2015228_204155_UNIDADE+2+-+ESTRUTURA+AT%c3%94MICA

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UNIDADE 2 – ESTRUTURA ATÔMICA 
 
 
 HILL,John W.; KOLB, Doris K. Chemistry for Changing Times. 
New Jersey:Prentice Hall, 1998. pg46. 
 
 As propriedades físicas e químicas das substâncias dependem essencialmente do 
tipo de átomos a partir dos quais elas são formadas. Por isso, é essencial o conhecimento da 
estrutura dos átomos e suas propriedades, de modo a haver um bom entendimento sobre as 
propriedades das substâncias. 
 
 
 
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O estudo da natureza íntima da matéria vem desde 478 A.C., quando dois filósofos 
gregos Demócrito e Leucipo propuseram que, se fosse possível subdividir qualquer amostra 
de matéria em pedaços cada vez menores, chegar-se-ia a uma partícula tão pequena que 
seria impossível subdividi-la. Daí chegaram à idéia de que a matéria era constituída de 
partículas pequenas, indivisíveis, que chamaram de átomos (palavra grega que significa 
indivisível). 
Como eles não tinham evidências a favor ou contra esta idéia, a natureza atômica 
da matéria continuou sendo uma questão filosófica sem solução durante vários séculos. 
 
2.1) TEORIA ATÔMICA DE DALTON: 
 Em 1803, John Dalton propôs uma teoria atômica que enunciava: 
a) toda matéria é formada por partículas fundamentais, átomos; 
b) átomos são permanentes e indivisíveis e não podem ser criados, nem destruídos; 
c) todos os átomos de um certo elemento são idênticos em todas as suas propriedades e 
átomos de elementos diferentes têm propriedades diferentes; 
d) uma reação química consiste em uma combinação, separação ou rearranjo de 
átomos; 
e) os compostos são constituídos de átomos de elementos diferentes em proporções 
fixas. 
A teoria atômica de Dalton explicou claramente a diferença entre 
elementos e compostos, além de explicar a lei de conservação das massas. 
 
2.2) NATUREZA ELÉTRICA DA MATÉRIA: 
 A partir de 1834 foram feitos vários experimentos que demonstraram a natureza 
elétrica da matéria, isto é, demonstraram que a matéria era formada de prótons e elétrons; 
apesar de maiores detalhes da estrutura do átomo só serem descobertos posteriormente. 
 
2.3) MODELO DE THOMSON: 
 Em 1898, Thomson propôs um modelo para a estrutura do átomo. Segundo 
Thomson, o átomo seria uma esfera uniforme de carga elétrica positiva, possuindo em 
 
 
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sua superfície, elétrons incrustados. Assim, a carga elétrica total de um átomo seria nula, 
pois a carga negativa dos elétrons compensaria a carga positiva da esfera que os contém. 
 Esse modelo ficou conhecido como “modelo do pudim de passas.” 
 
REIS, Martha. Completamente Química. São Paulo: FTD, 2001. Química Geral, 286. 
 
2.4) MODELO DE RUTHERFORD: 
 Em 1911, Ernest Rutherford realizou o experimento mostrado abaixo: 
 
SARDELLA, Antonio. -Curso completo de química. São Paulo: Ática, 1999. pg.54 
 
 
 
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 Ele verificou que algumas partículas ά percorriam a trajetória oposta, em direção à 
fonte, o que significava que elas haviam encontrado alguma coisa positiva e de massa 
extremamente grande. 
 
HILL, John W.; KOLB, Doris K. Chemistry for Changing Times. 
New Jersey:Prentice Hall, 1998. pg.55. 
 
 A partir desta experiência de deflexão das partículas ά, Rutherford propôs seu 
modelo atômico, que ficou conhecido como “Modelo Planetário”, ou seja, Rutherford 
propôs que o átomo é formado por partículas subatômicas como prótons, nêutrons e 
elétrons; sendo que os prótons e os nêutrons concentram-se num pequeno volume no 
centro do átomo, chamado núcleo, que contém aproximadamente toda a massa do 
átomo, e os elétrons estão fora do núcleo, numa região chamada eletrosfera. 
 
 
41 
 
REIS, Martha. Completamente Química. São Paulo: FTD, 2001. Química Geral, 289. 
 
