................. 5
3 MODELOS ATÔMICOS .................................................................................................................... 6
3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA .................................................................. 6
3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON ............................................................................................... 8
3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON ........................................................................................... 9
3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD ................................................................................... 11
3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR ................................................................................................... 15
3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL .................................................................................................. 17
4 ESTRUTURA ATÔMICA ................................................................................................................. 18
4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA ATÔMICA ................................. 19
4.1.1 Elementos químicos e sua representação ......................................................................... 20
4.2 ÍONS................................................................................................................................................ 21
4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS .................................................................................................... 23
4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA ................................................................................................. 24
4.5 NÚMERO QUÂNTICOS ............................................................................................................. 28
LEITURA COMPLEMENTAR ............................................................................................................ 32
RESUMO DO TÓPICO 1..................................................................................................................... 34
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 36
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA .................................................................................................. 39
1 INTRODUÇÃO ..................................................................................................................................39
2 EVOLUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA ....................................................................................... 39
3 ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA .............................................................................. 44
3.1 GRUPOS ......................................................................................................................................... 44
3.2 PERÍODOS ..................................................................................................................................... 45
3.3 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS ...................................................................................... 46
3.3.1 Classificação quanto à estrutura eletrônica ...................................................................... 46
3.3.2 Classificação quanto às características e propriedades .................................................. 49
3.3.3 Classificações complementares .......................................................................................... 52
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS .................................................................................................... 53
4.1 RAIO ATÔMICO ........................................................................................................................... 53
4.2 ELETRONEGATIVIDADE .......................................................................................................... 55
4.3 ENERGIA DE IONIZAÇÃO ....................................................................................................... 57
4.4 AFINIDADE ELETRÔNICA ....................................................................................................... 58
RESUMO DO TÓPICO 2..................................................................................................................... 61
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 63
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ................. 65
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 65
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................................... 66
2.1 TEORIA DO OCTETO .................................................................................................................. 66
2.2 LIGAÇÕES IÔNICAS ................................................................................................................... 67
2.2.1 Fórmula unitária ou mínima .............................................................................................. 69
2.2.2 Fórmula de Lewis ou eletrônica ........................................................................................ 69
2.2.3 Características dos compostos iônicos .............................................................................. 70
2.3 LIGAÇÕES COVALENTES ......................................................................................................... 71
2.3.1 Fórmula de Lewis ou Eletrônica ........................................................................................ 72
2.3.2 Fórmula estrutural ............................................................................................................... 73
2.3.3 Fórmula molecular .............................................................................................................. 76
2.3.4 Ligações covalentes coordenadas ...................................................................................... 76
2.3.5 Características dos compostos moleculares/covalentes ................................................. 78
2.4 LIGAÇÕES METÁLICAS ............................................................................................................ 78
2.4.1 Características dos compostos metálicos ........................................................................ 79
2.4.2 Ligas metálicas ..................................................................................................................... 79
3 POLARIDADE E GEOMETRIA...................................................................................................... 80
3.1 GEOMETRIA MOLECULAR ...................................................................................................... 80
3.2 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES ................................................................................................ 84
3.3 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS ........................................................................................... 85
4 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ....................................................................................... 86
4.1 DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO ................................................................. 87
4.2 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO INDUZIDO ................................................................... 88
4.3 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE ........................................................... 88
4.4 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO................................................................................................... 88
4.5 ÍON – DIPOLO .............................................................................................................................. 89
4.6 IMPLICAÇÕES DAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES .............................................. 90
RESUMO DO TÓPICO 3..................................................................................................................... 91
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 93
REFERÊNCIAS ...................................................................................................................................... 95
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS ................................... 97
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES ....................................................................................................... 99
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 99
2 TEORIAS ÁCIDO-BASE .................................................................................................................. 99
2.1 TEORIA DE ARRHENIUS ......................................................................................................... 100
2.2 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY ........................................................................................... 101
2.3 TEORIA DE LEWIS .................................................................................................................... 102
3 POTENCIAL HIDROGÊNIÔNICO (pH) ................................................................................... 103
3.1 INDICADORES ÁCIDO-BASE ................................................................................................. 105
3.2 ÍONS COMUNS E SOLUÇÃO-TAMPÃO ............................................................................... 108
4 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) .............................................................................................. 111
5 ÁCIDOS ............................................................................................................................................. 113
5.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 114
5.1.1 Quanto ao número de elementos .................................................................................... 114
5.1.2 Quanto à presença de oxigênio ........................................................................................ 114
5.1.3 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis ..............................................................115
5.1.4 Quanto à volatilidade ........................................................................................................ 116
5.1.5 Quanto à força .................................................................................................................... 116
5.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 121
5.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 123
6 BASES ................................................................................................................................................ 125
6.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 126
6.1.1 Quanto ao número de hidroxilas ..................................................................................... 126
6.1.2 Quanto à solubilidade ....................................................................................................... 126
6.1.3 Quanto à força .................................................................................................................... 127
6.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 128
6.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 130
RESUMO DO TÓPICO 1................................................................................................................... 132
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 134
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS ................................................................................. 137
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 137
2 SAIS .................................................................................................................................................... 137
2.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 139
2.1.1 Quanto ao número de elementos químicos constituintes ............................................ 139
2.1.2 Quanto à solubilidade em água ....................................................................................... 140
2.1.3 Quanto à presença de água .............................................................................................. 141
2.1.4 Quanto à natureza dos íons .............................................................................................. 141
2.1.4.1 Sal neutro ......................................................................................................................... 142
2.1.4.2 Sal ácido ........................................................................................................................... 142
2.1.4.3 Sal básico .......................................................................................................................... 142
2.1.4.4 Sal misto ........................................................................................................................... 143
2.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 143
2.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 144
3 ÓXIDOS ............................................................................................................................................. 145
3.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 148
3.1.1 Quanto ao tipo de elemento ligado ao oxigênio ........................................................... 148
3.1.2 Quanto à propriedade ácido-base. .................................................................................. 149
3.1.3 Outros compostos derivados do oxigênio...................................................................... 150
3.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 151
3.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 152
4 HIDRETOS ........................................................................................................................................ 154
4.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 155
4.1.1 Hidretos iônicos ou salinos .............................................................................................. 155
4.1.2 Hidretos covalentes ou moleculares ............................................................................... 155
4.1.3 Hidretos metálicos ou intersticiais .................................................................................. 156
4.1.4 Hidretos intermediários .................................................................................................... 156
4.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 157
RESUMO DO TÓPICO 2................................................................................................................... 158
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 159
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................. 161
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 161
2 CONCEITOS GERAIS SOBRE REAÇÕES QUÍMICAS .......................................................... 161
3 INDICATIVOS DE REAÇÃO QUÍMICA ................................................................................... 163
4 LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................... 164
4.2 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS ............................................................................... 166
4.1 LEI DA COMBINAÇÃO DE VOLUMES ................................................................................ 166
4.3 LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS ..................................................................................... 167
5 BALANCEAMENTO DE REAÇÕES............................................................................................ 168
6 CLASSIFICAÇÕES DAS REAÇÕES QUÍMICAS .................................................................... 170
6.1 REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO ...................................................................................... 171
6.2 REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO ................................................................... 171
6.3 REAÇÃO DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA .................................................... 173
6.4 REAÇÃO DE DUPLA-TROCA ................................................................................................. 174
RESUMO DO TÓPICO 3................................................................................................................... 176
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 178
REFERÊNCIAS ....................................................................................................................................180
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA ....................................................... 183
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE ................................................................................................. 185
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 185
2 HISTÓRICO DA RADIOATIVIDADE ....................................................................................... 186
3 EMISSÕES RADIOATIVAS .......................................................................................................... 189
3.1 PARTÍCULAS ALFA ................................................................................................................... 191
3.2 PARTÍCULAS BETA ................................................................................................................... 191
3.3 RADIAÇÃO GAMA ................................................................................................................... 192
3.4 COMPARATIVO DA EMISSÕES RADIOATIVAS ................................................................. 193
4 REAÇÕES NUCLEARES ................................................................................................................ 196
4.1 LEIS DA RADIOATIVIDADE ................................................................................................... 197
4.1.1 Primeira lei da radioatividade ......................................................................................... 197
4.1.2 Segunda lei da radioatividade ......................................................................................... 198
4.2 SÉRIES RADIOATIVAS .............................................................................................................. 199
5 CINÉTICA RADIOATIVA ............................................................................................................. 201
5.1 DECAIMENTO RADIOATIVO ................................................................................................ 201
5.2 ATIVIDADE ................................................................................................................................. 202
5.3 MEIA-VIDA ................................................................................................................................. 203
5.4 VIDA MÉDIA .............................................................................................................................. 207
6 FISSÃO E FUSÃO ............................................................................................................................ 208
7 APLICAÇÕES ................................................................................................................................... 210
RESUMO DO TÓPICO 1................................................................................................................... 215
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 217
TÓPICO 2 — GRANDEZAS QUÍMICAS ...................................................................................... 219
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 219
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA ............................................................................................. 220
2.1 MASSA DE UM ELEMENTO ................................................................................................... 221
2.2 MASSA MOLECULAR E MASSA FÓRMULA ...................................................................... 221
3 MOL .................................................................................................................................................... 222
3.1 CONSTANTE DE AVOGADRO ............................................................................................... 222
3.2 MASSA MOLAR ......................................................................................................................... 223
3.3 VOLUME MOLAR ..................................................................................................................... 224
4 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ............................................................................................... 225
RESUMO DO TÓPICO 2................................................................................................................... 229
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 230
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS ........................................................................................... 233
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 233
2 SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA .............................................................................................. 233
2.1 PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS .................................................................... 235
3 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES ....................................................................................... 241
3.1 SUSPENSÃO ................................................................................................................................ 241
3.2 COLOIDE ..................................................................................................................................... 242
3.3 SOLUÇÃO.................................................................................................................................... 244
4 ESTUDO DAS SOLUÇÕES ........................................................................................................... 244
4.1 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................................................... 245
4.1.1 De acordo com o estado físico da solução ...................................................................... 245
4.1.2 De Acordo com a natureza do soluto ............................................................................. 246
4.1.3 De acordo com a solubilidade do soluto ........................................................................ 247
4.2 UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................... 251
4.2.1 Título.................................................................................................................................... 251
4.2.2 Concentração comum ........................................................................................................ 252
4.2.3 Concentração em quantidade de matéria por volume ................................................. 253
4.2.4 Concentração em quantidade de matéria por massa ................................................... 253
4.2.5 Relacionando as concentrações ........................................................................................ 254
4.3 VARIAÇÃO NA CONCENTRAÇÃO ...................................................................................... 254
4.3.1 Diluição e concentração de soluções ............................................................................... 254
4.3.2 Mistura de soluções com o mesmo soluto ..................................................................... 255
4.3.3 Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem entre si ....................... 256
4.3.4 Mistura de soluções com solutos diferentes que reagem entre si............................... 257
LEITURA COMPLEMENTAR .......................................................................................................... 261
RESUMO DO TÓPICO 3................................................................................................................... 263
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................265
REFERÊNCIAS .................................................................................................................................... 267
1
UNIDADE 1 —
INTRODUÇÃO À QUÍMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir do estudo desta unidade, você deverá ser capaz de:
•	 identificar	as	unidades	fundamentais	da	matéria;
•	 diferenciar	os	modelos	atômicos	e	reconhecer	as	observações	que	levaram	
a	sua	evolução;
•	 realizar	a	distribuição	eletrônica	utilizando	o	Diagrama	de	Linus	Pauling	
assim	como	identificar	os	quatro	números	quânticos;
•	 reconhecer	a	organização	atual	da	tabela	periódica	e	os	elementos	que	a	
compõe;	
•	 compreender	a	estabilidade	química	dos	elementos	através	da	Regra	do	
Octeto;
•	 identificar	e	diferenciar	as	ligações	iônicas,	covalentes	e	metálicas.
