ÁTOMO

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POR: FLÁVIA LIMA / FONTE: MATERIAL DISPONIBILIZADO PELA FACULDADE 
 
EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS: 
Átomo: a definição dada na Grécia Antiga diz que é a 
menor porção imaginada, capaz de representar a 
matéria e suas propriedades. Do grego ἄτομος – 
átomos –, que significa indivisível 
MODELO BOLA DE BILHAR: 
John Dalton, na segunda metade do século XVII, 
concluiu que a matéria composta por um aglomerado 
de partículas minúsculas, mas que quando eram 
separadas umas das outras, mantinham suas 
propriedades. 
Por isso, segundo Dalton: 
 A matéria é formada pela junção de partículas 
muito pequenas, as quais se prosseguiram com a 
denominação de “átomo”; 
 Se um átomo tinha a mesma massa que outro, estes, 
portanto, seriam átomos idênticos; 
 Um determinado composto químico poderia ser 
formado a partir da junção de átomos de diferentes 
elementos químicos em proporções simples e 
definidas; 
 A massa deste composto seria dada pela soma das 
massas dos átomos que o constituem. (ATKINS; 
JONES, 2012) 
Características: esférico, maciço, indivisível, 
indestrutível e impenetrável. Por isso é conhecido 
como “modelo bola de bilhar”. 
J. J. Thomson fez experimentos que contrariava o 
modelo de Dalton, criando um modelo atômico mais 
atual. Esses experimentos realizados só aconteceram 
devido ao desenvolvimento de um dispositivo 
chamado de “ampola de Crookes” criada pelo cientista 
William Crookes. 
MODELO ATÔMICO DE THOMSON: 
Principais características: descoberta do elétron e 
que o átomo era divisível. 
Nesse modelo, o átomo se parecia com um pudim de 
ameixas, sendo que a massa do pudim representava o 
átomo e as ameixas como elétrons incrustados. 
Nesse modelo já havia conhecimento de que que além 
dos elétrons, também existia cargas positivas ali. 
Experimento: “Thomson realizou uma adaptação da 
ampola de Crookes, conectando um polo negativo 
(cátodo) e um polo positivo (ânodo) à ampola e, em 
seguida, descarregou uma corrente elétrica sobre o gás 
que a preenchia. Após a descarga elétrica, formou-se 
um feixe de natureza elétrica, o qual permitiu a 
Thomson ter interessantes conclusões. A primeira 
delas foi que, ao colocar uma ventoinha dentro da 
ampola, o feixe a empurrava do cátodo para o ânodo. 
Isto significava que o raio era proveniente do cátodo, 
e não do ânodo. Devido a isso, Thomson os chamou 
de raios catódicos. O físico observou que, se o raio é 
capaz de empurrar a ventoinha, significa que este raio 
tem massa. Por fim, quando o raio era exposto a ação 
de ímãs, este apresentava um interessante 
comportamento: o raio se defletia quando o polo 
negativo de um ímã se aproximava, enquanto que, 
quando sob ação de um polo positivo, se aproximava 
do polo. Thomson concluiu que os raios catódicos, 
além de massa, apresentavam carga negativa. Fez-se, 
então, a descoberta do elétron.” (BROWN et al., 2016) 
Sob orientação de Rutherford, dois de seus alunos, 
Geiger e Marsden, realizaram um experimento. 
Segundo o modelo de Thomson, ao bombardear 
qualquer material eletricamente neutro com um feixe 
de partículas alfa (positivas), o mesmo não sofreria 
desvio algum, de forma que seria retido pelo material. 
No entanto, ao bombardear a lâmina, grande parte das 
partículas atravessavam a lâmina, uma parte desviava 
e uma outra parte ricocheteava. Criando a necessidade 
de um novo modelo atômico. 
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MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD: 
O átomo não tinha uma distribuição uniforme de 
cargas 
Nesse modelo, o átomo apresentava uma carga 
positiva centralizada, que foi chamada de “núcleo”, e 
um grande espaço vazio com elétrons circundantes, 
chamada de “eletrosfera”. 
Além disso, os elétrons giravam ao redor do núcleo. 
Esse modelo contrariava uma das leis da 
eletrodinâmica porque “se os elétrons (negativos) 
giravam ao redor de um núcleo (positivo), estes 
estariam constantemente perdendo energia. Esta perda 
de energia diminuiria a sua velocidade de rotação e os 
elétrons findariam colidindo com o núcleo, o que de 
fato que não acontecia.”. 
TEORIA ATÔMICA DE BOHR: 
Aluno de Thomson e Rutherford, Bohr propôs 
postulados: 
 A eletrosfera está dividida em camadas (níveis de 
energia) com uma energia específica; 
 Os elétrons que se encontram nestas camadas 
apresentam uma certa energia, o que faz com que 
cada elétron transite apenas em sua camada e não 
venha a se chocar com o núcleo (dizemos que o 
elétron encontra-se em seu estado fundamental); 
 Para que um elétron salte para uma camada mais 
externa (salto quântico), é necessário que ele ganhe 
energia, de modo a adequar-se a energia da nova 
camada (aqui, o elétron encontra-se em seu estado 
excitado); 
 Quando um elétron ganha energia para saltar para 
uma camada mais externa, ele torna-se mais 
instável, tendendo a voltar para camadas inferiores. 
Quando ele volta, obrigatoriamente perde a mesma 
energia absorvida, emitindo-a na forma de luz 
(fóton). (KHAN ACADEMY, 2018a): 
 
No entanto, o modelo de Bohr só explica o 
comportamento de átomos com apenas 1 elétron, que 
era considerado apenas como partícula e não também 
como onda. Outros cientistas como De Broglie (1892-
1987), Schrödinger (1887-1961) e Heisenberg (1901-
1976), desenvolveram suas teorias com embasamento 
na mecânica quântica. 
MODELO ATÔMICO QUÂNTICO: 
Louis De Broglie considerava uma relação entre onda 
e partícula, denominada de “princípio dualidade 
onda-partícula”, onde uma partícula poderia 
apresentar um comprimento de onda (λ), como na 
equação: 
 
H = constante de Plank (6,62607004 × 10-34 m2kg/s) 
M = massa da partícula 
V = velocidade em que ela se move 
P = produto da massa pela velocidade (momento linear) 
Dualidade: o elétron não pode ser encontrado em uma 
determinada órbita e ter sua trajetória definida ao redor 
do núcleo. não há possibilidade de localizar o elétron 
e definir seu momento linear simultaneamente. 
Princípio da incerteza de Heisenberg (proposto por 
Werner Karl Heisenberg): Diz que não há como 
saber a posição e a energia de um elétron 
simultaneamente, como foi dito. Assim, quanto mais 
se sabe sobre a posição, menos se sabe sobre a energia 
e vice-versa. Por isso, ele descreveu essa 
impossibilidade dessa forma: 
 
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Levando em consideração a relação partícula-onda da 
matéria, Erwin R. J. A. Schrödinger aplicou esse 
conceito dentro de um átomo, considerando os 
elétrons também como ondas. Ele propôs uma 
grandeza física no seu estudo: uma grandeza capaz de 
determinar a função da onda de uma partícula (elétron) 
patindo-se doconhecimento da sua energia potencial, 
descrita pela letra grega Ψ. A partir disso, desenvolveu 
uma equação, conhecida como equação de 
Schrödinger, onde o cálculo da região do espaço há 
uma maior probabilidade de encontra um elétron dado 
pela função de onda psi (Ψ): 
 
V= energia potencial do elétron 
E= energia total 
M= massa 
H= constante de Plank 
O quadrado da função de onda (Ψ2) trazia a 
informação da probabilidade de se encontrar um 
elétron em uma determinada região no interior de um 
átomo (ATKINS; JONES, 2012; OLIVEIRA; 
FERNANDES, 2006). 
NÚMEROS QUÂNTICOS E ORBITAIS DE ENERGIA: 
Orbital atômico: região do átomo onde há maior 
probabilidade de encontrarmos um elétron. Este, pode 
ser descrito por 4 números quânticos que indicam: 
energia do orbital, tamanho, forma, orientação e 
sentido da rotação. Sendo eles: 
Número quântico principal (n): corresponde ao 
nível de energia e ao tamanho do orbital em que o 
elétron se encontra. Assume valores inteiros positivos 
maiores que zero. É comumente denominado de 
camada do nível de energia. Estas camadas também 
podem ser representadas por letras do alfabeto, 
iniciando a camada 1 com a letra K e assim 
sucessivamente. 
Número quântico secundárioou número quântico 
momento angular orbital (l): corresponde a forma e 
ao momento angular do orbital. Em números, assume 
valores de l que variam de 0 (zero) a n-1, 
onde n representa o número quântico principal. 
Comumente, são representados pelas letras s (l = 0), p 
(l = 1), d (l = 2) e f (l = 3). São as subcamadas ou 
subníveis de energia de um átomo. 
Número quântico magnético (ml): representa a 
orientação do orbital, podendo assumir valores de –l a 
+l. 
Número quântico spin (ms): geralmente assume 
valores de + ½ (↑) ou de – ½ (↓) (o sentido das setas 
são uma convenção). Corresponde ao eixo de rotação 
do elétron. (ATKINS; JONES, 2012; OLIVEIRA; 
FERNANDES, 2006). 
 
 
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DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE ÁTOMOS DE 
MULTIELETRÔNICOS: 
Cada átomo possui uma quantidade de elétrons, certo? 
E para manter sua neutralidade elétrica, um átomo 
neutro apresenta igual número de prótons (partículas 
positivas que compõem o núcleo). Como o núcleo é 
muito pequeno, as cargas positivas ficam muito 
concentradas e, para minimizar as repulsões, temos 
também ali partículas neutras denominadas nêutrons. 
Então, de fato, um átomo é constituído, basicamente, 
por prótons, nêutrons e elétrons (KOTZ et al., 2015). 
No entanto, quem de fato interage e fará ligações 
químicas que permitirão a formação das mais 
diferentes substâncias são os elétrons. Assim, é 
importante focar o nosso conhecimento na associação 
dos números quânticos com a descrição dos elétrons 
que compõem os mais diferentes átomos (KHAN 
ACADEMY, 2018b). 
Princípio de Linus Pauli: um átomo com apenas 2 
elétrons, o átomo de hélio, He, por exemplo. De 
antemão, já consideramos que este átomo apresenta 2 
elétrons e apenas uma camada. Quando analisamos a 
Tabela dos Números quânticos e suas associações, 
notamos que para a camada 1 (n = 1), é possível que 
tenhamos apenas subníveis na ordem de n-1, ou seja, 
um subnível (orbital) igual a zero e que corresponde a 
letra s. Em cada orbital, é possível colocar no máximo 
dois elétrons, porém com spins contrários, uma vez 
que dois elétrons de um mesmo átomo não podem 
apresentar o mesmo conjunto de números quânticos. 
O que acabamos de descrever é o chamado Princípio 
da exclusão de Pauli (KOTZ et al., 2015). 
A representação pra He seria: 1s² (1 = camada, s = 
subnível e 2=quantidade de elétrons. 
Diagrama de Linus Pauling: apresenta a distribuição 
eletrônica em ordem crescente de energia. Ele obedece 
a quantidade máxima de elétrons comportados em 
cada subnível (orbital). 
 
Exemplo de distribuição de elétrons nas camadas 
eletrônicas, de acordo com a distribuição de Pauling: 
 
CASO: 
O elemento químico Magnésio (Mg) apresenta 12 elétrons. Para realizar sua distribuição eletrônica, é necessário 
obedecer ao diagrama de Linus Pauling, que mostra uma sequência crescente de energia. Logo, na camada 1, temos 
o orbital s, que comporta 2 elétrons. Como a camada 1 não comporta mais que 2 elétrons (já que tem apenas o orbital 
s), é necessário ir para camadas de maior energia. A imediatamente mais energética é a camada 2. Nesta camada, 
temos os orbitais s (comportando 2 elétrons) e em seguida os orbitais p (com 6 elétrons). Até agora, temos 10 
elétrons distribuídos. Mas e os outros 2 restantes? Ora, seguimos o mesmo raciocínio: se não cabe mais na camada 
2, parte para a camada imediatamente mais energética. Na camada 3, temos 1 orbital s que pode comportar os 2 
elétrons restantes. 
Assim, a distribuição eletrônica para o Mg é dada por: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2. 
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E se tivermos analisando um íon positivo Mg2+? Esta forma é bastante encontrada em sais e indica que o 
magnésio perdeu dois elétrons e por isso está mais positivo. Assim, quando consideramos a distribuição eletrônica 
para o íon Mg2+, empregamos a mesma distribuição eletrônica utilizada para o Mg, considerando, no entanto, dois 
elétrons a menos: 1s2, 2s2, 2p6.