Portanto: 
 Núcleo = constituído de prótons e nêutrons. 
ÄTOMO 
 Eletrosfera = formada por elétrons. 
 
 As propriedades das três maiores partículas encontradas no átomo estão mostradas na 
tabela abaixo: 
Partícula Símbolo Carga (unidade de 
carga elétrica) 
Massa(g) Carga (C) 
Próton p +1 1,67x10-24 +1,6x10-19 
Nêutron n 0 1,67x10-24 0 
Elétron e -1 9,11x10-28 -1,6x10-19 
 
 Assim, mesmo consistindo de partículas carregadas, “todos os átomos são 
neutros no seu estado fundamental”. 
 
 
 
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Os átomos neutros (são neutros porque possuem o mesmo número de prótons e de 
elétrons) podem perder ou receber elétrons, transformando-se em espécies carregadas 
chamadas de íons. 
 
Os átomos que perdem elétrons, dão origem à íons positivamente carregados 
chamados de cátions. Exemplos de cátions: Na 1+, Mg 2+, Al 3+, Pb 4+. 
 
Os átomos que recebem elétrons, dão origem à íons negativamente carregados 
chamados de ânions. Exemplos de ânions: F 1-, O 2 - , N 3 -. 
 
Exemplos: 
Potássio (K): p = 19 cátion potássio (K+): p = 19 
 e = 19 e = 18 
 
Todo o átomo pode ser caracterizado através de duas propriedades: o número 
atômico e o número de massa. 
 
- número atômico (Z): 
É o número de prótons no núcleo do átomo. 
Como todos os átomos têm um número de prótons igual ao de elétrons, o número 
atômico é também igual ao número de elétrons fora do núcleo do átomo. 
É simbolizado por Z. 
 
Número atômico (Z) = número de prótons = número de elétrons 
 
- número de massa (A): 
É o número total de prótons e nêutrons do núcleo de um átomo. 
É um número inteiro. 
É simbolizado por A. 
Não é massa atômica, por isso não é encontrado na tabela periódica. 
 
 
 
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Número de massa = número de prótons + número de nêutrons 
 
A = p + n 
 
• SIMBOLOGIA: 
AXZ
AXZ
X = átomo (elemento químico)
Z = número atômico
A = número de massa
ou
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Portanto: 
Todos os átomos de um mesmo elemento químico têm o mesmo número atômico e o 
mesmo número de elétrons. 
 
Entretanto, átomos de um mesmo elemento químico podem diferir entre si, pois os 
seus números de massa podem ser diferentes (números de nêutrons diferentes). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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- IsótoPos: 
São átomos que apresentam números atômicos (Z) iguais e números de massa (A) 
diferentes. 
Somente os isótopos do hidrogênio recebem nomes especiais: prótio, deutério e 
trítio, os outros são diferenciados apenas pelo número de massa. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
- IsóbAros: 
São átomos de elementos diferentes que apresentam o mesmo número de massa. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
- IsótoNos: 
São átomos de elementos químicos diferentes, com diferentes números de massa e igual 
número de nêutrons. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
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Exercícios de aprendizagem: 
29) Um átomo tem 12 prótons e 13 nêutrons. Qual é seu número de massa? 
 
 
 
 
30) Um átomo tem número atômico igual a 20 e um número de massa igual a 42. Ache seu 
número de nêutrons: 
 
 
 
 
 
31) Complete o quadro abaixo: 
Z A p n e Simbologia 
4 5 
 23 11 11 Na 23 
 18 17 
 195 78 
 32 16 18 
 
32) Qual o número de prótons, nêutrons e elétrons em cada uma das seguintes espécies: 
a) 132 Cs 
 
 
 
b) 115 Cd +2 
 
 
 
c) 194 Tl 
 
 
46d) 105 Ag + 
 
 
 
e) 78 Se -2 
 
 
 
 
33) Qual o número de elétrons presentes nos seguintes átomos ou íons: 
a) 7N 
 
 
b) 13Al +3 
 
 
c) 8O - 2 
 
 
d) 14Si 
 
 
 
34) O átomo X é isóbaro do 40Ca e isótopo do 36Ar. Qual o seu número de nêutrons? 
 