Esta	unidade	está	dividida	em	três	tópicos.	No	decorrer	da	unidade,	você	
encontrará	autoatividades	com	o	objetivo	de	reforçar	o	conteúdo	apresen-
tado.
TÓPICO	1	–	CONSTITUIÇÃO	DA	MATÉRIA
TÓPICO	2	–	TABELA	PERIÓDICA
TÓPICO	3	–	LIGAÇÕES	QUÍMICAS	E	INTERAÇÕES	INTERMOLECULA-
RES
Preparado para ampliar seus conhecimentos? Respire e vamos 
em frente! Procure um ambiente que facilite a concentração, assim absorverá 
melhor as informações.
CHAMADA
2
3
TÓPICO 1 —UNIDADE 1
CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
1 INTRODUÇÃO
Olá,	caro	acadêmico!	Iniciamos	nossos	estudos	em	Química	Geral	com	a	
constituição	da	matéria,	portanto,	reflita	sobre	o	que	é	apresentado	a	seguir.
Tudo	que	está	a	nossa	volta,	que	podemos	tocar,	que	possui	massa	e	ocupa	
um	lugar	no	espaço,	ou	seja,	possui	volume,	é	denominado	matéria.	A	matéria	foi	
algo	que	sempre	intrigou	pensadores	e	cientistas	ao	longo	dos	séculos.	Nos	dias	
atuais,	 sabemos	 que	 os	 átomos	 são	 responsáveis	 pela	 constituição	da	matéria,	
porém	esta	ideia	pode	ser	considerada	“recente”.
Neste	tópico	vamos	abordar	a	evolução	dos	modelos	atômicos	e	da	ideia	
do	que	constitui	a	matéria,	assim	como	características	e	classificações	dela.	Para	
isso	iremos	dos	filósofos	gregos	até	os	maiores	cientistas	da	história	da	Química	e	
suas	contribuições	para	esta	área.
2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
Os	seres	humanos	começaram	a	estabelecer	seu	conhecimento	sobre	a	
química	das	 coisas	na	pré-história	 com	o	domínio	do	 fogo.	O	domínio	desse	
recurso	permitiu	a	diversas	civilizações	a	manipulação	de	metais	e	consequen-
temente	o	desenvolvimento	de	diversos	utensílios,	objetos	e	armas.	Além	disso,	
aprender	a	“produzir”	fogo	proporcionou	a	estas	civilizações	iluminação	e	pro-
teção	contra	o	frio.
A GUERRA DO FOGO
Título: A Guerra do Fogo (La Guerre du Feu)
Direção: Jean-Jacques Annaud
Ano: 1981
Duração: 125 minutos
Sinopse: Esse filme franco-canadense, bastante premiado, conta a 
história de uma batalha entre duas tribos da Pré-História em torno da 
posse e da produção do fogo, tecnologia de grande importância na 
evolução humana.
DICAS
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
4
Com	o	avanço	dos	conhecimentos	a	respeito	da	natureza	e	mesmo	antes	
da	química	se	estabelecer	como	ciência,	houve	a	alquimia.	A	alquimia	surgiu	por	
volta	do	século	IV	a.C.	e	foi	a	precursora	da	química.	Ela	era	uma	mistura	de	arte,	
ciência	e	magia,	e	apresentava	uma	forma	mais	mística	e	misteriosa	de	observar	
a	natureza.	Vários	povos	se	destacaram	pelos	estudos	alquímicos,	como	egípcios,	
gregos,	chineses,	árabes	etc.
A	alquimia	possuía	dois	objetivos	principais	a	serem	alcançados,	sendo	
eles:
•	 A	 pedra	 filosofal:	 ela	 seria	 capaz	 de	 realizar	 a	 transmutação	 de	 materiais	
comuns	em	ouro.
•	 O	 elixir	 da	 vida:	 material	 que	 teria	 a	 propriedade	 de	 garantir	 cura	 das	
enfermidades	do	corpo,	assim	como,	juventude	e	vida	eterna.
Apesar	de	nenhum	dos	dois	objetivos	terem	sido	alcançados,	a	alquimia,	
durante	 seu	 auge,	 permitiu	 a	 descoberta	 de	diversos	 elementos	 e	 substâncias,	
a	 elaboração	de	várias	 técnicas	e	vidrarias	de	 laboratórios	que	 fazem	parte	da	
Química	atual.
FIGURA 1 – LABORATÓRIO ALQUÍMICO
FONTE: <https://bit.ly/2yByxiY>. Acesso em: 8 abr. 2020
A	química,	como	uma	das	áreas	das	ciências	naturais,	é	recente	e	tem	seu	
início	datado	por	volta	do	final	do	século	XVIII	e	marcado	por	trabalhos	de	dois	
estudiosos:	Robert	Boyle	(1627-1691)	e	Antoine-Laurent de Lavoisier	(1743-1794).
https://bit.ly/2yByxiY
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
5
Tanto	Robert	Boyle	quanto	Antoine-Laurent	de	Lavoisier	aplicaram	o	uso	
de	experimentos	planejados	com	o	propósito	de	responder	a	um	questionamento,	
para	isso	realizavam	observações	e	medidas	assim	como	elaboraram	hipóteses	e	
testaram-nas.	Isso	permitiu	a	generalização	de	muitos	conceitos.	A	partir	deste	
ponto	 a	 análise	 da	 matéria	 e	 suas	 transformações	 adquiriu	 um	 caráter	 mais	
científico	e	deixou	de	lado	o	misticismo	da	Alquimia.
2.1 MÉTODO CIENTÍFICO
A	forma	de	trabalho	de	Boyle	e	Lavoisier	são	conhecidas	atualmente	como	
o	método	científico.	O	método	científico	estabelece	uma	sequência	a	ser	seguida	a	
fim	de	se	comprovar	uma	hipótese,	para	isso	há	uma	estrutura	bem	definida	que	
pode	ser	seguida	em	qualquer	área	das	ciências	e	até	mesmo	no	cotidiano.	Veja	a	
estrutura	a	seguir:
FIGURA 2 – ESTRUTURA DO MÉTODO CIENTÍFICO
FONTE: O autor
 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
6
Note	 que	 a	 química	 atual	 está	 embasada	 na	 experimentação,	 então	 após	
observar	algum	fenômeno,	caracterizar	um	problema	a	ser	solucionado	e	fazer	um	
levantamento	 de	 dados	 deve-se	 elaborar	 uma	 hipótese	 que	 possa	 responder	 ao	
questionamento	ligado	ao	problema.	A	verificação	da	hipótese	se	dá	através	de	um	
experimento.	Ao	comparar	os	resultados	obtidos	com	a	hipótese	formulada	dois	ca-
minhos	podem	ser	seguidos,	caso	os	dados	indiquem	que	a	hipótese	é	verdadeira	en-
tão	teremos	uma	lei	ou	teoria.	Caso	a	experimentação	refute	a	hipótese	nós	voltamos	
ao	ponto	de	elaboração	para	uma	nova	hipótese	até	que	a	mesma	seja	verdadeira.
3 MODELOS ATÔMICOS
A	química	possui	como	objetivo	estudar	a	matéria	a	suas	transformações.	
