Lição 1- Átomo, modelos atômicos e configuração eletrônica

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Átomo, modelos atômicos e con�guração
eletrônica
Química Geral e Inorgânica
1. Introdução
Vivemos em um mundo material, pois tudo ao nosso redor é matéria, ou seja, tudo tem massa e
ocupa um lugar no espaço. Somos rodeados de matéria. Algumas podemos tocar, como o lápis, o
caderno, etc. Outras podemos sentir, como o vento. E outras só podemos ver, como as estrelas.
Mas, tudo é matéria! A matéria é constituída de átomos e moléculas, e pode ter origem natural ou
não.
A Química é um ramo das Ciências da Natureza, que estuda a matéria, suas propriedades,
constituição, transformações e a energia envolvida nesses processos. Sem exageros, é uma das
ciências mais importantes do mundo, pois é responsável em grande parte pelo progresso da
humanidade desde o início de seu desenvolvimento. Tem grande aplicação na indústria e em nossa
vida cotidiana. Todas as áreas, de alguma forma, usam a Química e seus conceitos, como as
Engenharias, a Medicina, a Biologia, a Farmácia, a Geologia, a Nutrição...
Neste primeiro tópico a ideia é relembrar os conceitos iniciais da Química. O átomo e sua estrutura,
os modelos atômicos e a configuração eletrônica dos elementos químicos, ok?
Acomode-se na cadeira, ou onde você preferir, e vamos lá!!!
2. O átomo
Você já se perguntou como as coisas são formadas? Até hoje muitas pessoas só pensam no mundo
macroscópico, ou seja, no que elas são capazes de ver! Você é uma dessas pessoas?
Pensa comigo, ou melhor, dá uma olhada no seu prédio ou em um prédio próximo a você. Como ele
foi feito? Não precisa ser engenheiro ou “mestre de obras” para saber que foram inúmeros
tijolos/blocos para construir toda esta estrutura, né? E o cimento “liga” estes tijolos, não é mesmo?
Pois então, toda a matéria é composta pelos menores “tijolos” possíveis, que foram chamados de
átomos (vou te lembrar a definição de matéria: “É tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no
espaço”, ok?). Esta é uma história antiga. Vamos voltar no tempo, rapidinho...
A pergunta: “como as coisas são formadas?” Vem de muito tempo atrás...
Para você ter uma ideia, no ano 450 a.C., dois filósofos gregos, Demócrito de Abdera e Leucipo de
Mileto, imaginaram que, se pegassem um “corpo” qualquer, por exemplo, um pequeno grão de
areia, e fossem dividindo sucessivas vezes, haveria um certo momento em que essa divisão não
seria mais possível. Nesse momento se chegaria ao átomo.
Por que “átomo”?
A palavra átomo vem do grego (os caras eram gregos, né?): A (não) e TOMOS (parte), o que
significa sem partes, indivisível. Surge já nesta época a ideia inicial de menor porção da matéria...
Ideia estilizada para o átomo.
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Mas, naquele tempo, tratava-se apenas de um pensamento filosófico sem base experimental.
Passaram-se muitos séculos durante os quais o homem foi acumulando observações e experiências,
até que, um dia, essa ideia foi retomada. Surgiram os modelos atômicos!
Já ouviu falar?
A ideia do átomo, a menor porção da matéria.
2.1. Modelos atômicos
Quando se inicia o estudo da chamada “Química Atomística”, sempre começamos falando sobre
estes tais modelos atômicos.
Isto é extremamente necessário para termos uma ideia clara do que é o átomo, como é sua
estrutura e como ele se comporta, para assim, podermos seguir adiante no estudo da Química.
Se na Química estudam-se as transformações da matéria e a matéria é feita por
átomos, então faz sentido gastarmos um tempo entendendo isso, não é?
A Química Orgânica e todos os assuntos abordados pela Química Geral, e pela Bioquímica também,
dependem de um conhecimento prévio em Química Atomística. Então vamos fazer um breve
resumo, ok? Será rápido, mas importante.
Em 1803, John Dalton, um professor inglês, foi o primeiro a propor a ideia de que as
propriedades da matéria poderiam ser explicadas em termos de comportamento de partículas
unitárias. Para Dalton, esta partícula elementar seria o átomo, a menor unidade de matéria (ele
usou a palavra definida 2.000 anos antes...).
Em 1808, Dalton publicou um livro apresentando sua teoria sobre a constituição atômica da
matéria e seu trabalho começou a ser aceito.
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Bem, era preciso dar “uma cara” para o átomo, algo que fosse possível imaginar!
Deste modo, ele criou um modelo atômico retomando o antigo conceito dos gregos, surgindo assim
o 1º modelo atômico: o modelo da “BOLA DE BILHAR” de Dalton.
O que significava? Toda espécie de matéria seria formada por átomos e estes seriam esferas
minúsculas, maciças, neutras, homogêneas, indestrutíveis e indivisíveis (como imaginaram
Demócrito e Leucipo, lembra?). O átomo seria um sistema contínuo.
Hoje temos conhecimento de que nem todas as afirmações de Dalton estavam corretas. Sabemos,
por exemplo, que o átomo pode SIM ser dividido em partículas ainda menores.
Também sabemos da existência dos isótopos (átomos do mesmo elemento químico que
apresentam números de massa diferentes).
Mas as pesquisas de Dalton, apesar de não totalmente acertadas, foram fundamentais para o
desenvolvimento da química atomística e para as descobertas posteriores. Dalton, por exemplo, foi
o primeiro a pensar na definição de “Elemento Químico”.
Após Dalton, em 1897, O físico inglês J. J. Thomson fez experimentos usando a “ampola de
Crookes” e demonstrou que os chamados raios catódicos seriam um feixe de partículas carregadas,
chamando estas partículas de elétrons, e atribuiu, arbitrariamente, a essas partículas um valor
negativo (-1).
Bola de bilhar (ou de sinuca). Ideia do 1º modelo atômico proposto por Dalton, com suas características.
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Thomson concluiu que o elétron seria um componente de toda matéria, pois observou que a relação
e/m (carga/massa) para os raios catódicos tinha o mesmo valor, qualquer que fosse o gás colocado
na ampola de vidro. Deste modo, ele concluiu que o elétron seria, então, uma partícula
subatômica! O elétron foi a 1ª partícula subatômica “descoberta”!
Baseado nestes conceitos, Thomson propôs, em 1899, que o átomo seria uma esfera carregada
positivamente (de maneira homogênea), na qual estariam imersos os elétrons (negativos),
distribuídos uniformemente (neutralidade do átomo).
Seu modelo atômico ficou conhecido como “PUDIM DE PASSAS”, já que podemos fazer uma
analogia entre a massa do pudim e a esfera positiva, e entre as passas e os elétrons.
Entendeu? Um pudim de passas!!! Conhece algum?
Então, imagina um panetone mesmo!
É maciço? É indivisível?
Esta ideia foi para contrapor a ideia de John Dalton.
Ampola de Crookes. Aparato usado por Thomson para “desvendar” o 2º modelo atômico.
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A pergunta que surgiu: então o átomo seria DIVISÍVEL???
A partir do modelo de Thomson, a comunidade científica passou a admitir que o átomo podia SIM
ser dividido e que toda matéria tem uma natureza elétrica.
Pesquisas posteriores, no século XX, mostraram que a maneira de estruturar o átomo, elaborada
por Thomson não estava correta.
 
Entendeu até aqui?
Então, vamos ver o próximo modelo atômico?
Vamos lá!
2.1.1
O Neozelandês Ernest Rutherford trabalhou com Thomson e usou o conceito de radioatividade
(desenvolvido por Becquerel e pelo casal Pierre e Marie Curie) em seus experimentos.
Rutherford chegou a um novo modelo atômico, introduzindo o conceito de núcleo atômico.
Em 1911, ele realizou uma famosa experiência, na qual bombardeou com partículas a uma folha de
ouro bem fina (0,0001 cm).
O objetivo deste experimento era testar o modelo vigente na época, o “pudim de passas” de
Thomson (lembra?), e os resultados foram surpreendentes!
Olhe o que aconteceu:
2º modelo atômico. O modelo de Thomson, o “Pudim de passas”.
Animação do experimento de Rutherford. 
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https://cead.uvv.br/conteudo/wp-content/uploads/2018/07/img06.gifA maioria das partículas passou direto, mas algumas desviaram e outras ricochetearam! Era como
atirar com uma bala de canhão em uma folha de papel e a bala desviar!
Rutherford demorou a “decifrar o mistério”, mas, verificando que a grande maioria das partículas a
atravessava a folha sem se desviar, concluiu que os átomos de ouro (e todos os outros átomos)
seriam estruturas com grandes espaços vazios, e não esferas maciças.
Então, o que ele vislumbrou (e é verdade!) é que o átomo teria uma minúscula região em seu
interior, que ele chamou de NÚCLEO, onde estaria concentrada toda a massa e a carga positiva (os
PRÓTONS, que têm carga +1), responsável pelo desvio de um pequeno número de partículas a. O
modelo de Rutherford era o “átomo nucleado”.
Ao redor deste núcleo, na região que ele chamou de ELETROSFERA, estariam os elétrons (carga
negativa) circulando em órbitas. Surge daí a ideia do modelo do “SISTEMA SOLAR”, que
consistia, então, em um núcleo central bem pequeno e denso e uma eletrosfera, uma região de
grandes espaços vazios, onde girariam os elétrons em órbitas concêntricas ao redor do núcleo.
Para manter a ideia da neutralidade do átomo, Rutherford afirmou que o número de prótons (+),
no núcleo, seria igual ao número de elétrons (-), na eletrosfera.
Vale ressaltar, que, para muitas finalidades práticas, este modelo de Rutherford, ainda hoje, se
mostra bem eficiente.
Em relação à diferença de tamanho do núcleo e da eletrosfera, para você ter uma ideia, se você
imaginar o núcleo sendo uma caixa de fósforos no meio de um campo de futebol (imagine o
maracanã), o átomo e sua eletrosfera seria todo o estádio! Mas a massa do núcleo estaria na caixa
de fósforos!
Finalmente, em 1932, James Chadwick, orientado por Rutherford, descobriu que no núcleo também
existem os nêutrons, que são partículas sem carga. Estava composto então o quadro das partículas
subatômicas básicas que compõem o átomo, veja:
PARTÍCULA SÍMBOLO CARGA MASSA (u)
Esquema do experimento de Rutherford e suas considerações.
A ideia de Rutherford do átomo nucleado.
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PARTÍCULA SÍMBOLO CARGA MASSA (u)
Próton p (+) + 1 1
Nêutron n (0) 0 1
Elétron é (-) - 1 0,0005 (1/1836)
Observe que, praticamente, toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. A massa do próton
é 1836 vezes a do elétron.
Entendeu esta 1ª parte fundamental da Química?
Você precisa conhecer a contribuição dos “caras” (Dalton, Thomson e Rutherford) e a evolução dos
modelos atômicos.
E que fiquem registradas as três partículas fundamentais do átomo:
Ok?
Fique sabendo!
Não esqueça! Para um átomo, o número de prótons (carga positiva, no Núcleo) é SEMPRE igual ao
número de elétrons (carga negativa, na Eletrosfera).
(Resumindo: p/ átomos » p(+) = é(-) )
2.2. A evolução do conhecimento até o
modelo atômico atual
2.2.1 NIELS BOHR COMPLEMENTA (CORRIGE) O MODELO DE RUTHERFORD
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Apesar de revolucionário, o modelo do “Sistema Solar” de Rutherford não conseguiu explicar o
comportamento dos elétrons ao redor do núcleo e foi muito criticado pelos outros cientistas, pois,
realmente, apresentava uma falha...
A falha de Rutherford foi simplificar o movimento orbital dos elétrons na eletrosfera (“os elétrons
girariam em órbitas concêntricas ao redor do núcleo...”), negligenciando a teoria do
eletromagnetismo. Ou seja, do modo como Rutherford descreveu, os elétrons descreveriam órbitas
cada vez menores em torno do núcleo, até o momento no qual acabariam se precipitando sobre o
núcleo. Deste modo, o átomo seria instável (duraria menos de um milionésimo de segundo!), o que
sabemos que não é verdade, não é?
Mas, em 1913, um grande cientista chamado Niels Bohr, que havia trabalhado com Rutherford,
conseguiu explicar o comportamento dos elétrons na eletrosfera. Utilizando uma teoria recente na
época, a “teoria quântica” (desenvolvida por Max Planck, em 1900), Bohr não só elucidou o
movimento dos elétrons na eletrosfera, mas também a forma como os elétrons absorveriam e
emitiriam energia radiante.
De seus estudos, Bohr criou os seguintes postulados (os “Postulados de Bohr”):
A eletrosfera é dividida em camadas ou níveis de energia (chamadas K, L, M, N, O, P e Q ou
níveis 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7) e quanto mais externo o nível, mais energético ele será.
O átomo tem núcleo positivo em torno do qual se movem os elétrons em órbitas circulares.
O elétron em seu nível de energia, mantém sua energia, isto é, não perde nem ganha energia
espontaneamente.
Se receber energia externa, o elétron saltará para um nível de energia mais externo (mais
energético).
Um tempo após receber energia, o elétron volta ao seu nível de energia original (mais estável),
perdendo a mesma quantidade de energia que recebeu, mas somente na forma de luz (fóton).
Com estas importantes considerações de Bohr, este modelo é muitas vezes chamado de modelo
“Rutherford- Bohr”.
2.2.2 A CONTRIBUIÇÃO DE CIENTISTAS GENIAIS E O ÁTOMO ATUAL
No início do século XX, vários cientistas ajudaram, com suas contribuições, a “criar” o modelo
atômico existente hoje. Entre estes brilhantes cientistas (e suas contribuições), podemos citar Max
Planck e Albert Einstein (teoria quântica), Becquerel, Pierre Curie e Marie Curie (radioatividade),
Arnold Sommerfeld (subníveis de energia), Louis de Broglie (dualidade do elétron), Werner
Heisenberg (princípio da incerteza), Erwin Schrödinger (orbitais) e Wolfgang Pauli (princípio da
exclusão), dentre outros.
A organização da eletrosfera em camadas (ou níveis de energia)
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Mas, então, como é o átomo afinal?
Na realidade, ainda não vemos de fato o átomo, mas as descobertas, cada vez mais, parecem se
aproximar do que realmente acontece na estrutura da matéria.
O modelo atômico atual não tem um “desenho”, nem um “nome”, é um modelo matemático-
probabilístico, que se baseia em dois princípios:
I. Princípio da Dualidade da Matéria de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja,
comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula-onda;
II. Princípio da Incerteza de Heisenberg (devido à dualidade do elétron): é impossível determinar
com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Utilizando-se a equação de Schrödinger, para calcular a função de onda “ψ” e a energia “E”, foi
possível descrever a função de onda de um elétron e a probabilidade de encontrá-lo em uma
determina região na eletrosfera do átomo. Esta região de maior probabilidade de se encontrar um
elétron na eletrosfera foi chamada de orbital.
A partir destes conceitos, tem-se para o modelo atômico a seguinte configuração (simplificada):
O núcleo atômico está situado no centro do átomo, sendo constituído por prótons
(partículas de carga elétrica positiva, cuja massa é de aproximadamente 1.836 vezes superior à
massa do elétron) e nêutrons (partículas sem carga e com massa ligeiramente superior à
massa dos prótons);
 A eletrosfera, onde se encontram os elétrons, que possuem carga negativa, massa muito
pequena e se movem em níveis de energia (camadas) pré-definidos, ao redor do núcleo. Quanto
mais externo o nível, mais energético ele é. Estes níveis são divididos em subníveis de energia
(ou “subcamadas”), com energias diferentes. E nestes subníveis têm-se os orbitais, onde,
provavelmente, estará o elétron.
O átomo é eletricamente neutro porque possui número de prótons (+) igual ao de elétrons (-).
Aprendendo!
A configuração do átomo atual (simplificada):
NÚCLEO » p(+) e n(0)
ELETROSFERA » Níveis de Energia (1 a 7 ou K a Q)  » Subníveis de Energia (1s , 2s, sp...) » Orbital (s, p,
d ou f) » é(-)
2.3. Representação e características de um
átomo
A identificação por meio de números é muito comum em nosso dia a dia, não é? Como nós somos
identificados, por exemplo? Através do “RG” (identidade) ou do CPF, não é isto? Fizerama mesma
coisa com os átomos! A “identidade” de um átomo é dada pelo número de prótons (partícula
nuclear). Deste modo, o número de prótons de um átomo é chamado de NÚMERO ATÔMICO
(dado pela letra “Z”). Por exemplo: o átomo de sódio (Na) tem 11 prótons, então, seu número
atômico é 11, ou seja, Z = 11.
Outra característica importante para um átomo é o chamado NÚMERO DE MASSA (usa-se a
letra “A”), que é a soma das partículas nucleares principais, prótons (p) e nêutrons (n). Ou seja: A
= p + n. Por exemplo, para o átomo de sódio (Na), que tem 11 prótons e 12 nêutrons, seu número
de massa é 23 (A = 11 + 12). Entendeu?
Então, para identificarmos e representarmos um átomo, usamos uma “notação” contendo estas
duas informações, o número atômico (Z) e o número de massa (A). Fica assim:
Em alguns casos podem existir semelhanças entre estes números, que chamamos de semelhanças
atômicas. Estas semelhanças são a isotopia, a isobaria e a isotonia.
ISÓTOPOS
Os isótopos (isotopia) são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z = mesmo número
de prótons), ou seja, pertencem a um mesmo elemento químico, e diferentes números de massa (A).
ISÓBAROS
Os isóbaros (isobaria) são átomos que apresentam o mesmo número de massa (A) e diferentes
números atômicos (elementos químicos diferentes).
Aprendendo mais uma!
A definição atual de Elemento Químico envolve o número atômico. Elemento químico é o conjunto
dos átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), ou seja, com a mesma quantidade de
prótons em seu núcleo.
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 ISÓTONOS
Os isótonos (isotonia) são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons, mas diferentes
números de massa e diferentes números atômicos (elementos químicos diferentes).
Para finalizar este item, é importante que você reconheça uma espécie chamada ÍON. Os íons são
espécies fundamentais no nosso cotidiano, quer seja na natureza, quer seja em nosso organismo.
Mas o que são íons?
Íons são espécies que apresentam carga, positiva ou negativa. Ou seja, são espécies nas quais o
número de prótons é diferente do número de elétrons.
ÁTOMOS: p(+) = é(-) ; ÍONS: p(+) ≠ é(-)
Os íons são formados quando um átomo doa ou recebe elétrons.
Se um átomo doar um ou mais elétrons (normalmente um “metal”), ele ficará com mais prótons
que elétrons (p(+) > é(-)), se tornando um íon positivo, chamado de CÁTION. Ex.: Na
(doou 1é); Mg (doou 2é); Cr (doou 6é).
Por outro lado, se um átomo receber um ou mais elétrons (normalmente um “ametal”), ele
ficará com mais elétrons que prótons (é(-) > p(+)), se tornando um íon negativo, chamado de
ÂNION. Ex.: F (recebeu 1é); O (recebeu 2é); N (recebeu 3é).
Entendeu? Show!
Resumo das semelhanças atômicas.
+
2+ 6+
- 2- 3-
3. Configuração (ou distribuição) eletrônica -
o estudo da eletrosfera
Já sabemos que os elétrons estão localizados na eletrosfera do átomo, como disse Rutherford, não
é? E também sabemos que esta eletrosfera está organizada em níveis de energia (“camadas”),
subníveis e orbitais. E que nestes orbitais, provavelmente, temos os elétrons. Correto?
Então, como organizar os elétrons na eletrosfera? A configuração eletrônica, ou distribuição
eletrônica, é exatamente isto, ou seja, refere-se ao modo como os elétrons estão distribuídos nos
níveis de energia na eletrosfera. A forma como os elétrons de um átomo estão organizados na
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eletrosfera, nos dá informações importantes sobre o como este átomo realiza ligações, sobre o
tamanho do átomo, noção de eletronegatividade, etc.
Para começar a fazer a distribuição eletrônica, é importante saber algumas “coisinhas”, ok? Vamos
lá:
Os elétrons estão organizados sempre em ordem crescente de energia, quanto aos níveis e
subníveis (lembrando que quanto mais externo o nível, maior a energia).
Para os átomos atuais, tem-se um total de sete níveis de energia possíveis (“n” varia de 1 a 7,
onde n = 1 é o 1º nível de energia, o mais próximo do núcleo). Estes níveis podem ser chamados
de “camadas” (que vão variar de K a Q).
Para os átomos atuais, tem-se, até o momento, um total de quatro tipos de orbitais, definidos
por letras (s - sharp; p - principal; d - diffuse; f - fundamental). E os subníveis de energia são
definidos pela junção “nível/orbital”. Por exemplo: 1s, 2s, 2p, 3d, 4f...
Em cada nível de energia, o número máximo de subníveis é dado pelo valor “n” do nível. Ou
seja, para o nível 1 (1ª camada » n = 1), há um subnível (1s). Já no 2º nível (2ª camada » n = 2),
existem dois subníveis (2s e 2p). Olha só como fica este raciocínio:
Entendeu? Calma, pois é bem fácil!
Continuando...
A organização da eletrosfera em níveis de energia (ou camadas).
n = 1 (K) »  1s
n = 2 (L) »  2s  2p
n = 3 (M) » 3s  3p  3d
n = 4 (N) » 4s  4p  4d  4f
n = 5 (O) »  5s  5p  5d  5f... (como, por enquanto, só necessitamos de 4 tipos de orbitais, paramos em
5f, apesar de poder ter 5 subníveis).
n = 6 (P) »  6s  6p  6d... (por ora, paramos no 6d, apesar de poder ter 6 subníveis).
n = 7 (Q) »  7s  7p... (por ora, paramos no 7p, apesar de poder ter 7 subníveis).
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A quantidade máxima de elétrons em cada tipo de orbital é pré-definida:
(Obs.: ordem de energia entre os orbitais: f > d > p > s).
E há um importante detalhe: pela “Regra de Hund”, um “orbital” (na verdade a “subdivisão do
orbital”) só receberá o 2º elétron (↓) depois que todos os demais orbitais (“subdivisões”) tiverem
recebido pelo menos 1é ( ↑). Ou seja, ao preencher os orbitais, primeiro você coloca todos eles com
apenas uma seta (1é) em cada um (estas setas estarão voltadas para o mesmo sentido, para cima ↑
) e, se ainda houver mais elétrons a serem distribuídos, continua-se colocando as setas, mas agora
no outro sentido (setas para baixo ↓), preenchendo os orbitais.
Por exemplo, para o orbital s, existem duas possibilidades de preenchimento:
Com 1é » s ↑ ( ↑ representa o 1º elétron no orbital)
Com 2é » s (orbital completo) ↑↓ (↓ representa o 2º elétron no orbital)
(Observe que a quantidade de elétrons no orbital aparece como se fosse uma “potência” (s ),
percebeu?).
Para os demais orbitais, segue-se o mesmo raciocínio, ok?
 
Deste modo, juntando as informações, temos:
“Enxergou”? Espero que sim!
Bem, com isto, você está “quase” preparado para fazer a distribuição eletrônica de todos os átomos
da tabela periódica. Só falta um detalhe: os subníveis são sempre preenchidos em ordem
crescente de energia e os valores de energia destes subníveis vão se alterando à medida que os
1
2
2
Saiba mais sobre os orbitais clicando aqui.
https://cead.uvv.br/conteudo/wp-content/uploads/2018/07/aula_quiger_top1_img18.png
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/modelo-orbitais-distribuicao-eletronica.htm
https://cead.uvv.br/conteudo/wp-content/uploads/2018/07/aula_quiger_top1_img20.png
orbitais vão sendo preenchidos. Para você ter uma ideia, o subnível 3d é mais energético que o
subnível 4s (são valores previamente calculados). O que significa isto? Significa que, para você
fazer corretamente a distribuição eletrônica, você teria que, primeiro preencher o subnível 4s para
depois preencher o subnível 3d, mesmo o nível 4 sendo mais energético que o nível 3. Complica,
não é?
Mas existe um esquema bem simples que funciona muito bem para você fazer a previsão destas
situações dos valores de energia dos subníveis. Este “esquema” se chama DIAGRAMA DE
PAULING. Já ouviu falar? Olhe abaixo:
Veja agora alguns exemplos de como usar o diagrama de Pauling para fazer a distribuição
eletrônica dos elementos químicos:
Ex. 1: sódio (Na)
Na = 1s 2s 2p 3s
“Lendo” esta configuração eletrônica: o sódio tem 11 elétrons que estão distribuídos em 3 níveis de
energia (3 camadas), da seguinte maneira:
1º nível = 2é (1s )
2º nível = 8é (2s 2p )
3º nível = 1é (3s )
É assim que você tem que enxergar a configuraçãoeletrônica para ficar mais fácil, entendeu?
Diagrama de Pauling (homenagem ao seu criador, Linus Pauling - no detalhe). Embaixo: Ordem crescente de energia linear
dos subníveis.
11
2 2 6 1
2
2 6
1
Visualizando a distribuição eletrônica do Sódio.
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Agora vamos ver estas informações importantes a partir da configuração eletrônica do sódio
(lembrando: 1s 2s 2p 3s ):
“Camada (ou nível) de valência” = a 3ª
“Elétron de valência” = 1é (3s )
“Elétron mais energético” = o único elétron do subnível 3s (3s )
Ficando claro? Esta parte do conteúdo é fundamental para você!
Então vamos ver mais exemplos:
Ex. 2: cloro (Cl)
FORMA DE “ENXERGAR” A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA:
DEFINIÇÕES:
CAMADA (OU NÍVEL) DE VALÊNCIA: é sempre a última camada (o último nível -
maior “n”) que contém elétrons. É a parte mais externa de um átomo, sendo
importante para o estudo das ligações químicas, pois é a camada que interage com
outros átomos para a formação das substâncias. É, deste modo, a camada mais
importante de um átomo, daí o nome “valência”, de valor, de relevante, importante!
ELÉTRON(S) DE VALÊNCIA: são os elétrons da última camada (último nível -
maior “n”). A quantidade de elétrons de valência determina o comportamento do
átomo.
ELÉTRON MAIS ENERGÉTICO: é o último elétron do subnível mais energético, ou
seja, sempre do último subnível representado na distribuição eletrônica. Deste modo, é
sempre o último elétron representado na distribuição eletrônica. Este elétron é
importante para os átomos da família B.
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Cl = 1s 2s 2p 3s 3p
“Leia” a configuração do modo que eu fiz para o sódio. Conseguiu? Entendeu?
Vamos ver as informações importantes para o cloro:
“Camada (ou nível) de valência” = a 3ª
“Elétrons de valência” = 7é (3s + 3p ). Enxergou???
“Elétron mais energético” = o quinto elétron* do subnível 3p (3p )
(* Observe que o último elétron (o 5º) é o “do meio para baixo”. Lembre-se que ao preencher os
orbitais com os elétrons (“setinhas”), um orbital só pode receber o 2º elétron depois que todos
tiverem recebido pelo menos um elétron, ok?).
Ex. 3: cálcio (Ca):
Ca = 1s 2s 2p 3s 3p 4s
“Camada (ou nível) de valência” = a 4ª
“Elétrons de valência” = 2é (4s )
“Elétron mais energético” = o segundo elétron do subnível 4s (4s )
Ok?
Então “bora” ver mais exemplos para não ficar nenhuma dúvida:
Ex. 4: titânio (Ti):
Ti = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
- “Camada (ou nível) de valência” = a 4ª (presta atenção, hein!!??)
- “Elétrons de valência” = 2é (4s )
- “Elétron mais energético” = o segundo elétron do subnível 3d (3d )
17
2 2 6 2 5
2 5
5
20
2 2 6 2 6 2
2
2
22
2 2 6 2 6 2 2
2
2
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Viu como este foi “diferente”? Isto é comum para os elementos químicos da família B (o titânio é da
família 4B da tabela periódica).
Para não haver dúvidas, olhe a figura a seguir, para o átomo de titânio.
E aí, entendeu? Espero que sim...
Vamos para os últimos dois exemplos, falou?
Ex. 5: ferro (Fe):
Fe = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
- “Camada (ou nível) de valência” = a 4ª (olhe bem!!!)
- “Elétrons de valência” = 2é (4s ). Reparou???
- “Elétron mais energético” = o sexto elétron do subnível 3d (3d )
“Enxergou” tudo???
Então, olhe o último exemplo:
Ex. 6: estanho (Sn):
Sn = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p
- “Camada (ou nível) de valência” = a 5ª
- “Elétrons de valência” = 4é (5s + 5p ). Fácil agora???
- “Elétron mais energético” = o segundo elétron do subnível 5p (5p )
Visualizando a distribuição eletrônica do Titânio.
26
2 2 6 2 6 2 6
2
6
50
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 2
2 2
2
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Bem, agora você precisará dar uma “treinada”, ok?
3.1. Distribuição eletrônica dos íons
Você lembra o que é um íon, não é?
Sendo assim, quando um íon é formado, ocorre alteração na quantidade de elétrons (“entrada” ou
“saída”) da espécie química. Desta forma, a configuração eletrônica de um íon (cátion ou ânion) é,
obviamente, diferente da configuração do átomo de origem.
CÁTION (+): TEM MENOS ELÉTRONS QUE O ÁTOMO DE ORIGEM.
ÂNION (-): TEM MAIS ELÉTRONS QUE O ÁTOMO DE ORIGEM.
Ora, então, como fazer a distribuição eletrônica dos íons?
Simples! Você deve usar o átomo de origem como referência e, a partir da configuração eletrônica
dele, pensar no que aconteceu (doou ou recebeu é...) e definir a nova configuração.
Vamos ver exemplos?
Ex. 1: cátion sódio (Na )
Para refrescar a memória:
Íons são espécies que apresentam carga, positiva (CÁTIONS) ou negativa (ÂNIONS). Ou seja, são
espécies nas quais o número de prótons é diferente do número de elétrons.
CÁTION: átomo (normalmente um “metal”) doa um ou mais elétrons → p(+) > é(-),
se tornando um íon positivo.
ÂNION: átomo (normalmente um “ametal”) recebe um ou mais elétrons → é(-) >
p(+), se tornando um íon negativo.
+
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Referencial: átomo de sódio - Na = 1s 2s 2p 3s
Então, se é um cátion com carga +1 significa que ele doou 1é. Logo, você terá que retirar um elétron
da configuração original do átomo. Qual elétron? SEMPRE o (s) elétron(s) de valência, ok?
Resposta: config. eletrônica do Na = 1s 2s 2p
Ex. 2: cátion cálcio (Ca )
Referencial: átomo de cálcio - Ca = 1s 2s 2p 3s 3p 4s
Resposta: config. eletrônica do Ca = 1s 2s 2p 3s 3p
Entendeu?
Observe os exemplos 1 e 2. O que estes cátions têm em comum? Olhe bem...
Os dois têm os orbitais totalmente preenchidos (s e p ) ao doarem seus elétrons de valência. Não é
coincidência! Os átomos (metais) doam elétrons para se estabilizarem. E uma configuração
eletrônica com orbitais preenchidos é uma forma estável para uma espécie química.
Agora veja este exemplo:
Ex. 3: cátion ferro III (Fe ):
Referencial: átomo de ferro - Fe = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Resposta: config. eletrônica do Fe = 1s 2s 2p 3s 3p 3d
E aí, “enxergou”?
Observe que agora, além dos dois elétrons de valência, o átomo de ferro doa mais um elétron. Mas
que elétron seria este?
Fácil! O elétron mais energético! Que, neste caso, não é um dos elétrons de valência.
Após uma espécie doar seus elétrons de valência, pode doar um ou mais elétrons do subnível mais
energético, para adquirir uma configuração mais estável. Para o caso do íon Fe , o último orbital
(3d) não está totalmente preenchido (seria 3d ), mas fica com este orbital d semipreenchido (3d ),
o que gera uma certa estabilidade para a espécie formada.
Ok?
E para ânions, como fica?
É bem mais fácil. Veja os exemplos:
Ex. 4: ânion cloreto (Cl )
Referencial: átomo de cloro - Cl = 1s 2s 2p 3s 3p
Então, se é um ânion com carga -1 significa que ele recebeu 1é. Logo, você terá que colocar um
elétron na configuração original do átomo. Aonde este elétron “chegará”? SEMPRE em um orbital
vazio da camada de valência, ok?
Resposta: config. eletrônica do Cl = 1s 2s 2p 3s 3p
Percebeu?
11
2 2 6 1
+ 2 2 6
2+
20
2 2 6 2 6 2
2+ 2 2 6 2 6
2 6
3+
26
2 2 6 2 6 2 6
3+ 2 2 6 2 6 5
3+
10 5
-
17
2 2 6 2 5
- 2 2 6 2 6
E observe que o cloro (e os outros ametais), ao receber o elétron, fica com os orbitais totalmente
preenchidos (s e p ). Mais uma vez, não é coincidência! Os átomos (ametais) recebem elétrons
para se estabilizarem. E, frisando, uma configuração eletrônica com orbitais preenchidos é uma
forma estável para uma espécie química.
Ex. 5: ânionselênio (Se )
Referencial: átomo de selênio - Se = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Resposta: config. eletrônica do Se = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
Entendeu? Tem certeza? Bem, o “resto” é na base de exercícios, tá?
2 6
2-
34
2 2 6 2 6 2 10 4
2- 2 2 6 2 6 2 10 6
Você sabia?
Existem espécies químicas (átomos ou íons) que, por coincidência, podem apresentar o mesmo
número de elétrons em sua configuração eletrônica. Estas espécies recebem o nome de ESPÉCIES
ISOELETRÔNICAS.
Por exemplo: F , Ne e Na → as três espécies têm 10 elétrons. O flúor (F) recebeu 1é, gerando
o ânion fluoreto (F ) que possui 10é. O neônio (Ne) é um átomo (p = é) e tem também 10é e o átomo
de sódio (Na), ao doar 1é, se transforma no cátion sódio (Na ), ficando igualmente com 10é).
Outro exemplo: S , Cl , Ar, K e Ca - Todas as cinco espécies têm 18 elétrons. Confira!
9
-
10 11
+
-
+
16
2-
17
-
18 19
+
20
2+
4. Conclusão
O Tópico 1 é a base de toda a ciência chamada Química. Toda e qualquer matéria que conhecemos é
formada pelos átomos. Daí a importância de se conhecer a estrutura atômica básica e de se tentar
entender como estes elementos estão organizados na sua eletrosfera, para extrairmos as
informações mais importantes, que nos proporcionará fazer previsões e sistematizações acerca dos
conhecimentos da Química.
Espero que tenha gostado deste início, ok?
5. Referências
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Porto Alegre: Bookman, 2001.
BROWN, T.L., LeMAY, Jr., H.E., BURSTEN, B.E. Química: ciência central. 9ª ed., São Paulo:
Pearson, 2005.
MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. de A. Química Geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice
hall, 2007.
YouTube. (2016, Outubro, 09). Khan Academy em português. Introdução à Química | Átomos,
compostos e íons | Química | Khan Academy. 10min18. Disponível em:
<https://www.youtube.com/watch?v=xL7TRtHj0Ko >. Acesso em: 10 Maio. 2018.
YouTube. (2015, Março, 23).Telecurso - Fundação Roberto Marinho. Telecurso - Ensino Médio
- Química - Aula 37 (Do que são formados os átomos?). 13min42. Disponível em:
<https://www.youtube.com/watch?v=dTne6uLiDyk >. Acesso em: 10 Maio. 2018.