 
 
 
 
47 
35) São dados dois isótopos A e B. Determine o número de nêutrons desses átomos, 
sabendo que o átomo A tem número atômico 3x-6 e número de massa 5x, e que o átomo B 
tem número atômico 2x+4 e número de massa 5x-1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.5) VISÃO MODERNA DO ÁTOMO: 
O modelo de Rutherford apresentou uma série de problemas de acordo com os 
princípios da física. Se os elétrons fossem estacionários ao redor do núcleo, as forças 
eletrostáticas fariam com que ele colidisse com o núcleo. Se o elétron se movimentasse em 
órbitas circulares ou elípticas ao redor do núcleo, ele perderia energia e também colidiria 
com o núcleo. 
Então, em 1926, Erwin Schrodinger propôs uma nova teoria da estrutura atômica - a 
Mecânica Quântica. 
A Mecânica Quântica baseia-se em dois princípios: 
• energia quantizada – as energias dos elétrons num átomo estão quantizadas ou, 
restritas a valores definidos. 
 
• natureza ondulatória do elétron – os elétrons comportam-se como partículas e como 
ondas e é impossível saber a exata posição dos elétrons num dado instante (princípio 
da incerteza de Heinsenberg). 
 
 
 
 
 
48 
A partir destes dois princípios, Schrodinger descreveu o movimento do elétron através 
de uma equação matemática: 
 
 
 
onde: 
m = massa da partícula 
E e V = energia total e potencial 
h = constante de Planck 
ψ = função de onda 
 
A resolução desta equação acima, chamada equação de onda, dá um conjunto de 
funções de onda, ψ, que descrevem as energias e as formas das ondas eletrônicas, mas 
não podem nos dizer a posição do elétron no espaço num instante determinado. 
Entretanto, ψ2 informa a probabilidade de se encontrar o elétron numa região 
próxima ao núcleo. O valor de ψ 2 em um pequeno elemento do espaço é uma medida da 
densidade eletrônica nesta região. 
De acordo com esta interpretação, o elétron está distribuído no espaço, sua 
densidade sendo maior nos lugares onde a probabilidade de encontrar o elétron for maior. 
 Num certo sentido, o elétron pode ser olhado como uma nuvem difusa. A esta 
nuvem é dado o nome de orbital (região do espaço de maior probabilidade de 
encontrarmos um determinado elétron). 
Como consequência da resolução de Schrodinger, a cada orbital está associado três 
números quânticos, ou seja, para o átomo moderno existem os números 
quânticos que servem para identificar qualquer elétron em um átomo. 
 
 
 
 
 
 
49 
2.6) NÚMEROS QUÂNTICOS: 
2.6.1) Número Quântico Principal (n): 
 Fornece uma indicação aproximada da energia de um elétron (nível de energia) e 
da sua distância do núcleo, ou seja, ele nos revela a camada na qual o elétron se encontra. 
 O nível de energia ocupado pelo elétron fornece sua energia potencial (tomando 
o núcleo como nível de referência). 
 Elétrons que ocupam níveis de energia mais afastados do núcleo possuem maior 
energia potencial e menor estabilidade. 
Exemplo: 
 
REIS, Martha. Completamente Química.São Paulo:FTD, 2001.Química Geral, 318. 
 
 “A medida que o número quântico principal aumenta, a energia do elétron 
aumenta e sua distância do núcleo também aumenta.” 
Ele é sempre um número inteiro. 
 Para os átomos de todos os elementos químicos conhecidos que estejam no 
estado fundamental, há apenas 7 níveis de energia ocupados por elétrons. 
 
 Estes níveis de energia, também denominados camadas eletrônicas, são 
designados por um número quântico principal n que assume valores inteiros de 1 a 7 ou 
pelas letras maiúsculas K, L, M, N, O, P, Q, respectivamente. 
 
 
 
50 
Número quântico principal 1 2 3 4 ..... 
Designação por letra K L M N ....... 
 
Em um átomo, os elétrons que têm o mesmo valor de n movem-se na mesma região 
e, portanto, estão no mesmo nível ou camada. 
 
 2.6.2) Número Quântico Secundário ou Azimutal (l): 
A mecânica ondulatória prevê que cada nível de energia n está dividido em 
subníveis. 
Estes subníveis são designados por números inteiros que vão desde zero até um 
valor máximo (n-1). 
Fornece a forma do orbital ou a forma da nuvem eletrônica. 
 Assim como os níveis de energia podem ser designados por valores de número 
quântico principal ou por letras, os subníveis também podem ser representados por valores 
de número quântico secundário ou por letras. 
Valor de l 0 1 2 3 ...... 
Designação s p d f ...... 
 