No	entanto,	do	que	a	matéria	é	constituída?	Essa	é	uma	pergunta	que	sempre	
intrigou	muitos	filósofos	e	cientistas	ao	longo	dos	anos.	
 
O	conceito	do	que	constitui	a	matéria	é	algo	que	evoluiu	com	o	passar	dos	
anos,	principalmente	pelo	fato	de	que	a	ciência	é	algo	em	constante	construção.	
A	descoberta	de	novas	tecnologias	levou	ao	desenvolvimento	dos	conhecimentos	
ligados	à	interpretação	da	constituição	da	matéria.
 
Atualmente,	muito	se	 fala	 sobre	os	átomos	e	a	pesquisa	constante	para	
desvendar	cada	mistério	do	seu	interior,	mas	até	chegarmos	neste	nível	de	conhe-
cimento	a	humanidade	caminhou	um	longo	caminho,	iniciado	com	os	filósofos	
gregos.
3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
Há	pouco	mais	de	 2500	 anos,	 os	filósofos	 gregos	 foram	os	primeiros	 a	
sugerir	e	discutir	sobre	qual	seria	a	constituição	da	matéria.	Podendo-se	destacar	
as	seguintes	ideias:
•	 Tales	de	Mileto	(c.624	a.C.	–	c.558	a.C.)	–	Propôs	que	todo	o	universo	era	com-
posto	de	água.
•	 Anaxímenes	(c.585	a.C.	–	c.524	a.C.)	–	Acreditava	que	a	base	de	tudo	era	o	ar.
•	 Heráclito	(c.540	a.C.	–	c.475	a.C.)	–	Este	filósofo	propôs	que	tudo	era	composto	
de	fogo.
•	 Empédocles	(c.490	a.C.	–	c.435	a.C.)	–	Unificou	os	elementos	água,	ar	e	fogo	ao	
elemento	terra,	propondo	a	teoria	dos	quatro	elementos,	para	ele	essa	teoria	
era	regida	por	amor	(união)	e	ódio	(separação).
Todavia,	entre	todas	as	concepções	gregas	a	que	merece	certo	destaque	é	a	
proposta	por	Leucipo	(c.480	a.C.	–	c.420	a.C.)	e	defendida	por	seu	pupilo	Demó-
crito	(c.460	a.C.	–	c.370	a.C.).	Para	eles,	por	hipótese,	ao	fragmentar	uma	porção	
de	matéria	sucessivas	vezes	ao	meio	chegaríamos	em	uma	unidade	imaginária,	
invisível	e	indivisível,	o	átomo.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
7
Posteriormente,	 a	 Leucipo	 e	 Demócrito	 tivemos	 a	 influência	 de	
Aristóteles	 (384	 a.C.	 –	 322	 a.C.).	 Ele	 criticou	 a	 teoria	 atomística	 e	 retomou	 os	
conceitos	 da	 teoria	 dos	 quatro	 elementos,	 expandindo-a.	 Para	 Aristóteles,os	
quatro	elementos	mantinham	uma	relação	entre	si	através	de	amor	e	ódio	e	essa	
relação	seria	responsável	pelas	características	seco,	quente,	úmido	e	frio.
FIGURA 3 – TEORIA DOS QUATRO ELEMENTOS
FONTE: <https://bit.ly/2zlA0ur>. Acesso em: 9 abr. 2020.
A palavra átomo vem do grego ἄτομος, sendo a = não e tomos = partes, ou 
seja, sem partes, melhor traduzido como indivisível, uma forma de expressar o conceito 
abordado pelos filósofos Leucipo e Demócrito.
NOTA
https://bit.ly/2zlA0ur
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
8
É	importante	destacar	que	não	se	deve	comparar	os	conhecimentos	adqui-
ridos	pelos	filósofos	gregos	com	os	trabalhos	sobre	a	constituição	da	matéria	di-
fundidos	a	partir	do	Século	XVIII,	pois	estes	estavam	embasado	na	experimenta-
ção,	já	as	ideias	dos	filósofos	gregos	valorizavam	as	atividades	mentais,	visto	que	
trabalhos	manuais	eram	característicos	de	escravos	(NOVAIS;	ANTUNES,	2016).
3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON
O	primeiro	modelo	atômico	de	destaque	que	surge	após	o	século	XVIII	
é	o	modelo	proposto	pela	teoria	atômica	do	químico	inglês	John	Dalton	(1766-
1844).	Não	se	pode	estabelecer	ao	certo	quais	foram	os	tópicos	que	levaram	ao	
desenvolvimento	 desta	 teoria,	 visto	 que	muitas	 eram	 as	 influências	 sobre	 ela,	
porém,	segundo	Melzer	e	Aires	(2015),	dois	pontos	podem	ser	destacados:
•	 Dalton	baseou	 sua	proposta	 em	uma	 teoria	 ligada	a	 seus	 estudos	acerca	da	
física	proposta	por	Isaac	Newton,	ancorada	no	corpuscularismo	newtoniano;
•	 E	através	de	seus	estudos	sobre	misturas	gasosas,	com	todas	as	discussões	e	
críticas	 feitas	 pelos	 seus	 contemporâneos	 que	 o	 fizeram	 analisar	 e	 conceber	
uma	 união	 entre	 a	 proposta	Newtoniana	 de	 partícula	 com	 as	 propostas	 de	
afinidade	química,	ambas	apresentadas	em	sua	época.
O corpuscularismo é uma teoria física, estudada principalmente pelo cientista 
inglês Isaac Newton (1643-1727), que propõe que a matéria é composta por partículas 
minúsculas, denominadas corpúsculos. Essa teoria é similar à teoria atomística, porém, se 
difere no fato de que, no caso dos corpúsculos, eles poderiam, em princípio, ser divididos.
NOTA
Além	disso,	 outra	 influência	 observada	 por	Dalton	 para	 elaboração	 de	
sua	teoria	foram	as	leis	ponderais	de	Lavoisier	(Lei	da	Conservação	das	Massas)	
e	 Proust	 (Lei	 das	 Proporções	 Definidas).	 Por	 fim	 a	 teoria	 atômica	 de	 Dalton,	
apresentada	 através	 de	 publicações	 do	 cientista	 entre	 os	 anos	 de	 1804	 e	 1827,	
apresenta	as	seguintes	características:
•	 O	átomo	é	formado	por	uma	esfera	corpuscular	maciça	e	indivisível.
•	 Os	elementos	químicos	são	a	junção	de	átomos	com	a	mesma	massa,	tamanho	
e	propriedades.
•	 Os	elementos	químicos	diferentes	possuem	propriedades	diferentes,	tais	como	
tamanho	e	massa.
•	 A	combinação	de	átomos	de	elementos	diferentes	forma	“átomos	compostos”	
(atualmente	chamados	de	moléculas).
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
9
•	 Durante	uma	reação	química	os	átomos	não	são	criados,	nem	destruídos,	são	
reorganizados,	formando	novas	substâncias.
O	 modelo	 atômico	 de	 Dalton	 proveniente	 de	 sua	 teoria	 atômica	 era	
imaginado	como	sendo	uma	esfera	maciça,	indivisível	e	indestrutível,	sendo	que	
esta	representação	do	átomo	ficou	conhecida	como	Modelo	da	Bola	de	Bilhar.
FIGURA 4 – MODELO ATÔMICO DE DALTON
FONTE: O autor
3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON
A	evolução	das	 teorias	 atômicas	 é	 algo	 natural,	 visto	 que	 o	 avanço	da	
ciência	permite	chegar	a	conclusões	que	eram	experimentalmente	impossíveis	no	
passado.	Segundo	Novais	e	Antunes	(2016,	p.	85):
Apesar	de	a	teoria	atômica	de	Dalton,	divulgada	no	início	do	século	
XIX,	ter	sido	importante	para	os	avanços	da	Química	e	de	ainda	hoje	
valer	 para	 a	 compreensão	 de	 inúmeros	 fenômenos	 que	 estudamos,	
ela	não	permite	explicar	uma	série	de	fatos	experimentais,	alguns	dos	
quais	passaram	a	ser	conhecidos	durante	o	século	XIX.
Dentre	 os	 fenômenos	 não	 explicados	 pela	 teoria	 atômica	 de	 Dalton,	
podemos	destacar	o	fato	de	ela	não	explicar	a	eletrização	de	corpos	por	atrito	e	as	
reações	químicas	provocadas	por	passagem	de	corrente	elétrica,	ou	seja,	a	teoria	
de	Dalton	não	explicava	a	natureza	elétrica	da	matéria.
O	 responsável	por	 introduzir	 a	natureza	 elétrica	da	matéria	 foi	 Joseph 
John Thomson (1856-1940),	 mas	 para	 que	 possamos	 entender	 seu	 trabalho,	
precisamos	falar	sobre	as	pesquisas	que	ocorreram	ao	longo	do	século	XIX.
Ao	longo	do	século	XIX,	vários	cientistas	buscavam	entender	os	fenômenos	
elétricos	 e	 para	 isso	 realizavam	 experimentos	 com	 tubos	 de	 descarga	 elétrica.	
Armazenados	a	baixas	pressões,	gases	eram	contidos	nestes	recipientes	nos	quais	
eram	realizadas	descargas	elétricas.	A	diminuição	da	pressão	era	realizada	com	
o	uso	de	uma	bomba	de	vácuo	e	o	dentro	dos	tubos	de	vidro	havia	duas	placas	
metálicas	(cátodo	e	ânodo)	ligadas	por	fios	a	fontes	de	alta	tensão,	conforme	o	
esquema	a	seguir:
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
10
FIGURA 5 – TUBO DE DESCARGA ELÉTRICA
FONTE: <https://bit.ly/2VOd12I>. Acesso em: 9 abr. 2020.
