unidade 1

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Química Inorgânica 
Teórica e Experimental
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof.ª Dr.ª Solange de Fátima Azevedo Dias 
Revisão Textual:
Prof.ª Me. Sandra Regina Fonseca Moreira
Teoria Atômica 
• Estrutura Atômica;
• Introdução;
• Raios Catódicos e Anódícos;
• Outros Modelos Atômicos após o Modelo de Dalton para o Átomo;
• Evolução do Conceito de Átomo: O nascimento da Mecânica Quântica.
• Entender as diferenças entre os modelos atômicos;
• Conhecer algumas partículas subatômicas relacionadas à Química;
• Caracterizar propriedades atômicas.
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Teoria Atômica 
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas:
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos e 
sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você tam-
bém encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão 
sua interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e 
de aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Teoria Atômica 
Estrutura Atômica 
Observe a Tabela Períodica (TP) atualizada a seguir. É com ela que vamos estu-
dar os princípios da Química Inorgânica. Em alguns momentos, vou solicitar que 
você recorra aos dados da TP.
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Be B C N O F NeLi
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Mg Al Si P S Cl ArNa
20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 3619
Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrK
38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 5437
AgSr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Cd In Sn Sb Te I XeRb
56 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 8655
Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnCs
88 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 11887
Sg Rg Fl UupRa Rf Db Bh Hs Mt Ds Cn Uut Lv Uus UuoFr
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
DyLa Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb Lu
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Grupo
Periodo
Lantanideos
Actinideos
Figura 1 – Tabela Periódica dos elementos químicos –atualizada
Fonte: Wikimedia Commons
Introdução
Durante a história, vários alquimistas estudaram variados elementos químicos 
encontrados na natureza, muitas vezes ao acaso, sem procurar por uma regularida-
de em meio a esses elementos, até que, aos poucos, os já considerados cientistas 
(pois já aplicavam o método científico) foram organizando-os, e notaram uma pe-
riodicidade em relação às características desses elementos, até culminar na constru-
ção da Tabela Periódica (TP) dos Elementos Químicos, que apresenta de maneira 
sistemática as características físicas e químicas dos elementos. A TP passou por 
várias mudanças desde a primeira teoria atômica no século XIX, a teoria do inglês 
John Dalton, que foi o pioneiro na publicação, com o objetivo de tentar organizar 
a matéria com leis gerais. A Teoria Atômica de Dalton afirmava que:
• Os elementos químicos são formados por partículas minúsculas sólidas, de 
formato esférico e indivisíveis, chamadas de “átomos”;
• As partículas são ligadas por intermédio de forças elétricas;
• Os átomos de um mesmo elemento químico têm as mesmas características, 
isto é, são iguais;
8
9
• Os átomos não se transformam em outros átomos, isto é, em outros elementos;
• Os compostos químicos são formados por intermédio de ligações de átomos 
de elementos diferentes que se combinam entre si e também são ligados eletri-
camente (Brown, 2005, p. 32).
Esta teoria explicava algumas características da matéria. Para a época, foi um 
grande feito, mas errava em alguns pontos importantes. Dalton baseou sua teoria 
na lei da conservação das massas de Lavoisier e na lei das proporções definidas de 
Proust. Logo, podemos identificar na teoria de Dalton as seguintes características:
1. Átomos são componentes básicos da matéria;
2. Átomos são as menores partículas dos elementos químicos que preservam 
as propriedades químicas;
3. A Lei da composição constante dos elementos químicos (Lei de Proust), 
que, inicialmente, referia-se apenas à proporção de massas, passou a ser 
encarada em termos da proporção entre os números de átomos diferentes 
em um composto químico, a qual é mantida inalterada;
4. A Lei de Conservação das Massas de Lavoisier, que afi rma que a soma das 
massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos, passa a ser 
formulada em termos do balanço do número de átomos, que é mantido 
constante antes, durante e após uma reação química ser realizada. 
Observe a Figura 2 em termos das afirmações de Dalton. Uma molécula de 
nitrogênio reage com três moléculas de hidrogênio formando duas moléculas 
de amônia.
+
uma molécula
de nitrogênio
três molécula
de hidrogênio
duas molécula
de amônia
Figura 2 – Afi rmações de Dalton
• Os dois átomos de Nitrogênio (N), aparecendo na forma molecular (em azul) 
como reagente, são os mesmos (em tamanho e cor na figura) que aparecem 
nas duas moléculas de amônia (NH3) do produto;
• Os mesmos dois átomos de Nitrogênio (N) na primeira molécula, e os mesmos 
6 átomos de Hidrogênio (H) que aparecem nas 3 moléculas em amarelo estão 
rearranjados como produtos (duas moléculas de NH3).