Sempre que o l =0, o subnível é o s; sempre que o l =1, o subnível é o p; sempre que 
o l =2, o subnível é o d e sempre que o l = 3, o subnível é o f. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
Forma do subnível s: esférica Forma do subnível p: tope 
 
MACEDO, Magno U. de.; CARVALHO, A.Química.São Paulo: IBEP, 1999.pg.52 
 
 Os átomos conhecidos até hoje no estado fundamental possuem apenas 4 tipos de 
subníveis ocupados por elétrons. O diagrama abaixo mostra os 7 níveis de energia com os 
seus respectivos subníveis ocupados. 
K L M N O P Q
n= 1 n= 2 n= 3 n= 4 n= 5 n= 6 n= 7 
 
 
 2.6.3) Número Quântico Magnético (ml): 
Cada subnível é composto de um ou mais orbitais, ou seja, cada subnível apresenta 
orientação diferente no espaço. 
Fornece a orientação do orbital em que o elétron se encontra em relação aos outros 
orbitais. 
 
 
52 
Para cada l, existem 2l + 1 valores possíveis e diferentes para ml. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
O subnível s tem forma esférica e apresenta uma única orientação no espaço ou um 
único orbital. 
O subnível p tem a forma de um “tope” e apresenta três orientações no espaço ou 
três orbitais. Estas três orientações seguem os eixos cartesianos. 
Não falaremos das formas dos subníveis d e f, pois são muito complexas. 
 
 MACEDO, Magno U. de.; CARVALHO, A.Química.São Paulo: IBEP, 1999.pg.53 
 
 
 
53 
Cada uma das orientações ou cada um dos orbitais é representado por um valor de 
número quântico magnético, que será de –l à + l. 
 
s l = 0 1 orbital = -l a + l = -0 à + 0 = 0 
 ml = 0 
 
 
p l = 1 3 orbitais = -1 à + l = -1, 0, +1 
 ml=-1 ml=0 ml=+1 
 
 
d l = 2 5 orbitais = -2 à +2 = -2,-1,0,+1,+2 
 ml=-2 ml=-1 ml=0 ml=+1 ml=+2 
 
f l = 3 7 orbitais = -3 à +3 = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 
 
 
 
 ml=-3 ml=-2 ml=-1 ml=0 ml=+1 ml=+2 ml=+3 
 
 Então: 
“Cada elétron em um átomo estará em um orbital, em um subnível, em um 
nível principal.” 
 
2.6.4) Número Quântico de Spin (ms): 
Não resulta da equação de Schrodinger. 
Está associado com a rotação do elétron em torno do seu próprio eixo. 
Simbologia: + ½ ↑ 
 - ½ ↓ 
 
 
 
 
54 
 
 Esta simbologia é uma convenção e para estarmos falando do mesmo elétron 
temos que usar a mesma convenção!!! 
 
Dois elétrons num mesmo orbital tendovalores de ms = + ½ e - ½ estão 
emparelhados e apresentam a mesma energia. 
 Portanto: 
 
REIS, Martha. Completamente Química. São Paulo: FTD, 2001. Química Geral, 323. 
 
Portanto: 
A cada elétron em um átomo é associado um conjunto de valores para os 
seus 4 números quânticos que determinarão a energia, a forma, a orientação 
e a direção na qual o elétron está sofrendo rotação. 
 
 
2.7) DIAGRAMA DOS NÍVEIS DE ENERGIA: 
O diagrama abaixo mostra a separação dos níveis de energia em seus subníveis e 
orbitais, em ordem crescente de energia. 
Observa-se que os orbitais de um mesmo subnível possuem a mesma energia. 
Quando o valor de número quântico de spin for +1/2 (ms= +1/2) representamos este elétron por 
uma seta apontando para cima; quando o valor de número quântico de spin for -1/2 (ms= -1/2), 
representamos este elétron por uma seta apontando para baixo. 
 