Um	dos	cientistas	que	realizou	estes	estudos	foi	William	Crookes	(1832-
1919).	Ele	realizou	seus	testes	em	baixíssimas	pressões,	e	ao	fazer	isso,	observou	
que	certa	luminosidade	aparecia	na	parede	do	tubo	em	frente	ao	cátodo.	Então,	
esses	raios,	que	partiam	em	linha	reta	do	cátodo	na	direção	oposta	a	ele,	foram	
denominados	de	raios catódicos.
Thomson,	ao	trabalhar	com	raios	catódicos,	realizou	algumas	observações	
importantes	a	respeito	deles:	
•	 eles	possuíam	massa,	pois	ao	 inserir	dentro	do	 tubo	de	vidro	uma	pequena	
hélice	se	movia	com	a	incidência	dos	raios	catódicos;
•	 uma	pequena	cruz	dentro	do	tubo	de	vidro	era	capaz	de	deter	os	raios	catódicos,	
formando	uma	sombra	sobre	na	parede	de	vidro;
•	 os	raios	catódicos	mudavam	de	direção	ao	serem	colocados	entre	duas	placas	
carregadas,	desviando-se	em	na	direção	da	placa	positiva;
•	 independentemente	do	gás	utilizado	no	tubo	de	vidro	a	relação	entre	carga	e	
massa	era	sempre	a	mesma.
Assim,	Thomson	concluiu	que:
•	 os	raios	catódicos	são	formados	por	feixes	de	partículas	carregadas	negativa-
mente;
•	 todos	os	átomos	da	matéria	possuem	estas	partículas	 (conhecidas	como	elé-
trons).
•	 como	os	corpos	são	neutros,	Thomson	propôs	que	o	átomo	deveria	ser	formado	
por	uma	massa	de	carga	positiva	de	mesmo	valor,	porém	de	sinal	contrário	a	
soma	das	cargas	dos	elétrons	(cargas	negativas)	que	estavam	incrustados	nele.
O	modelo	atômico	proposto	por	Thomson	ficou	conhecido	como	Modelo	
do	Pudim	de	Passas	e	se	assemelha	ao	que	é	apresentado	na	imagem	a	seguir:
https://bit.ly/2VOd12I
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
11
FIGURA 6 – MODELO ATÔMICO DE THOMSON
FONTE: O autor
3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD
O	modelo	atômico	de	Thomson	 foi	bem	aceito	por	muitos	anos,	porém,	
depois	do	início	do	século	XX,	Ernest	Rutherford	(1871-1937)	e	alguns	colaborado-
res,	através	de	alguns	experimentos	realizados	na	Inglaterra,	propuseram	um	novo	
modelo	atômico	que	levaria	à	substituição	do	modelo	de	Thomson	(RUSSEL,	2002).
A descoberta da radioatividade
Em 1890, descobriu-se que certos elementos são radioativos. Isto significa que eles emitem 
radiação de alta energia, da qual há três tipos: partículas alfa (α), partículas beta (β)e raios 
gama (γ). 
FONTE: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2002. v. 1.
ESTUDOS FU
TUROS
Rutherford,	 junto	 aos	 cientistas	 E.	 Marsden	 e	 H.	 Geiger,	 realizaram	
uma	experiência	em	que	um	fluxo	de	partículas	alfa,	emitida	por	uma	amostra	
de	 polônio	 radioativo,	 atingia	 folhas	 finas	 de	 diversos	materiais.	Os	 cientistas	
observaram,	segundo	Russel	(2002,	p.236),	que
[...]	 embora	 muitas	 partículas	 atravessassem	 as	 folhas	 em	 linha	
reta,	 algumas	 foram	espalhadas	 ou	desviadas	da	 linha	 reta.	Os	 três	
cientistas	 ficaram	 intrigados	 pelo	 espalhamento	 da	 partícula	 alfa	 (o	
que	causou	o	desvio	e	por	que	somente	algumas	das	partículas	foram	
desviadas?)	e	projetaramum	aparelho	para	medir	o	ângulo	do	desvio	
sofrido	pelas	partículas	alfa,	quando	estas	passavam	através	de	uma	
folha	extremamente	fina	de	ouro.
O	experimento	descrito	é	apresentado	na	figura	a	seguir.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
12
FIGURA 7 – EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
FONTE: <https://bit.ly/3f4Gzlq>. Acesso em: 11 abr. 2020.
Note	que	o	 experimento	 consiste	 em	 (1)	uma	amostra	de	polônio	den-
tro	de	(2)	um	bloco	de	chumbo	provido	de	uma	abertura	estreita	e	partindo	da	
amostra	dentro	do	bloco	há	(3)	um	feixe	de	partículas	alfa	que	vão	em	direção	(5)	
a	uma	finíssima	lâmina	de	ouro	(0,0001	mm	de	espessura).	Ao	atingir	a	lâmina	
no	ponto	6,	observa-se	que	(7)	grande	parte	das	partículas	alfa	atravessa	a	lâmina	
com	pouco	ou	nenhum	desvio	e	atinge	(4)	um	anteparo	revestido	por	uma	cama-
da	de	sulfeto	de	zinco	(ZnS)	fosforescente	onde	é	detectada	com	a	formação	de	
uma	marcação.	
Os	 resultados	 eram	 interessantes,	 pois,	 mesmo	 como	 pouquíssimos	
desvios	 ocorridos,	 a	 amplitude	dos	 ângulos	 ia	 de	 valores	muito	pequenos	 até	
valores	acima	de	90°.	Fato	que	intrigou	os	cientistas,	pois	de	acordo	com	o	modelo	
de	Thomson,	as	partículas	alfa	deveriam	atravessar	sem	desvio	(Figura	8).
FIGURA 8 – RESULTADO ESPERADO PARA O MODELO DE THOMSON
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2W6DCYS>. Acesso em: 11 abr. 2020.
https://bit.ly/3f4Gzlq
https://bit.ly/2W6DCYS
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
13
De	 acordo	 com	 o	modelo	 de	 Thomson,	 Rutherford	 já	 esperava	 que	 as	
partículas	alfa	atravessassem	sem	sofrer	desvio:
Ele	raciocinou	que	isto	ocorreria	se	a	massa	e	carga	elétricas	positiva	
e	negativa	estivessem	espalhadas	mais	ou	menos	ao	acaso	através	de	
cada	átomo	na	folha.	Tal	distribuição	difusa	de	massa	poderia	significar	
que	nada	 seria	muito	 sólido	para	uma	partícula	 alfa	 atravessar,	 e	 a	
carga	 positiva	 carregada	 pela	 partícula	 não	 seria	 influenciada	 por	
nenhuma	concentração	alta	de	carga	positiva	ou	negativa	 localizada	
na	folha	(RUSSEL,	2002,	p.	237).
A	partir	dos	dados	obtidos,	em	1911,	Rutherford	propôs	um	novo	modelo	
atômico	 baseado	 nas	 interpretações	 dos	 resultados	 observado	 na	 experiência,	
conforme	a	Tabela	1.
TABELA 1 – DADOS DA EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD
OBSERVAÇÃO INTERPRETAÇÃO
A	 maioria	 das	 partículas	 alfa	 (α)	
atravessou	a	 folha	de	ouro	 sem	sofrer	
nenhuma	deflexão.
O	átomo	é	principalmente	espaço	vazio.
Algumas	 partículas	 alfa	 (α)	 foram	
defletidas	com	pequenos	ângulos.
Há	 um	 núcleo	 carregado	 com	 carga	
positiva,	assim	como	as	partículas	alfa	
(α)
Ocasionalmente,	uma	partícula	alfa	(α)	
retorna	ao	atingir	a	folha	de	ouro.
O	 núcleo	 do	 átomo	 concentra	
praticamente	toda	sua	massa.
FONTE: O autor
Para	Rutherford,	o	átomo	então	possuía	duas	regiões	distintas,	o	núcleo	
que	 possuía	 carga	 positiva	 e	 concentrava	 praticamente	 toda	massa	 do	 átomo	
e	a	 região	em	volta	dele,	 chamada	de	eletrosfera,	em	que	os	elétrons	de	carga	
negativa	circulavam.
FIGURA 9 – MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
FONTE: O autor
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
14
Afinal	de	contas,	do	que	é	composto	o	núcleo	atômico?
Em	1914,	Rutherford	demonstrou	a	existência	de	uma	partícula	que	tem	
uma	massa	muito	maior	do	que	o	elétron	e	tem	a	carga	igual	em	gran-
deza	à	de	um	elétron,	mas	de	sinal	oposto,	isto	é,	positivo	ao	invés	de	
negativo.	Rutherford	sugeriu	que	a	carga	positiva	de	um	núcleo	atômi-
co	se	deve	à	presença	de	um	número	destas	partículas,	que	em	1920	ele	
denominou	prótons	(RUSSEL,	2002,	p.	238-239,	grifo	do	autor).
Rutherford	observou	que	os	prótons	descreviam	apenas	cerca	de	metade	
da	massa	nuclear.	Ele	sugeriu	a	existência	de	outra	partícula,	também	presente	no	
núcleo,	de	massa	aproximada	ao	dos	prótons	e	sem	carga.	Todavia,	essa	partícula	
só	 foi	descoberta	 em	1932	pelo	 físico	 britânico	 James	Chadwick	 (1891-1974)	 e	
denominada	nêutron (BRADY;	HUMISTON,	1986).
O	modelo	de	Rutherford	é	ainda	útil	nos	dias	de	hoje,	de	forma	didática,	
porém,	ele	acabou	apresentando	uma	contradição	que	levou	a	modificação	deste	
modelo.	Essa	contradição	consiste	no	fato	de	que,	se	elétrons	de	carga	negativa	
circulam	um	núcleo	de	 carga	positiva,	 eles	deveriam	perder	 energia	na	 forma	
de	radiações	eletromagnéticas	e	percorrer	uma	trajetória	espiralada	até	atingir	o	
núcleo,	fato	que	não	ocorre.
FIGURA 10 – CONTRADIÇÃO DO MODELO DE RUTHERFORD
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/35nXVoQ>. Acesso em: 11 abr. 2020.
Para que você tenha uma ideia da relação entre o tamanho do átomo e o 
tamanho do núcleo, imagine o seguinte: se aproximássemos a visualização do átomo ao 
ponto de que o núcleo atômico possuísse o tamanho de uma bola de tênis, o diâmetro do 
total átomo seria de aproximadamente 6,4 km.
INTERESSA
NTE
https://bit.ly/35nXVoQ
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
15
3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR
Apesar	de	ser	revolucionário,	o	modelo	atômico	de	Rutherford	não	pôde	
explicar	o	comportamento	dos	elétrons	que	circulavam	o	núcleo	atômico.	Esse	
comportamento	só	foi	explicado	em	1913,	pelo	físico	dinamarquês	Niels	Henrik	
David Bohr	(1885-1962).
 
Segundo	Nahra	(2018),	Bohr	propôs	alguns	postulados	que	fundamentavam	
seu	modelo	atômico,	sendo	eles	apresentados	a	seguir:
•	 Os	 elétrons	 percorrem	 órbitas	 circulares	 ao	 redor	 do	 núcleo,	 denominadas	
órbitas estacionárias.
•	 Cada	órbita	circular	apresenta	uma	energia	constante.	Logo,	os	elétrons	não	
absorvem	nem	emitem	energia	ao	descreverem	uma	órbita	estacionária.
•	 Os	 elétrons	 são	 capazes	 de	 ocupar	 apenas	 os	 níveis	 que	 contêm	 uma	 certa	
quantidade	 bem	 definida	 de	 energia,	 levando	 em	 conta	 valores	 exatos	 de	
energia	de	acordo	com	a	órbita	estacionária	na	qual	se	encontram.	Os	elétrons	
não	possuiriam,	portanto,	a	capacidade	de	ocupar	estados	intermediários	de	
energia.
•	 Os	 elétrons	 localizados	 em	 órbitas	 mais	 afastadas	 do	 núcleo	 possuiriam	
maiores	valores	de	energia.
•	 Ao	absorver	certa	quantidade	de	energia,	o	elétron	deve	saltar	para	uma	órbita	
mais	energética.	Ao	retornar	à	sua	órbita	original,	o	elétron	 libera	o	mesmo	
valor	de	energia	que	foi	absorvido	no	salto	quântico.	A	liberação	de	energia,	
conhecida	como	fóton,	ocorre	na	forma	de	onda	eletromagnética.	Essa	energia	
apresenta	um	valor	idêntico	à	diferença	de	energia	entre	as	órbitas	circulares	
em	questão.	
Postulado é uma afirmação ou fato que se toma como ponto de partida de 
uma argumentação e que não possui necessidade de demonstração.
NOTA
Considerando	os	postulados,	 o	modelo	de	Bohr	pode	 ser	 representado	
pela	Figura	11.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
16
FIGURA 11 – MODELO ATÔMICO DE BOHR
FONTE: <https://bit.ly/2KRDw21>. Acesso em: 11 abr. 2020.
Bohr	 introduziu	 o	 conceito	 de	 energia	 quantizada	 ao	 átomo,	 ou	 seja,	
os	 elétrons	 só	 poderiam	 ocupar	 determinados	 níveis	 de	 energia.	 Estes	 níveis,	
numerados	de	1	a	7,	são	representados	pelas	letras,	K,	L,	M,	N,	O,	P	e	Q.	Os	níveis	
mais	internos	possuem	menor	energia	e	os	mais	externos,	maior	energia.	Assim,	
ao	 saltar	 de	 um	nível	mais	 interno	para	 um	mais	 externo	 o	 elétron	precisaria	
absorver	 energia,	 este	 estado	 é	 denominado	 de	 estado	 excitado.	 Quando	 este	
mesmo	elétron	retorna	para	seu	nível	de	origem	ele	precisa	liberar	esta	energia,	
na	 forma	 de	 radiação	 eletromagnética,	 sendo	 este	 estado	 denominado	 estado 
fundamental.
Os saltos quânticos realizados pelos elétrons explicam a coloração dos fogos 
de artifícios e das cores das luzes de letreiros luminosos. Cada elemento químico possui 
órbitas com diferentes valores de níveis de energia, consequentemente ao retornar para 
o estado fundamental, os elétrons irão liberar uma quantidade de energia na forma de 
luz visível que será característica do átomo. Você pode saber mais sobre este assunto 
acessando https://bit.ly/2KRDw21 e/ou https://bit.ly/2SLnCe0. 
DICAS
O	 modelo	 de	 Bohr,	 apesar	 de	 uma	 contribuição	 importante,	 também	
apresentou	limitações.	Segundo	Tenfen	e	Tenfen	(2017,	p.	227)há:
[...]	uma	falha	séria	no	poder	descritivo	do	modelo	atômico	de	Bohr:	a	
incapacidade	de	descrição	quantitativa	dos	espectros	de	emissão	para	
átomos	com	mais	de	um	elétron.	Ainda	que	o	modelo	possua	grande	
mérito	na	descrição	das	energias	de	estados	fundamentais	e	energias	de	
ionização	para	átomos	com	poucos	elétrons,	a	referida	falha	surge	de	
forma	natural,	pois	a	mecânica	clássica,	utilizada	fortemente	no	modelo	
de	Bohr,	limita	a	descrição	dos	estados	estacionários	dos	átomos.
https://bit.ly/2KRDw21
https://bit.ly/2KRDw21
https://bit.ly/2SLnCe0
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
17
Didaticamente,	 os	 modelos	 de	 Rutherford	 e	 Bohr	 são	 comumente	
utilizados	como	modelo	Rutherford-Bohr	em	sala	de	aula,	a	fim	de	simplificar	a	
compreensão	do	modelo	atômico.	Todavia,	o	modelo	atual	leva	em	consideração	
a	contribuição	de	outros	cientistas.
3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL
O	 modelo	 atômico	 atual	 é	 uma	 grande	 colaboração	 entre	 os	 cientistas	
Erwin	Schrödinger	(1887-1961),	Louis	Victor	de	Broglie	(1892-1987)	e	Werner Hei-
senberg	(1901-1976).	A	partir	de	uma	nova	visão,	denominada	de	mecânica	ondu-
latória,	eles	reuniram	todos	os	conhecimentos	já	adquiridos	por	outros	cientistas,	
como	os	citados	até	agora,	e	desenvolveram	uma	nova	teoria	do	modelo	atômico.
A mecânica quântica estabelece que só é possível estudar o comportamento de 
sistemas microscópicos em termos de “probabilidades”. Assim, não é permitido utilizarmos 
expressões, como a trajetória de um elétron, mas sim a região de maior probabilidade 
de se encontrar um elétron, que é o orbital atômico, passando esses sistemas a serem 
descritos por uma função de onda, representada pela letra grega Ψ (Psi).
FONTE: OLIVEIRA, Ótom Anselmo de; FERNANDES, Joana D’arc Gomes. Arquitetura 
Atômica e Molecular: o modelo atômico atual e os números quânticos. Natal: EDUFRN, 
2006. 280 p. Disponível em: https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/o-modelo-atomi-
co-atual. Acesso em: 8 maio 2020.
IMPORTANT
E
Basicamente,	este	modelo	leva	em	consideração	o	princípio	da	incerteza	
de	Heisenberg	e	o	princípio	de	dualidade	de	Broglie,	onde	qualquer	corpúsculo	
atômico	teria	um	comportamento	de	onda	ou	partícula.	Enquanto	isso,
[...]	Schrödinger	formulou	uma	equação	de	onda	para	descrever	o	com-
portamento	de	sistemas	microscópicos,	em	que	considerava	o	comporta-
mento	dualístico	de	uma	partícula	se	movimentando	em	três	dimensões	
de	se	encontrar	num	instante	qualquer	um	dado	elétron	numa	determina-
da	região	do	espaço	(OLIVEIRA;	FERNANDES,	2006,	p.2).
Assim,	a	ideia	que	se	tinha	sobre	as	órbitas	acabou	ficando	incoerente	e	
foi	substituída	pelo	conceito	de	probabilidade,	em	que	se	podia	determinar	uma	
região	provável	para	encontrar	os	elétrons.	
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
18
FIGURA 12 – MODELO ATÔMICA ATUAL
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2A5ikU1>. Acesso em: 8 maio 2020.
A	composição	da	matéria	passou	por	diversas	 transformações,	 indo	da	
teoria	dos	quatro	elementos	ao	átomo	indivisível,	passando	pela	apresentação	de	
um	átomo	carregado	eletricamente	e	até	mesmo	se	tornando	descontínuo,	mas	to-
das	as	contribuições	levaram	ao	que	é	o	átomo	atualmente,	uma	estrutura	regida	
por	mecânica	quântica	extremamente	complexa.	Lembre,	acadêmico,	as	ciências	
estão	em	constante	transformação	e	quanto	mais	avançamos	em	termos	de	conhe-
cimento	e	tecnologia,	a	concepção	de	átomo	poderá	acompanhar	este	avanço	se	
transformar	em	algo	diferente	no	futuro.
É	importante	saber	que	podemos	ir	além	de	prótons,	nêutrons	e	elétrons	
na	 representação	do	 átomo.	 Sabemos	 que	 existem	 estruturas	 ainda	menores	 e	
mais	elementares,	chamadas	de	quarks	e	léptons,	estudadas	pela	Física	de	Par-
tículas.	Estas	partículas	elementares	são	responsáveis	pela	estrutura	de	prótons	
e	nêutrons.	Os	elétrons	são	a	mais	conhecida	representação	dos	léptons.	Não	se	
conhece	algo	além	desse	ponto	em	nível	subatômico.	Para	saber	mais	sobre	este	
assunto	veja	a	leitura	complementar	ao	final	deste	tópico.
4 ESTRUTURA ATÔMICA
O	átomo	de	forma	didática,	como	foi	descrito	anteriormente,	é	trabalhado	
com	 o	 modelo	 Rutherford-Bohr,	 portanto,	 é	 importante	 relembrar	 algumas	
informações:
TABELA 2 – COMPOSIÇÃO DO ÁTOMO
REGIÃO PARTÍCULA SÍMBOLO CARGA	ELÉTRICA	RELATIVA
MASSA	
RELATIVA MASSA	(kg)
Núcleo Próton p
+ 1 1 1,6725.10-27
Nêutron n 0 1 1,6748.10-27
Eletrosfera Elétron e- -1 1/1836 9,1096.10-31
FONTE: O autor
https://bit.ly/2A5ikU1
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
19
Através	destas	informações,	é	possível	de	se	obter	outros	dados	impor-
tantes,	como	número	atômico,	número	de	massa	e	massa	atômica.
4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA 
ATÔMICA
O número atômico,	representado	por	Z,	é	igual	à	quantidade	de	prótons	
presentes	num	determinado	átomo.	Este	número	é	uma	espécie	de	“impressão	
digital”	 do	 átomo,	 sendo	 que	 cada	 um	 deles	 possuirá	 um	 número	 diferente.	
Dessa	forma	nunca	existirá	dois	átomos	de	elementos	diferentes	que	possuam	o	
mesmo	número	atômico.	
Z	=	nº	de	prótons	(p⁺)
O símbolo Z atribuído ao número atômico deve-se à palavra alemã “Zahl”, que 
significa “número”. Este número corresponde à ordem dos elementos químicos na Tabela 
Periódica.
NOTA
O número de massa,	representado	por	A,	 indica	a	soma	do	número	de	
prótons	(p+)	e	nêutrons	(n)	presentes	no	núcleo	atômico.
A	=	p++n
 
Considerando	que	 o	número	 atômico	 é	 igual	 ao	número	de	prótons,	 a	
equação	poderia	ser	reescrita	assim:
A	=	Z	+	n
Note	que	isolando	o	n	na	equação	é	possível	chegar	ao	número	de	nêutrons	
do	átomo.
A	massa atômica (MA),	que	representa	a	massa	de	um	átomo,	normalmente	
é	 “expressa	 pelo	 uso	 de	 uma	 unidade	 extremamente	 pequena,	 chamada	 de	
unidade	de	massa	atômica,	abreviada	u	[...]”	(RUSSEL,	2002,	p.	74),	sendo	que	
a	unidade	de	massa	 atômica	 (u)	 equivale	 a	 1/12	 avos	da	massa	do	 isótopo	de	
carbono-12	 (O	conceito	de	 isótopos	 será	 trabalhado	mais	a	 frente).	A	 título	de	
conhecimento,	1u	equivale	aproximadamente	a	1,66.10-24g.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
20
A	 massa	 atômica	 apresentada	 na	 tabela	 periódica	 é	 obtida	 por	 uma	
média	ponderal,	considerando	a	abundância	e	as	massas	de	todos	os	isótopos	do	
elemento	presentes	na	natureza,	veja	o	exemplo	a	seguir:
TABELA 3 – ABUNDÂNCIA DOS ISÓTOPOS DE OXIGÊNIO
ISÓTOPO MASSA	ATÔMICA	(u) ABUNDÂNCIA	(%)
Oxigênio	–	16 15,9949 99,76
Oxigênio	–	17 16,9991 0,03
Oxigênio	–	18 17,9991 0,21
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/3dw3Xa2>. Acesso em: 8 maio 2020.
Considerando	os	dados,	podemos	calcular	a	média	ponderal	da	seguinte	
forma:	
Para	o	nosso	exemplo:
Cuidado	para	não	confundir	a	massa	atômica	com	o	número	de	massa.	
Apesar	de	os	números	coincidirem,	a	massa	atômica	também	considera	a	massa	
dos	elétrons	presentes	no	átomo.	Lembre-se,	porém,	de	que	os	elétrons	possuem	
massa	praticamente	desprezível	dessa	forma	não	 interferem	significativamente	
no	valor	da	massa	atômica,	o	que	justifica	a	coincidência	de	valores.
4.1.1 Elementos químicos e sua representação
Os	elementos	químicos	 são	definidos	como	grupos	de	átomo	que	pos-
suem	no	seu	núcleo	o	mesmo	número	de	prótons,	ou	seja,	o	mesmo	número	atô-
mico.	Sob	outra	perspectiva,	os	átomos	são	a	menor	representação	de	um	elemen-
to	químico.
A	União	Internacional	de	Química	Pura	e	Aplicada	(IUPAC	–	Internatio-
nal Union of Pure and Applied Chemistry)	determina	a	forma	correta	de	representar	
um	elemento	químico,	conforme	é	apresentado	na	imagem	a	seguir.
https://bit.ly/3dw3Xa2
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
21
FIGURA 13 – REPRESENTAÇÃO DOS ELEMENTOS
FONTE: O autor
 
O	nome	dos	elementos	tem	várias	origens,	alguns	derivam	de	palavras	em	
latim,	outro	de	nomes	de	planetas,	cientistas	ou	até	mesmo	locais	de	descoberta.	
Consequentemente	seus	símbolos	têm	base	nos	seus	nomes	e	são	representados	
por	uma	ou	duas	letras,	sendo	que	a	primeira	letra	está	sempre	em	maiúsculo	e	
a	segunda	em	minúsculo.	Estes	símbolos	são	encontrados	na	Tabela	Periódica.
Para saber mais sobre a história dos elementosquímicos, acesse os dois 
infográficos criados pelo site Compound Interest (www.compoundchem.com) que são 
disponibilizados a seguir:
Descoberta dos Elementos – https://bit.ly/3cb8tcL 
Origem dos Nomes dos Elementos – https://bit.ly/2XG5ofr 
DICAS
4.2 ÍONS
Naturalmente,	os	átomos	tendem	a	ganhar	ou	perder	elétrons	devido	à	
necessidade	de	adquirirem	estabilidade.	Esta	estabilidade,	no	geral,	está	ligada	
a	Teoria do Octeto,	que	será	abordada	ainda	nesta	unidade,	mas	que	de	forma	
resumida	indica	que	para	um	átomo	estar	estável	ele	precisa	possuir	8	elétrons	na	
camada	mais	externa	da	sua	eletrosfera,	denominada	Camada	de	Valência.
Quando	átomos	neutros	ganham	ou	perdem	elétrons	eles	são	denominados	
íons,	de	forma	mais	específica,	ao	ganharem	elétrons	eles	se	tornam	ânions	e	ao	
perderem	se	tornam	cátions.
Ânions	 são	 frutos	 de	 átomos	 neutros	 que	 ganharam	 elétrons	 e	 são	
representados	 com	 a	 utilização	 de	 uma	 carga	 de	 sinal	 negativo,	 conforme	 é	
http://www.compoundchem.com
https://bit.ly/3cb8tcL
https://bit.ly/2XG5ofr
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
22
apresentado	na	Figura	 14.	O	que	geralmente	 causa	grande	 confusão	 é:	 se	 eles	
ganham	elétrons	porque	o	sinal	da	carga	é	negativo?	Veja	a	figura	a	seguir:
FIGURA 14 – ÁTOMO DE OXIGÊNIO PERDENDO ELÉTRONS
FONTE: O autor
Note	 que	 no	 átomo	 neutro	 há	 uma	 igualdade	 de	 cargas	 positivas	 e	
negativas,	ou	seja,	o	número	de	prótons	é	igual	ao	número	de	elétrons.	Quando	
este	átomo	ganha	2	elétrons	o	balanceamento	de	carga	se	torna	diferente.	A	carga	
que	se	encontra	em	excesso	é	a	negativa,	mas	especificamente	2-.	Neste	caso	o	
átomo	de	oxigênio								será	representado	como									.
Para	os	cátions,	onde	há	perda	de	elétrons,	temos	a	representação	como	o	
sinal	positivo,	o	que	acaba	gerando	uma	pergunta	similar:	se	há	perda	de	elétrons,	
qual	o	motivo	do	sinal	positivo?
2-16
 8O 16 8O
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
23
FIGURA 15 – ÁTOMO DE SÓDIO GANHANDO ELÉTRONS
FONTE: O autor
Assim	como	os	ânions,	os	cátions	apresentam	uma	diferença	entre	cargas	
positivas	e	negativas.	Neste	caso,	há	um	excesso	de	cargas	positivas.	No	nosso	
exemplo	apresentado	na	Figura	15,	o	cátion	de	magnésio	apresenta	dois	prótons	
a	mais	que	elétrons,	sendo	assim,	o	átomo												ao	perder	elétrons	será	represen-
tado	como												.
4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS
Ao	 apresentar	 a	 determinação	 da	 massa	 atômica	 a	 palavra	 isótopo	
apareceu,	porém	não	foi	definida.	Portanto,	antes	de	defini-la	vamos	abordar	um	
pouco	este	tema.
Segundo	 Bustillos	 (2019,	 p.	 42),	 “o	 primeiro	 cientista	 que	 descobriu	
a	 existência	dos	 isótopos	 foi	 J.	 J.	 Thomson	 em	1912.	Ele	mesmo	 construiu	um	
espectrômetro	de	massas	e	explorou	os	íons	positivos	de	Neônio,	ele	descobre	a	
existência	de	dois	 isótopos	Ne-20	e	Ne-22”.	É	importante	destacar,	porém,	que	
a	denominação	isótopo	só	foi	introduzida	em	1913	por	Frederick	Soddy	(1877-
1956),	químico	inglês	que	ganhou	o	Nobel	de	química	em	1921	por	seus	trabalhos	
envolvendo	 isótopos	 radioativos.	 Outro	 grande	 nome	 por	 trás	 do	 estudo	 dos	
isótopos	 foi	 o	 físico	 e	 químico	 britânico	 Francis	 William	 Aston	 (1877-1945),	
ganhador	do	Nobel	de	química	de	1922,	pela	descoberta	de	isótopos	de	grande	
número	de	elementos	não	radioativos	(MEDEIROS,	1999).
21
12Mg2+
21
12Mg
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
24
Afinal	de	contas,	o	que	são	isótopos?	Isótopos	são	átomos	que	possuem	o	
mesmo	número	de	prótons,	porém	apresentam	diferentes	números	de	massa.	A	iso-
topia	não	é	a	única	semelhança	atômica	que	pode	se	apresentar	entre	dois	ou	mais	
átomos,	além	dela	podemos	falar	sobre	isóbaros,	isótonos	e	isoeletrônicos.	Na	tabela	
a	seguir,	você	pode	verificar	cada	uma	das	semelhanças	atômicas	e	suas	definições.
TABELA 4 – SEMELHANÇAS ATÔMICAS
FONTE: O autor
4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Os	elétrons	são	distribuídos	na	eletrosfera	por	níveis (K,	L,	M,	N,	O,	P 
e Q)	e	subníveis (s,	p,	d e f),	 respeitando	a	ordem	de	aumento	da	energia,	de	
acordo	com	um	diagrama	de	distribuição	proposto	pelo	químico	estadunidense	
Linus	Carl	Pauling	(1901-1994).	Este	diagrama	é	conhecido	como	Diagrama	de	
Linus	Pauling,	ou	simplesmente	Diagrama	de	Pauling.
Para saber mais sobre a descoberta dos isótopos leia o artigo Aston e a 
descoberta dos Isótopos, escrito por Alexandre Medeiros e publicado pela revista Química 
Nova na Escola. Acesse pelo link https://bit.ly/3bpgM4b. 
DICAS
https://bit.ly/3bpgM4b
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
25
Antes	 de	 apresentar	 o	 diagrama	 proposto	 por	 Pauling,	 é	 importante	
destacar	que	este	diagrama	considera	uma	quantidade	máxima	de	elétrons	que	
cada	nível	e	subnível	comporta.
TABELA 5 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR NÍVEL
FONTE: O autor
TABELA 6 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR SUBNÍVEL 
FONTE: O autor
Considerando	o	aumento	de	energia	de	níveis	e	subníveis,	o	Diagrama	de	
Pauling	se	organiza	da	seguinte	maneira:
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
26
FIGURA 16 – DIAGRAMA DE LINUS PAULING
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2T2rhEd>. Acesso em: 10 maio 2020.
A	distribuição	eletrônica	deve	seguir	a	sequência	apresentada	pela	seta	
do	diagrama.	Conforme	os	níveis	e	subníveis	de	menor	energia	são	preenchidos	
a	sequência	segue	para	os	de	maior	energia.
Ao	fazer	a	distribuição	eletrônica	para	átomos	neutros	devemos	lembrar	
que	o	número	de	elétrons	é	igual	ao	número	de	prótons,	e	este	é	igual	ao	número	
atômico.	Portanto,	por	exemplo,	para	o	elemento	níquel	(28Ni)	teríamos	a	seguinte	
distribuição:
FIGURA 17 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO NÍQUEL
FONTE: O autor
https://bit.ly/2T2rhEd
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
27
A	partir	desta	distribuição	podemos	fazer	algumas	observações:
•	 Seguindo	o	Diagrama	de	Linus	Pauling,	deve-se	preencher	cada	subnível	até	
que	se	atinja	a	quantidade	de	elétrons	desejada,	porém,	 lembre-se	que	cada	
um	 dos	 subníveis	 possui	 um	 limite	 de	 elétrons	 que	 eles	 comportam	 (veja	
novamente	a	tabela	5).	O	subnível	pode	ser	preenchido	com	uma	quantidade	
inferior	ao	limite,	mas	nunca	com	uma	quantidade	superior.
•	 O	maior	nível	de	energia	apresentado	na	distribuição	representa	a	Camada	de	
Valência.	Ela	se	refere	à	camada	mais	externa	de	um	átomo.
•	 O	último	subnível	no	qual	foram	distribuídos	elétrons	é	chamado	de	subnível	
mais	energético.
Ao	distribuir	elétrons	para	íons	deve-se	se	tomar	cuidado,	pois,	para	os	
ânions	há	a	adição	de	elétrons,	consequentemente	estes	elétrons	também	deverão	
ser	distribuídos,	apenas	continuando	a	sequência	do	diagrama.	Já	para	os	cátions,	
onde	há	perda	de	elétrons,	devemos	nos	ater	ao	fato	de	que	os	elétrons	devem	ser	
retirados	da	camada	de	valência.
Vamos	verificar	um	exemplo	de	cátion	utilizando	o	elemento	níquel,	 já	
apresentado	anteriormente.	O	níquel	perde	elétrons	 e	 se	 torna	um	cátion	 com	
carga	trivalente,	ou	seja,	se	torna	28Ni31	.
FIGURA 18 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO CÁTION DE NÍQUEL
FONTE: O autor
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
28
Note	que,	ao	remover	os	3	elétrons	do	átomo	de	níquel,	primeiramente	
retiramos	da	camada	de	valência,	porém,	ela	só	possuía	2,	consequentemente,	a	
camada	mais	externa	passou	a	ser	a	camada	3,	sendo	assim	o	elétron	que	ainda	
precisava	ser	retirado	foi	removido	dela.
 
4.5 NÚMERO QUÂNTICOS
Segundo	 Brady	 e	Humiston	 (1986,	 p.	 91),	 “cada	 orbital	 em	 um	 átomo	
possui	 uma	 energia	 característica	 e	 é	 visto	 como	uma	descrição	da	 região	 em	
torno	do	núcleo	onde	se	espera	poder	encontrar	os	elétrons”.	Lembre-se	de	que,	
conforme	foi	apresentado	anteriormente,	estes	orbitais	estão	em	consonância	com	
o	modelo	atual,	portanto,	são	representados	por	funções	de	onda.	Já	estas	funções	
de	onda	que	descrevem	os	orbitais	são	caracterizadas	por	três	números	quânticos	
com	a	adição	de	um	outro	número	quântico	decorrente	do	comportamento	do	
elétron	no	orbital.	
TABELA 7 – NÚMEROS QUÂNTICOS
NÚMERO	QUÂNTICO SÍMBOLO DEFINIÇÃO
Número	Quântico	Principal n Refere-se	ao	nível.
Número	Quântico	Secundário	ouAzimutal Refere-se	ao	subnível.
Número	Quântico	Magnético m Refere-se	ao	orbital.
Número	Quântico	de	Spin s
Refere-se	ao	
comportamento	de	giro	do	
elétron.
FONTE: Adaptado de Brady e Humiston (1986, p. 91)
O número	quântico	principal	possui	valor	máximo	igual	a	7,	 já	que	os	
elementos	conhecidos	até	o	momento	possuem	no	máximo	essa	quantidade	de	
níveis	de	energia,	que	são	representados	pelas	letras	K,	L,	M,	N,	O,	P	e	Q,	indo	da	
camada	mais	próxima	ao	núcleo	para	a	mais	distante.	Cada	uma	destas	camada	
correspondem,	respectivamente,	aos	números	1,	2,	3,	4,	5,	6	e	7.
O número	 quântico	 secundário	 está	 vinculado	 aos	 quatro	 subníveis	
conhecidos,	sendo	que	cada	um	deles	é	representado	por	um	número,	conforme	
a	tabela	a	seguir.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
29
TABELA 8 – NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO
SUBNÍVEL NÚMERO	QUÂNTICO	SECUNDÁRIO
s 0
p 1
d 2
f 3
FONTE: O autor
Já	 o	 número	 quântico	 magnético	 está	 relacionado	 ao	 orbital	 no	 qual	
o	 elétron	 se	 encontra.	 O	 número	 de	 orbitais	 está	 diretamente	 relacionado	 ao	
subnível,	veja	a	tabela	a	seguir.
TABELA 9 – NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO
SUBNÍVEL NÚMERO	DE	ORBITAIS NÚMERO	QUÂNTICO	MAGNÉTICO
s 1
p 3
d 5
f 7
FONTE: O autor
 O número	quântico	de	 spin	 refere-se	 ao	 sentido	de	 rotação	do	
elétron	 dentro	 do	 orbital,	 sendo	 que	 cada	 orbital	 comporta	 no	 máximo	 dois	
elétrons.	 Lembre-se	 de	 que	 os	 elétrons	 possuem	 carga	 negativa,	 porém,	 como	
dois	elétrons	podem	ficar	confinados	num	orbital	se	possuem	cargas	de	mesmo	
sinal?	A	explicação	está	no	fato	de	cada	um	deles	girarem	em	sentidos	opostos,	o	
que	gera	uma	força	de	atração	magnética.	O	que	fundamenta	o	comportamento	
destes	elétrons	é	o	Princípio	da	Exclusão	de	Pauli.	
O	 Princípio	 da	 Exclusão	 de	 Pauli	 “estabelece	 que	 num	mesmo	 átomo,	
dentro	de	um	orbital,	não	há	elétrons	com	mesmos	números	quânticos,	ou	seja,	
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
30
que	 férmions	 idênticos	 não	 ocupam	 o	mesmo	 estado	 quântico”	 (BARRETOS;	
BARROS,	2019,	p.1).	Assim,	os	elétrons	podem	ter	os	mesmos	números	de	n,			,	e	
m,	porém	apresentarão	s	diferente	quando	ocuparem	o	mesmo	orbital.
Os	elétrons	dentro	dos	orbitais	são	representados	por	setas.	Por	convenção	
adotaremos	que	o	número	quântico	de	spin	para	cima	como	sendo	+½ e para 
baixo	–½.
FIGURA 19 – NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN
FONTE: <https://bit.ly/2Z4M6Tp>. Acesso em: 10 maio 2020. 
Quanto	à	ordem	de	preenchimento	dos	orbitais,	devemos	seguir	a	Regra	
de Hund,	que	diz	o	preenchimento	dos	orbitais	de	um	subnível	deve	ser	 feito	
de	 uma	 forma	 que	 contenha	 o	 maior	 número	 possível	 de	 elétrons	 isolados	
(desemparelhados).	 Por	 este	 motivo,	 deve-se	 preencher	 primeiro	 os	 orbitais,	
colocando	somente	as	setas	para	cima,	e	depois	voltamos	preenchendo	as	setas	
para	baixo.
FIGURA 20 – APLICAÇÃO DA REGRA DE HUND
FONTE: O autor
 
https://bit.ly/2Z4M6Tp
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
31
Os	números	quânticos	serão	sempre	utilizados	para	identificar	o	elétron	
mais	 energético	 da	 distribuição	 eletrônica,	 portanto,	 vamos	 aplicar	 estas	
informações	em	um	exemplo:	identificar	os	números	quânticos	do	26Fe.
•	 Primeiramente	devemos	fazer	a	distribuição	eletrônica	seguindo	o	Diagrama	
de	 Linus	 Pauling.	 Como	 o	 átomo	 de	 ferro	 está	 neutro,	 então	 o	 número	 de	
prótons	é	igual	ao	número	de	elétrons	e	o	número	atômico	é	igual	ao	número	
de	 prótons,	 portanto,	 Z	 	–	 p+–	 e⁻ .	 Como	 o	 número	 atômico	 é	 26,	 então,	 o	
número	 de	 elétrons	 a	 ser	 distribuídos	 é	 26.	 Fazendo	 a	 distribuição	 temos:	
1s2	2s2	2p6	3s2	3p6	4s2	3d6.	Lembre-se	de	que	o	elétron	mais	energético	é	o	último	
na	sequência	da	distribuição,	neste	caso,	é	o	que	pertence	ao	3d6.
•	 Sabendo	onde	está	o	elétron	mais	energético	podemos	identificar	os	números	
quânticos.	Veja	a	figura	a	seguir.
FIGURA 21 – IDENTIFICAÇÃO DOS NÚMEROS QUÂNTICOS DO FERRO
 
FONTE: O autor
Utilizando	 a	 lógica	 contrária,	 ao	 saber	 os	 números	 quânticos	 você	
determina	nível,	 subnível,	número	de	elétrons	e	 sentido	de	 rotação	do	elétron	
e	 pode	 fazer	 a	 distribuição	 eletrônica	 até	 chegar	 aos	 valores	 obtidos,	 assim	
identificando	o	elemento	ao	qual	estes	números	quânticos	pertencem.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
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O	MODELO	PADRÃO	DA	FÍSICA	DE	PARTÍCULAS
Marco	Antonio	Moreira
O	chamado	Modelo	Padrão	das	partículas	elementares	não	é	propriamente	
um	modelo,	é	uma	teoria.	E	das	melhores	que	temos.	Aliás,	na	opinião	de	muitos	
físicos,	 a	melhor	de	 todas	 sobre	a	natureza	da	matéria.	Por	exemplo,	 segundo	
Gordon	Kane	(2003,	p.	58),	um	físico	teórico	da	Universidade	de	Michigan:
...o	Modelo	Padrão	é,	na	história,	a	mais	sofisticada	teoria	matemática	
sobre	a	natureza.	Apesar	da	palavra	"modelo"	em	seu	nome,	o	Modelo	
Padrão	é	uma	teoria	compreensiva	que	identifica	as	partículas	básicas	
e	específica	como	interagem.	Tudo	o	que	acontece	em	nosso	mundo	
(exceto	 os	 efeitos	 da	 gravidade)	 resulta	 das	 partículas	 do	 Modelo	
Padrão	interagindo	de	acordo	com	suas	regras	e	equações.	
De	 acordo	 com	 o	 Modelo	 Padrão,	 léptons	 e	 quarks	 são	 partículas	
verdadeiramente	 elementares,	 no	 sentido	 de	 não	 possuírem	 estrutura	 interna.	
Partículas	que	têm	estrutura	interna	são	chamadas	de	hádrons;	são	constituídas	
de	 quarks:	 bárions	 quando	 formadas	 por	 três	 quarks	 ou	 três	 antiquarks,	
ou	mésons	quando	constituídas	por	um	quark	e	um	antiquark.
Há	seis	léptons	(elétron,	múon,	tau,	neutrino	do	elétron,	neutrino	do	múon	
e	neutrino	do	tau)	e	seis	quarks	[quark	up	(u)	quark	down	(d),	quark	charme	(c),	
quark	estranho	(s),	quark	bottom	(b)	e	quark	top	(t)].	Todavia,	os	quarks	têm	uma	
propriedade	chamada	cor	e	podem,	cada	um,	apresentar	 três	 cores	 (vermelho,	
verde	e	azul).	Há,	portanto,	18	quarks.	Contudo,	como	a	cada	partícula	corresponde	
uma	antipartícula,	existiriam	no	total	12	léptons	e	36	quarks.
O	elétron	é	o	lépton	mais	conhecido	e	o	próton	e	o	nêutron	os	hádrons	
mais	familiares.	A	estrutura	interna	do	próton	é	uud,	ou	seja,	dois	quarks	u	e	um	
d;	a	do	nêutron	é	udd,	isto	é,	dois	quarks	d	e	um	u.	O	méson	π+	é	formado	por	
um	antiquark	d	e	um	quark	u,	o	méson	π-	é	constituído	por	um	antiquark	u	e	um	
quark	d.	E	assim	por	diante,	ou	seja,	a	grande	maioria	das	chamadas	partículas	
elementares	são	hádrons	e	estes	são	formados	por	três	quarks	ou	três	antiquarks	
(bárions)	ou	por	um	quark	e	um	antiquark	(mésons).
Em	princípio,	a	teoria	dos	quarks,	a	Cromodinâmica	Quântica,	não	proíbe	
a	existência	de	partículas	com	estrutura	mais	complexa	do	que	três	quarks,	três	
antiquarks	 ou	 um	 par	 quark-antiquark.	 Todavia,	 apenas	 recentemente	 físicos	
experimentais	 têm	apresentado	 evidências	de	partículas	 com	cinco	quarks,	 ou	
seja,	pentaquarks,	como	o	teta	mais,	formado	por	quatro	quarks	e	um	antiquark.	
Mas	isso	ainda	depende	de	resultados	experimentais	adicionais.
LEITURA COMPLEMENTAR
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
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Uma	 característica	 peculiar	 dos	 quarks	 é	 que	 eles	 têm	 carga	 elétrica	
fracionária,	 (+2/3e)	para	alguns	 tipos	e	 (-1/3e)	para	outros.	No	entanto,	quarks	
nunca	foram	detectados	livres,	estão	sempre	confinados	em	hádrons,	de	tal	modo	
que	 a	 soma	 algébrica	 das	 cargas	 dos	 quarks	 que	 constituem	um	determinado	
hádron	é	sempre	um	múltiplo	inteiro	de	e.	O	próton,	por	exemplo,	é	formado	por	
dois	quarks	de	carga	(+2/3e)	e	um	quark	de	carga	(-1/3e)	de	modo	que	sua	carga	
é	(+2/3,	+2/3,	-1/3)e,	ou,	simplesmente,	e.	Quer	dizer,	o	quantum	da	carga	elétrica	
continua	sendo	e	(1,6	x	10-19	0).
Resumindo,	segundo	o	Modelo	Padrão	a	grande	quantidade	de	partículas	
elementares	 até	 hoje	 detectadas,	 cerca	 de	 300,	 em	 aceleradores/colisores	 de	
partículas	ou	em	raios	cósmicos,	pode	ser	agrupada	em	léptons,	quarks	e	hádrons	
ou	em	léptons	e	hádrons,	visto	que	os	quarks	são	constituintes	dos	hádrons	ou,	
ainda,	em	léptons,	bárions	e	mésons,	pois	os	hádrons	podem	ser	divididos	em	
bárions	e	mésons.
FONTE: MOREIRA, Marco Antonio. O