9
UNIDADE Teoria Atômica 
Dalton teve problemas ao tentar explicar os compostos que se combinam em 
múltiplas proporções em termos de sua Teoria Atômica. A Lei das Proporções 
Múltiplas foi formulada em 1803 pelo próprio Dalton e afirma que os elementos 
químicos se combinam na razão de pequenos números inteiros, como é o caso dos 
óxidos (por exemplo, há o CO - monóxido de carbono, e há também o CO2 - dió-
xido de carbono). Assim, se os átomos são iguais, como explicar as combinações 
diferentes dos mesmos átomos? Contudo, um de seus erros mais graves, em que 
ele persistiu até ao final de sua vida, foi o de expressar a fórmula da água como 
HO, e não como H2O.
Todavia, ele foi feliz ao tentar organizar os estados físicos da matéria em termos 
de sua Teoria Atômica. Na época, conheciam-se apenas os estados sólido, líquido 
e gasoso, e ele foi feliz ao afirmar que o estado de movimento dos átomos era defi-
nido pelo equilíbrio entre o movimento dado pela temperatura em que se encontra 
o material (sólido, líquido ou gasoso) e suas interações de atração, corretamente 
sugerida por ele como sendo de origem elétrica. 
A figura 3 apresenta os estados físicos da água e mais um exemplo do quarto 
estado (não considerado na época), chamado de “estado de plasma”:
• Em a) a água (H2O) está no estado sólido (gelo) e suas moléculas estão bem 
juntas,sendo que as forças moleculares não permitem o movimento transla-
cional das mesmas; existe apenas o movimento vibracional.
• Em b) a água está no estado líquido, nas CNTPs (condições normais de tem-
peratura e pressão), situação em que as moléculas conseguem se movimentar 
translacionalmente, dando ao estado líquido de qualquer substância a possibili-
dade de assumir diferentes formas (como, por exemplo, a de um prato, vaso, 
copo, garrafa etc.).
• Em c) a água está no estado gasoso (água em ebulição formando vapor). 
As moléculas do vapor d’água, como de qualquer gás, têm grande mobilidade, 
pois suas ligações de atração mútua são fracas se comparadas a sua energia ciné-
tica translacional (também conhecida como energia de movimento translacional).
• Em d) encontra-se o estado de plasma, que é uma mistura de partículas e de cargas 
elétricas em um gás, acompanhada, em geral, da emissão de luz. Os constituintes 
do plasma são moléculas de gás misturadas com íons dos átomos que compõem o 
gás e elétrons. Nesse caso, a temperatura pode ser extremamente alta. Uma vez 
que o plasma tem em sua constituição uma grande quantidade de cargas elétricas, 
ele possui grande condutividade elétrica, exemplo disso são os relâmpagos, que 
são descargas elétricas atmosféricas e a chama de um fogão. Todavia, o plasma 
não precisa ser necessariamente quente. Assim, há também o plasma frio, usado 
na vida prática, por exemplo, na assepsia de instrumentos cirúrgicos. 
10
11
• Existe ainda o estado da matéria chamado de Condensado de Bose–Einstein, 
em que várias partículas ou pares de partículas se agregam em um único esta-
do quântico. 
• Há um tipo de plasma que não é uma mistura de gases com cargas elétricas, o 
assim chamado plasma de quarks e glúons, somente produzido em colisões de 
partículas de altíssima energia. Sua primeira observação foi em 2005. Existe 
a hipótese de ser a matéria constituinte do núcleo de estrelas de nêutrons. Ele 
se comporta mais próximo de um líquido do que de um gás. As cargas mistu-
radas na formação do plasma são, nesse caso, cargas de cores, uma espécie 
de carga da interação nuclear forte.
Estes dois últimos fenômenos são de bem mais difícil compreensão, e não va-
mos tratá-los aqui.
Figura 3 – Quatro estados físicos da matéria
Fonte: Wikimedia Commons
Exercitando
Caro (a) aluno(a), observe que os recipientes em que se encontram a água que 
está nos estados sólido, líquido e gasoso estão dispostos em vidraria de laboratório, 
chamada “erlenmeyer”, tampada com rolha de borracha. 
Olhe na Tabela Periódica (TP) e verifique a posição do hidrogênio (H) e do oxi-
gênio (O). 
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UNIDADE Teoria Atômica 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
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HeH
4 5 6 7 8 9 103
Be B C N O F NeLi
12 13 14 15 16 17 1811
Mg Al Si P S Cl ArNa
20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 3619
Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrK
38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 5437
AgSr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Cd In Sn Sb Te I XeRb
56 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 8655
Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At RnCs
88 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 11887
Sg Rg Fl UupRa Rf Db Bh Hs Mt Ds Cn Uut Lv Uus UuoFr
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
DyLa Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb Lu
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Grupo
Periodo
Lantanideos
Actinideos
H na Família 1 e 1º Período
O na Família 16 e 2º Período
Figura 4 – Tabela Periódica simplificada
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
• Família de elementos: são as colunas de 1 a 18.
 » Períodos: são numerados de 1 a 7.
Observe o peso atômico de cada um dos elementos e responda: 
qual tem maior peso?
_______________________________________________
O elemento de maior peso: a que família e período pertencem?
_______________________________________________
Qual é o estado físico do Hidrogênio (H) e do Oxigênio (O) à temperatura 
ambiente? Se precisar, recorra à Figura 1 desta Unidade.
_______________________________________________
Raios Catódicos e Anódícos
O físico inglês William Crookes, entre 1869 e 1875, desenvolveu um expe-
rimento utilizando um tubo de descarga elétrica, feito de vidro ou quartzo, com 
vácuo parcialmente produzido em seu interior. Ele contém duas placas metálicas 
ligadas a uma fonte de tensão elétrica. A placa ligada ao polo negativo é chamada 
de cátodo e a outra, ligada ao polo positivo, é o ânodo. Esse tubo ficou conhecido 
como ampola de Crookes. Nessa ampola, Crookes submeteu um gás a uma pres-
são menor que a pressão atmosférica (portanto, ele utilizou um gás rarefeito) e a 
uma alta tensão elétrica. Quando as partículas negativas saem do cátodo do tubo, 
12
13
elas colidem com as moléculas do gás, provocando sua ionização e a consequente 
liberação de luz e, com tal intensidade, que deixa toda a ampola iluminada. Assim, 
um feixe luminoso sai do cátodo e atravessa o tubo. Com esse tubo, dessa forma, 
os raios catódicos foram descobertos.
• Para Crookes, os raios catódicos eram moléculas carregadas, as quais consti-
tuíam o quarto estado da matéria (essa denominação é hoje usada quando nos 
referimos ao plasma, que é exatamente o que se tem quando se produz uma 
descarga elétrica num gás rarefeito).
• Num tubo de vidro denominado de Ampola de Crookes são colocados dois 
elétrodos: o cátodo (pólo negativo) e o anôdo (pólo positivo).
• No interior do tubo existe gás rarefeito submetido a uma descarga elétrica 
superior a 10.000 volts.
• Do catálogo parte um fluxo de elétrons denominado raios catódicos, que se di-
rige à parede oposta do tubo, produzindo uma flurescência decorrente do cho-
que dos elétrons que partiram do cátodo com os átomos do vidro da ampola.
Figura 5 – Foto do tubo original de Crookes
Fonte: Wikimedia Commons
Repetindo esse experimento, J.J.Thomson analisou a descarga elétrica utili-
zando diversos gases e observou que esse fenômeno é independente tanto do gás 
quanto do metal utilizado nos terminais de descarga. 
Esses experimentos fizeram Thomson concluir que os raios eram, na verdade, um 
feixe de partículas carregadas negativamente e, mais que isso, que possuíam massa.
A partir dessa conclusão, Thomson pôde, posteriormente e definitivamente, 
comprovar a existência do elétron. Consequentemente, mostrou que os átomos, 
13
UNIDADE Teoria Atômica 
apesar de eletricamente neutros, eram constituídos de cargas elétricas negativas 
(elétrons) e que deveria existir uma porção do átomo carregada positivamente. 
Á época, Thomson foi o primeiro cientista a apresentar um modelo alternativo 
ao de Dalton, qual seja, que o átomo seria formado por cargas negativas (elétrons) 
presos a uma esfera onde havia carga elétrica positiva (prótons). Com isso, a sua 
descoberta indicava a possibilidade da divisibilidade do átomo, contrariando a hipó-
tese de “esferas maciças indivisíveis” da teoria de Dalton.
O tubo de raios catódicos é um componente existente nas TVs e monitores com-
putadores antigos, aqueles no formato de caixa. Assim, ele passou, com o tempo, 
a servir como um produtor de imagens. 
Figura 6 – Tubo de raios catódicos
Partículas emitidas pelo cátodo são dirigidas para o ânodo. Um orifício permite 
que estas partículas o atravessem, originando o raio catódico. Este raio atinge uma 
placa fluorescente. Colocando um campo elétrico no caminho do raio catódico, este 
é atraído pelo prato possuindo carga positiva e repelido pelo prato de carga negativa, 
indicando que se trata de partículas carregadas negativamente: os elétrons. Sen-
do os átomos eletricamente neutros, então cada átomo deveria conter igual número 
de cargas positivas e negativas.
Os raios anódicos (ou raios canais) foram produzidos em experimentos feitos por 
um cientista alemão, Eugen Goldstein, em 1886. Goldstein utilizou um tubo de des-
carga de gás com cátodos perfurados. Um “raio” foi produzido nos buracos do cáto-
do (canais) eviajaram em um sentido oposto ao “raio catódico”. Goldstein chamou 
a esses raios de “Kanalstrahlen” - raios canal. Em 1907, um estudo de como esse 
“raio” era defletido em um campo magnético revelou que as partículas que compu-
nham o raio eram de massa variável. A mais leve, formada quando havia um pouco 
de hidrogênio no tubo, foi calculada como tendo 1837 vezes a massa de um elétron.
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15
Outros Modelos Atômicos após o
Modelo de Dalton para o Átomo
Para a época, a teoria de Dalton respondia a inúmeras questões, porém, com o 
passar dos anos, com novos estudos, ela se viu inadequada para explicar várias no-
vas descobertas e, também, antigas questões. Como já dissemos, ao final do século 
XIX, o cientista inglês J.J. Thomson executou experiências com o tubo de raios 
catódicos. Tais experiências permitiram concluir, de forma definitiva, a existência 
dos elétrons. 
Os corpos são eletricamente neutros e, com a descoberta dos elétrons de carga 
negativa, aventou-se a hipótese da existência de uma carga positiva para neu-
tralizar a carga negativa advinda dos elétrons. Isso levou a um modelo de átomo 
constituído por uma esfera maciça, de carga elétrica positiva, que conteria elétrons 
nela dispersos, feito um pudim de ameixas. Assim, esse modelo, criado por J.J. 
Thomson, ficou conhecido como Modelo do Pudim de Ameixas (alguns o chamam 
de Modelo do Pudim de Passas). 
Thomson aventou a hipótese de o número de elétrons que o átomo contém ser 
suficiente para anular a carga positiva do restante do átomo. Assim, se um átomo 
perdesse um elétron, ficaria carregado positivamente com uma carga equivalente à 
do elétron, mas de sinal trocado, formando um íon positivo.
Esse modelo caiu em descrédito por não concordar com os resultados experi-
mentais oriundos, principalmente, da experiência de espalhamento de Rutherford.
Em 1911, Rutherford sugeriu uma experiência de espalhamento de partículas 
eletricamente carregadas lançadas sobre uma finíssima lâmina de ouro. Foram ob-
servadas imensas lacunas entre os centros espalhadores. O feixe de partículas que 
foi utilizado na experiência era composto de partículas carregadas positivamente, 
conhecidas como partículas alfa. Tais partículas eram decorrentes da desintegração 
de elementos químicos radioativos. Estudando o desvio contado a partir de uma 
linha reta entre o elemento radioativo e alvo, observou-se alguns eventos com gran-
des deflexões. Por que a maioria das partículas possuíam ângulos de espalhamento 
pequenos, enquanto outras possuíam um ângulo de espalhamento grande? A res-
posta a essa pergunta é que haveria centros espalhadores positivamente carrega-
dos, de grande massa, que teriam uma espécie de nuvem, de pequeníssima massa, 
composta de partículas negativamente carregadas. Observe as Figuras 7 e 8. 
15
UNIDADE Teoria Atômica 
A nuvem negativa foi chamada de eletrosfera e o centro espalhador pequeno e 
positivo foi chamado de núcleo atômico. Assim, a análise da experiência proposta 
e dirigida por Rutherford, e executada por Geiger e Marsden, apresentou a ocor-
rência de imensos “espaços vazios” entre o núcleo e a eletrosfera do átomo. Hoje, 
sabemos que na eletrosfera estão os elétrons e dentro do núcleo estão prótons e 
nêutrons, porém, naquela época, os nêutrons ainda não eram conhecidos. No mo-
delo planetário sugerido em 1913 por Bohr (um cientista dinamarquês), os elétrons 
são como os planetas que orbitam o Sol em órbitas elípticas, e o núcleo está em 
um dos focos de uma elipse, como o Sol. Esse modelo deu conta de mostrar uma 
concordância grande entre os dados experimentais da espectroscopia levantados 
na metade final do século XIX e no início do século XX. Bohr conseguiu utilizar 
a Mecânica Quântica de Max Planck, que fazia a suposição de que a emissão de 
radiação ocorria com a emissão de pequenas quantidades de radiação, e que a 
energia dessas quantidades dependia unicamente da frequência da radiação emiti-
da. Bohr, apoiado em postulados, utilizou tais conceitos e obteve, por intermédio 
de seu modelo, as mesmas energias das linhas espectrais do átomo de hidrogênio. 
A concordância foi imensa e lhe valeu o prêmio Nobel. Hoje, grosseiramente, os 
átomos são constituídos pelos elétrons com cargas negativas, os prótons com car-
gas positivas e os nêutrons com cargas neutras.
+
+
O
O
+
O
Próton
Modelo planetário de átomo
Nêutron
Elétron
Figura 7 – Modelo atômico de Rutherford
Todavia, atualmente, o modelo atômico de Bohr não é mais utilizado e a represen-
tação pictórica do átomo na forma de um modelo planetário não é correta. A propó-
sito, o modelo de Bohr falhou em explicar a intensidade relativa das linhas espectrais 
e não foi bem-sucedido em explicar o espectro de átomos mais complexos.
16
17
Assim, apesar do modelo de Bohr fazer excelentes previsões para o átomo de hi-
drogênio, ao ser aplicado para o átomo de hélio, ele precisou ser melhorado. E para 
o átomo de lítio e átomos mais pesados, sua validade foi severamente questionada. 
Contudo, ainda se utilizam alguns conceitos e notações utilizados por Bohr. Em 
resumo, o modelo de Bohr do átomo contém as seguintes características:
1. Os elétrons orbitam em torno do núcleo com órbitas bem defi nidas e 
estáveis, formando camadas. Essas são denominadas: K,L,M,N,O,P,Q,...
2. Quando um elétron adquire energia, ele pula de uma órbita interna para 
uma órbita mais externa, isto é, pula de uma órbita com raio menor para 
outra de raio maior. 
3. Quando um elétron pula de uma órbita externa para uma interna, ele 
emite um quantum de energia para o meio ambiente. Esse quantum de 
energia pode ser na forma de luz visível ou não. Na forma invisível, pode 
ser na forma de infravermelho, ultravioleta ou raios X. Quanto maior o 
salto, maior será a energia liberada pelo elétron. O salto na produção do 
infravermelho é menor do que o da produção de luz visível que, por sua 
vez, é menor do que o da radiação ultravioleta, que é menor do que os 
raios X. Observe as Figuras 8 e 9.
Qn=7
Pn=6
On=5
Nn=4
Mn=3
Ln=2
Kn=1
Figura 8 – Núcleo rodeado de Camadas
Observe a figura 9, com Prótons (P) e Nêutrons (N) no núcleo e os elétrons ( e-) 
distribuídos nas eletrosferas.
17
UNIDADE Teoria Atômica 
E
E
E
E
E
E
E
N0
N0 N0
N0
N0
P+
P+
P+
P+P+
N0
N0P
+P+
Figura 9 – Modelo atômico com núcleo e camadas
Esse modelo apresenta um átomo com as partículas positivas e neutras forman-
do o núcleo atômico e os elétrons, de carga negativa, orbitando nas camadas da 
eletrosfera. A camada K comporta dois elétrons, na camada L oito elétrons, na 
camada M dezoito elétrons, a N suporta 32 elétrons, a O suporta 32 elétrons, a P 
dezoito eletrons e a Q pode ter até oito elétrons.
Caro(a) aluno(a), assista ao vídeo: https://youtu.be/O6PmgMcVHyg que demonstra a 
emissão de luz por um elétron de forma prática (formação de fogos de artifício) e 
muito interessante
Ex
pl
or
Entendendo as camadas eletrônicas
As camadas eletrônicas apresentam valores de energia específicos para cada 
tipo de átomo e, por esse motivo, são chamadas de “níveis de energia”. No mode-
lo de Bohr, há também os subníveis de energia (s, p, d, f). Atualmente, os átomos 
conhecidos comportam até sete camadas, que são representadas conforme já dis-
semos, respectivamente, pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, em ordem crescente de 
energia. Observe a Figura 10:
18
19
subníveis de energia
Núcleo
K=2 K=2 K=2 K=2 K=2 K=2 K=2
1 2 3 4 5 6 7 Camadas
1
2 3 4 4 3 1
s p s p d s p d f s p d f s p d ss
níveis de energia
Figura 10 – Átomo com níveis e subníveis de energia
A distribuição eletrônica indica a forma como os elétrons estão distribuí-
dos nas camadas ou níveis de energia que ficam ao redor do núcleo do átomo 
(K,L,M,N,O,P,Q). Essas camadas estão representadas na cor amarelo da Figura 4 
(tabela periódica). Na camada K, estão os átomos do 1º período. Na camada L, 
estão os elementos do 2º período, e assim sucessivamente. Na Figura 10, observa-
-se o núcleo do átomo e as partículaspositivas e neutras, as sete camadas ou níveis 
de energia (letras de K até Q) e o número máximo de elétrons em cada camada. 
Ela apresenta também os subníveis s,p,d,f, os quais aparecem no espectro como 
linhas mais finas e mais próximas das linhas grossas.
A camada K suporta no máximo 2 elétrons e a camada de valência (a última 
camada a ser preenchida) pode possuir, no máximo, 8 elétrons.
Evolução do Conceito de Átomo:
O nascimento da Mecânica Quântica
O nascimento da teoria quântica ocorreu com o trabalho de Max Planck no ano 
de 1900. Havia um gráfico, levantado por intermédio de experiências com espec-
trômetros, que consistia de uma distribuição espectral de energia para a radiação 
de corpo negro, que é uma curva que apresenta como característica um pico de 
energia em uma dada frequência para cada temperatura.
19
UNIDADE Teoria Atômica 
0
2
4
6
8
10
12
14
0 0.5 1 1.5 2 2.5 3
In
te
ns
id
ad
e 
(U
ni
da
de
s 
Ar
bi
trá
ria
s)
Comprimento de Onda (μm)
5000 K
4000 K
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Teoria Clássica (5000 K)
Figura 11 – Distribuição espectral para a radiação de corpo negro. Observe o pico deslocando-se 
para a esquerda conforme a temperatura aumenta. O deslocamento é no sentido de 
comprimentos de ondas menores ou para frequências maiores
Fonte: Wikimedia Commons
Mas o que vem a ser a definição de um corpo negro? Um corpo negro ideal é, 
por hipótese, um material que consegue absorver 100% da energia incidente sobre 
ele. Assim, ele é um absorvedor ideal. Em contrapartida, ele emite 100% da ener-
gia que absorve e, portanto, trata-se de um emissor ideal também. Encontramos 
boas aproximações para um corpo negro ideal, e uma delas é a fenda da chave de 
um cadeado. Um corpo negro brilha ao ser aquecido até uma temperatura alta o 
suficiente. Assim, se colocarmos um cadeado na chama de um fogão, a fenda irá 
brilhar antes do que qualquer outra parte do cadeado, começando com um verme-
lho rubro e chegando até a um amarelo, em temperaturas mais altas.
Figura 12 – Exemplo de radiação por aumento de temperatura
Fonte: Wikimedia Commons
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A teoria clássica do eletromagnetismo assumia que a energia era emitida de for-
ma contínua, em qualquer quantidade, porém, quando Planck supôs que a energia 
era emitida em pequenas quantidades, indivisíveis e proporcionais à frequência, o 
quantum de energia, ele foi capaz de reproduzir teoricamente com precisão a dis-
tribuição espectral da radiação de corpo negro.
Após a teoria quântica, o conceito de átomo foi evoluindo para algo surpreendente. 
Da mesma maneira, a produção de moléculas por intermédio de ligações químicas.
Em 1916, Gilbert Newton Lewis propôs que as ligações químicas interatômicas 
(as ligações covalentes entre dois átomos) seriam realizadas por intermédio de um 
par de elétrons compartilhados entre os dois átomos. A explicação completa da 
formação do par de elétrons na ligação química em termos de mecânica quântica 
foi dada 11 anos mais tarde, em 1927, por Heitler e London. Em 1919, o químico 
Irving Langmuir formalizou o modelo estático de Lewis do átomo, supondo que to-
dos os elétrons seriam distribuídos em “camadas esféricas concêntricas de mesma 
espessura”. As camadas eram, por sua vez, separadas em um número de pequenas 
celas, cada uma contendo um par de elétrons. Com este modelo, Langmuir foi 
capaz de explicar qualitativamente as propriedades químicas de todos os elementos 
na tabela periódica, os quais já se sabia que se repetiam amplamente entre eles de 
acordo com a lei periódica.
Em 1924, o físico Wolfgang Pauli observou que a estrutura de camadas eletrô-
nicas do átomo poderia ser determinada por quatro números quânticos, os quais 
definiriam o estado de cada elétron dentro da camada. O princípio da exclusão de 
Pauli determina que cada estado quântico eletrônico é formado por apenas um 
conjunto dos quatro números quânticos e esse conjunto não pode ser igual, em sua 
totalidade, a qualquer outro conjunto para outro elétron. O primeiro número é o 
número quântico principal n. Ele é, na verdade, o número que rotula as camadas. 
Por exemplo, para a camada K, n=1, para a camada L, n=2, e assim por diante. 
Logo, esse número n refere-se ao nível de energia. Os subníveis s, p, d, f são 
ligados a uma grandeza chamada “momento angular” e constituem os números 
quânticos secundários. Assim, para s, l=0, para p, l=1, e assim por diante. O nú-
mero quântico magnético m denota os níveis de energia disponíveis dentro de um 
subnível. O mecanismo físico para explicar o quarto número quântico, que tinha 
dois valores possíveis distintos, foi elaborado em 1925 por Goudsmit e Uhlenbeck, 
os quais sugeriram que um elétron, além do momento angular de sua órbita l, pos-
sui um momento angular intrínseco (interno) e um momento de dipolo magnético. 
O momento angular intrínseco ficou conhecido como spin e explicou a divisão 
misteriosa das linhas espectrais observadas em espectrômetros de alta resolução; 
este fenômeno ficou conhecido como divisão da estrutura fina.
O spin é conhecido como spin para cima (up) ou spin para baixo (down), mas, 
na verdade, o spin é uma única quantidade (um vetor) que pode ter várias compo-
nentes. Ele pode ser fracionário (1/2, 3/2, entre outros) e pode ser inteiro (1, 2, 3, 
entre outros) e essas características fazem grande diferença para o estudo da física 
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UNIDADE Teoria Atômica 
em questão. O elétron possui spin igual a 1/2, mas duas componentes (up, com 
componente +1/2, e down, com componente -1/2).
A teoria quântica do átomo começou a ficar bastante exótica principalmente após 
1924, com o trabalho de Louis de Broglie. Em sua tese de doutorado, cujo título é 
Recherches sur la théorie des quanta (Pesquisas na Teoria dos Quanta), Broglie 
teorizou que toda a matéria carregava consigo uma onda de matéria parecida com 
a onda luminosa. Isto é, sob condições apropriadas, elétrons e prótons possuem 
comportamentos de partículas ou de ondas. Chamou-se a esse comportamento de 
princípio da complementaridade (termo cunhado por Bohr), que estabelece que a 
natureza possui comportamentos complementares, pois ora se comporta como 
onda, ora como partícula. Por possuir propriedades ondulatórias, os elétrons são 
capazes de sofrer difração e interferência. Essa propriedade deu surgimento, bem 
mais tarde, ao microscópio eletrônico. Assim, as propriedades corpusculares de 
uma partícula são demonstradas quando apresentam uma posição localizada no es-
paço ao longo de sua trajetória em um dado momento. A natureza similar às ondas 
é observada, por exemplo, quando um raio de luz passa através de fendas paralelas 
e cria padrões de interferência. Em 1927, o efeito da interferência foi observado 
em um raio de elétrons pelo físico George Paget Thomson com um filme de metal 
fino e pelos físicos Clinton Davisson e Lester Germer usando um cristal de níquel. 
Figura 13 – Representação do orbital s
Fonte: Wikimedia Commons
Na descrição quântica do átomo, em decorrência do comportamento ondula-
tório do elétron, foi introduzido o conceito de orbital atômico, que é a região de 
maior probabilidade de encontrar o elétron. Na figura, as sombras indicam a pro-
babilidade relativa de “encontrar” um elétron, dada a energia correspondente para 
um número quântico, naquele ponto.
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Após o trabalho de Broglie da natureza ondulatória para os elétrons, isto levou 
o físico austríaco Erwin Schrödinger a postular uma equação de onda para os elé-
trons movendo-se sob a influência do núcleo do átomo. Em 1926, esta equação, a 
equação de Schrödinger, descreveu com sucesso o átomo e o movimento de seus 
contituintes.
Essa equação foi usada para predizer a probabilidade de encontrar um elétron 
perto de uma dada posição, especialmente numa posição para a qual a equação 
de onda do elétron ficaria estática ao longo do tempo, sendo uma solução esta-
cionária da equação de Schrödinger. Esta abordagem levou à segunda formulação 
da mecânica quântica(a primeira formulação foi devida a Werner Heisenberg, 
em 1925, conhecida como mecânica das matrizes), e as soluções da equação de 
Schrödinger, assim como as de Heisenberg, forneceram formas de cálculo para os 
níveis de energia de um elétron em um átomo de hidrogênio que eram equivalentes 
a aqueles que tinham sido fornecidos inicialmente por Bohr em 1913, e que eram 
conhecidos por reproduzir o espectro do hidrogênio.
Ao serem considerados o spin e a interação de múltiplos elétrons na equação de 
Schrödinger, tornou-se possível predizer a configuração eletrônica de átomos com 
números atômicos maiores que o do hidrogênio com grande precisão.
Em 1928, baseado no trabalho de Pauli, o físico inglês Paul Adrien Dirac desen-
volveu uma teoria relativística para o elétron – a equação de Dirac. Para resolver 
alguns problemas com sua equação relativística, em 1930, Dirac desenvolveu um 
modelo de vácuo, considerando-o como um mar infinito de partículas com energia 
negativa (estados ligados), que foi apelidado de mar de Dirac. Isto o levou a predi-
zer a existência de uma partícula chamada pósitron, um irmão gêmeo do elétron, 
com mesma massa, mesmo spin, mesmo valor de carga elétrica, porém, de sinal 
oposto, um elétron positivo. Ele notou que se ambos fossem postos em contato, 
as massas de ambos seriam transformadas em energia, o que hoje chamamos de 
aniquilação de partículas. Esta partícula, o pósitron, foi descoberta em 1932 por 
Carl Anderson e foi a primeira antipartícula produzida e analisada em laboratório. 
Assim, foi criado o conceito de antimatéria.
Em 1947, Lamb descobriu que certos estados quânticos do átomo de hidro-
gênio, que deveriam ter a mesma energia, eram deslocados em relação ao outro, 
possuindo uma diferença de energia entre ambos. Essa diferença de energia foi 
chamada de desvio de Lamb (é mais comum o termo em inglês, Lamb shift). Na 
mesma época, Kusch e Foley descobriram que o momento magnético do elétron 
é levemente superior ao previsto pela teoria de Dirac. Esta pequena diferença foi 
posteriormente chamada de momento dipolo magnético anômalo do elétron. 
Tal diferença foi explicada pela teoria da eletrodinâmica quântica, desenvolvida 
por Tomonaga, Schwinger e Feynman no final da década de 1940. Esta teoria 
é considerada a teoria mais precisa que se tem notícia (é a que melhor concorda 
com os dados experimentais), mas é extremamente mais sofisticada que as outras 
teorias da eletrodinâmica.
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UNIDADE Teoria Atômica 
Diagrama de Linus Pauling para a distribuição eletrônica
Os elétrons distribuem-se nas camadas eletrônicas de acordo, também, com subní-
veis de energia, chamados pelas letras s, p, d, f, que aumentam de energia nessa or-
dem respectiva. Cada nível comporta uma quantidade máxima de elétrons distribuídos 
nos subníveis de energia. A ligação do tipo s apresenta um orbital esférico; para uma 
ligação p, tem-se um orbital na forma de duplo ovoide. Para o orbital de tipo p, há 
três possibilidades, pois existem três orientações espaciais possíveis (x, y, z), conforme 
apresentado na tabela a seguir.
No século passado, o cientista Linus Pauling criou uma representação gráfica da 
ordem crescente de energia e a distribuição eletrônica, chamada de Diagrama de 
Pauling, sendo também conhecida como Diagrama de distribuição eletrônica ou, ain-
da, Diagrama dos níveis energéticos. Observe a Figura 14 que está exposta a seguir.
Tabela 1 - Subníveis de energia
Subnível
Quantidade 
de orbitais
Representação espacial Representação gráfica
s 1
+
y
z
x
p 3
Y Z
X
+++
––
–
K
L
M
N
O
P
Q
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
s 2
p 6
d 18
f 14
K 2
L 8
M 18
N 32
O 32
P 18
Q 8
(a) (b)
Figura 14 – (a) Diagrama de Pauling (b) Quantidade de elétrons em cada camada e em cada subnivel
Fonte: Wikimedia Commons 
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Exemplificando:
1H – 1s1 Como o H tem apenas 1 e- , apresenta 1 orbital com 1 elétron.
O hélio possui dois elétrons; assim, para ele, temos:
2He – 1s2
Veja a seguir outros exemplos com mais elétrons:
3Li – 1s2 2s1
4Be – 1s2 2s2
5B – 1s2 2s2 2p1
6C – 1s2 2s2 2p2
7N – 1s2 2s2 2p3
Nesses dois últimos casos, é possível ver que a distribuição eletrônica é feita pri-
meiro preenchendo todos os orbitais com apenas um elétron cada um. Nos exem-
plos a seguir, e mostrado que só depois que todos os orbitais foram preenchidos 
com um elétron, é que se preenche com o outro elétron.
8O – 1s2 2s2 2p4
9F – 1s2 2s2 2p5
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UNIDADE Teoria Atômica 
Exercitando
Utilizando a T.P., observe a configuração eletrônica dos elementos indicados e 
reescreva nos espaços:
Modelo:
He: 1 s2
Família: O
Período: 1º
Estado físico: gás 
a. C
b. N
c. O
d. AL
e. Fe
f. Na
g. Ca
h. Mg 
Conforme você observou, todas as respostas estão na T.P., basta praticar.
Assista ao vídeo no link: https://youtu.be/fiUubEa41jg para relembrar as características das 
Famílias e Períodos, as distribuições eletrônicas de Linus Pauling e os elementos de transição 
interna e externa. Você vai gostar, acesse.
Ex
pl
or
Até a próxima unidade e bons estudos.
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Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Livros
Química Geral: Conceitos essenciais
CHANG, R. Química Geral: Conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: Grupo A 
Editorial, 2010 (e-book) 
Química Geral
CHRISTOFF, P. Química Geral. Curitiba: Editora Intersaberes, 2015. (e-book) 
Química Inorgânica
HOUSECROFT, C.E.; SHARPE, A.G. Química Inorgânica. 4.ed. Rio de Janeiro: 
Grupo GEN, 2013, v.1. (e-book) 
Química Geral - Coleção
ROSENBERG, J.L.; EPSTEIN, L.M.; KRIEGER, P.J. Química Geral - Coleção Schaum. 
Porto Alegre: Grupo A, 2013 (e-book)
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UNIDADE Teoria Atômica 
Referências
BROWN, T. L.; LEMAY JUNIOR, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: A Ciência 
Central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012/2013. (e-book).
GARRITZ RUIZ, A.; CHAMIZO GUERRERO, J. A. Química. São Paulo: Pearson 
Education do Brasil, 2003. (e-book).
LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. 5. ed. São Paulo: Blucher, 
2011. (e-book) KOTZ, J. C.; WEAVER, G. C.; TREICHEL JUNIOR, P. M.
KOTZ, J. C. TREICHEL Jr, P. M. . Química Geral e Reações Químicas. 5. ed. 
São Paulo: Thomson Learning, 2006. (e-book).
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