 
 
55 
 
RUSSEL, J. - Química Geral. 2 ed. São Paulo: McGraw- Hill,1994.V 1. pg.146. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
56 
 Outra maneira de representar o diagrama dos níveis de energia é mostrado abaixo: 
 
BRADY,J.E.; HUMISTON,G.E. - Química Geral. 2.ed.Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 
1986.Vol.1. pg.93 
 
 Os mesmos diagramas anteriores podem ser construídos da seguinte maneira: 
 
Gonçalves, J.C. Tabela Atômica. 2002 
 
 
 
57 
2.8) REGRAS DE DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA: 
1) Limitação: somente dois elétrons cabem em um dado orbital e necessariamente estes 
tem que ter spins opostos. 
Subnível (orbital) Número máximo de elétrons 
 s (1 orbital) 2 
p (3 orbitais) 6 
 d (5 orbitais) 10 
f (7 orbitais) 14 
 
2) Obrigatoriamente, iniciar a distribuir elétrons a partir dos orbitais menos energéticos (+ 
perto do núcleo), de modo que um orbital só possa ser preenchido depois que os anteriores 
estiverem completos. 
 
3) Regra de Hund: regra para preenchimento de orbitais de igual energia (orbitais 
degenerados): 
a) Primeiro deve-se colocar um elétron em cada orbital vazio. Estes elétrons apresentam 
spins paralelos. 
b) Após todos os orbitais apresentarem um elétron, inicia-se o compartilhamento dos 
orbitais semipreenchidos. 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
58 
 
Exercícios de aprendizagem: 
36) Fazer as distribuições eletrônicas ou configurações eletrônicas para os átomos com os 
seguintes números atômicos: 
a) Z = 10 
 
b) Z = 11 
 
c) Z= 12 
 
d) Z= 13 
 
e) Z= 17 
 
f) Z = 18 
 
g) Z = 20 
 
h) Z = 21 
 
i) Z = 22 
 
j) Z = 23 
 
m) Z= 24 
 
n) Z = 25 
 
o) Z = 26 
 
p) Z = 29 
 
 
59 
 
 
 Este resultado inesperado ocorre porque um subnível semicompleto 
(semipreenchido) ou totalmente completo (preenchido) possui uma estabilidade extra, 
adicional. 
 
 No Cr e no Cu, as energias 3d e 4s situam-se suficientemente próximas 
(olhar a figura 6), de maneira que um dos elétrons 4s se move para o subnível 3d para 
semipreenchê-lo (no caso do Cr) ou preenchê-lo totalmente (no caso do Cu). 
 
 Outras exceções: Ag, Au. 
 
Exercícios de aprendizagem: 
37) O átomo neutro de um elemento tem 2 elétrons K, 8 elétrons L e 5 elétrons M. A partir 
desses dados, indique os seguintes valores: 
a) o número atômico 
 
b) número total de elétrons s 
 
c) número total de elétrons p 
 
d) número total de elétrons d 
 
38) A última camada do átomo possui a configuração eletrônica 3s23p4. Qual o número 
atômico desse elemento? 
 
 
 
 
 
 
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39) Um átomo de certo elemento químico possui 35 nêutrons e uma distribuição eletrônica 
que termina em 3d10. Determine o número de massa (A) e o número atômico (Z) desse 
elemento. 
 
 
 
 
40) Dê os valores de n, l, ml e ms para cada elétron de uma camada L completa: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41) Determine o conjunto de números quânticos para o elétron mais energético dos átomos 
com os números atômicos: 3, 7, 10, 20, 35, 49 e 56. 
 
 
 
 
 
 
42) Dado o conjunto de números quânticos, determine o número atômico: 
a) n = 3 l = 2 ml = -1 ms = + ½ 
 
b) n = 4 l = 2 ml = 0 ms = + ½ 
 
 
 
61 
 
 
c) n = 2 l = 1 ml = 0 ms = - ½ 
 
 
 
d) n = 4 l = 2 ml = -3 ms = - ½ 
 
 
 
e) n = 5 l = 0 ml = 0 ms = + ½ 
 
 
 
f) n = 5 l=1 ml = -1 ms= -1/2 
 
43) Um átomo tem A=31 e 16 nêutrons. Quantos elétrons ele possui no nível mais externo? 
 
 
 
44) Um átomo neutro e no seu estado fundamental tem configuração 4f 1. Qual o seu Z? 
Caracterize seu elétron mais energético e o mais externo: 
 
 
 
 
 
45) Um átomo neutro tem configuração mais externa 4d105s1. Qual a sua quantidade de 
prótons? Ele está em sua configuração eletrônica mais estável? Justifique: