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QUÍMICA GERAL
CAPÍTULO 1 - COMO A QUÍMICA SE INICIA?
Maria Lair Sabóia de Oliveira Lima
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Introdução
Você já se imaginou avançando em seus estudos, com o desenvolvimento de novas ideias e pensamentos, mas
sem nenhuma noção de como expô-los adequadamente? Ou então de adentrar a um laboratório de química sem
conhecer nada sobre os perigos iminentes que ali se encontram? Neste capítulo, teremos a oportunidade de
trabalhar esta primeira etapa do seu desenvolvimento profissional. Vamos aprender como organizar as ideias de
uma forma simples e sequencial, com a elaboração de fluxogramas, além de explanar a melhor forma de
exposição por meio das apresentações de seminários.
Prosseguindo com nossos estudos, vamos iniciar o primeiro contato com a química desvendando a estrutura do
átomo. Você já imaginou o quão pequena pode ser a matéria? Caso ainda não, seja bem-vindo ao mundo da
estrutura atômica e venha compreender sua evolução histórica desde a ideia do que seria o átomo. Partindo de
um modelo atômico mais simples, vamos alcançar o mais moderno, com considerações da mecânica quântica.
Seguindo por este caminho, também vamos aprender sobre a existência de partículas que compõem o átomo e
de como estão organizadas em seu interior. Para os elétrons, grandes responsáveis pelas ligações químicas,
nosso foco será sobre sua localização, energia e orientação, estudando os números quânticos.
Vamos começar?
1.1 Introdução à disciplina de química geral
Neste tópico, vamos nos familiarizar com alguns pontos importantes a serem trabalhados na disciplina de
Química Geral. Vamos organizar nossas ideias com o uso de fluxogramas, expô-las de maneira coerente com as
apresentações de seminários e, além disso, também ter o primeiro contato com o laboratório de química por
meio do entendimento das suas normas e símbolos de segurança. Para complementar, vamos começar o contato
com o mundo quântico, em que seremos capazes de compreender a unidade fundamental da matéria: o átomo.
Não se esqueça: é muito importante se atentar às orientações aqui apresentadas para que você se desenvolva em
toda a disciplina. Então, vamos lá!
1.1.1 Elaboração de fluxograma
Quando temos um grande volume de informações que deve ser expresso de maneira sucinta e sequencial sem
perder, porém, a qualidade do conteúdo exposto, o fluxograma apresenta-se como uma ferramenta bastante
prática e objetiva. Assim, seja na apresentação de resultados de laboratório, de uma sequência experimental ou
apenas quando queremos apresentar algo a ser discutido, esta ferramenta pode ser utilizada (CURY, 2017).
No entanto, além de compreender a ideia transmitida por um fluxograma, é necessário saber como construí-lo.
De acordo com Cury (2017), a construção de um fluxograma deve respeitar simbologias adequadas, uma
organização lógica, além de textos esclarecedores que permitam a elucidação das ideias por ele transmitida. Para
garantir que o objetivo seja cumprido, ou seja, que o nível de detalhamento gráfico seja alcançado, o texto e os
símbolos empregados são dispostos seguindo certas regras de aplicações gerais que tornam o fluxograma de
trabalho como uma ferramenta fácil de ser compreendida, racional e sistemática.
Nesse contexto, os fluxogramas podem ser utilizados quando:
• é necessário implementar um sistema qualquer, incluindo suas rotinas, atividades e formulários, com 
objetivo central de explicitar com clareza e objetividade as informações necessárias ao público envolvido;
• há necessidade de rever as etapas de um processo existente;
• é preciso aperfeiçoar ou descobrir algum erro em um processo existente.
No Quadro a seguir, temos os principais símbolos utilizados e um exemplo prático de sua aplicação. Observe que
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No Quadro a seguir, temos os principais símbolos utilizados e um exemplo prático de sua aplicação. Observe que
uma sequência lógica é obedecida, além de ser possível obter todas as informações necessárias para o
entendimento da imagem apenas com as informações constantes no fluxograma apresentado.
Quadro 1 - Símbolos gerais e exemplificação de um fluxograma com atividade comum de laboratório.
Fonte: Elaborado pela autora, 2018.
Em outro momento, Cury (2017) também ressalta que a elaboração de um fluxograma está intimamente
relacionada a uma disciplina mental. Assim, quando comparamos um fluxograma com as atividades envolvidas
em um determinado processo real, podemos ter a visão de quais aspectos do processo estão sendo
desobedecidos. É evidenciada, portanto, a importância do fluxograma na percepção visual de como uma
atividade deve ser executada em comparação a como ela está sendo executada. Agora que vimos as informações
necessárias para o uso do fluxograma, vamos para o próximo item de estudo: os seminários.
1.1.2 Preparação de seminários
O uso de seminários como metodologia avaliativa-expositiva tem sido cada vez mais recorrente dentro e fora do
âmbito acadêmico. Seja na apresentação de uma temática em sala de aula ou na exposição clara e concisa dos
resultados do local de trabalho, este recurso audiovisual pode ser a ferramenta-chave para o sucesso da
explanação de ideias. Nesse contexto, vale ressaltar que um bom seminário não necessariamente requer
recursos de TICs (tecnologias de informação e comunicação), podendo adotar meios como experimentos
demonstrativos, uso de ou, simplesmente, o quadro presente em sala de aula, desde que sejamflip charts
empregados de maneira adequada e coerente com o conteúdo abordado e que permitam, além de tudo, a
interação com os ouvintes (BERTAGLIA, 2016).
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Devemos ressaltar que, independente da forma de apresentação escolhida, pontos importantes como a postura
do apresentador, coerência nas discussões levantadas, sequência lógica e concatenada do conteúdo abordado,
demonstração de estudo e entendimento do assunto abordado, além da adequação de seu conteúdo ao recurso
empregado são os principais pontos de uma boa apresentação (VEIGA, 1991). Lembre-se que, durante o seu
seminário, será avaliada a profundidade e extensão dos seus conhecimentos, suas opiniões, atitudes e a sua
habilidade em se expressar adequadamente (GIL, 2011). Para tanto, podemos elencar algumas etapas
importantes que podem ser seguidas para realização de um bom seminário
VOCÊ QUER LER?
Rodrigues, Cunha e Bruno (2015), no artigo “Seminários temáticos como estratégia
interdisciplinar de aprendizagem e desenvolvimento de competências em formação avançada”,
mostram uma interessante abordagem do uso de seminários no contexto acadêmico. Eles
ressaltam a importância desta ferramenta de ensino-aprendizagem no trabalho e
desenvolvimento de aspectos como: a interação coletiva e o desenvolvimento do pensamento
crítico, além do desenvolvimento das relações interpessoais. Os autores também mostram a
importância da inversão de papéis entre o aluno e o professor, o que corrobora para um
processo de orientação dinâmica e eficiente.
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Quadro 2 - Etapas para elaboração de um seminário.
Fonte: Elaborado pela autora, 2018.
Mas e o professor? Em que momento ele se enquadra? Ao docente, não cabe apenas a distribuição dos assuntos a
serem abordados pelos alunos, mas também a responsabilidade de orientar e auxiliar na apresentação de modo
a induzir e direcionar o debate de ideias entre o palestrante e seus ouvintes. Neste aspecto, ele pode auxiliar na
explicação de pontos que não tenham sido abordados de maneira clara, a fim de garantir o máximo de
compreensão por parte dos ouvintes e também a educação postural e sequencial de conteúdo do palestrante em
questão (ALVES, 2013). Até aqui, aprendemos como organizar nossas ideias com auxílios de fluxogramas e de
como expô-las com apresentações de seminários, No entanto, para um aluno desta disciplina é também
importante saber como se comportar em um de seus principais ambientes de trabalho: o laboratório.
1.1.3 Normas de segurançade laboratório químico
Algumas normas devem ser cumpridas e símbolos memorizados com a finalidade de garantir sua segurança e a
de seus colegas no desempenhar das atividades laboratoriais
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Assim, Rosa, Gauto e Gonçalves (2013) ressaltam algumas medidas a serem consideradas antes e após a entrada
no laboratório. Primeiramente, é necessário se perguntar: O que vai fazer? Como vai fazer? Em caso de algum
acidente, como proceder? Para ter as respostas destes questionamentos sempre em mãos, os autores
exemplificam algumas normas importantes:
• o laboratório deve ser visto como um local de trabalho envolvendo atividades de risco tanto para você 
quanto para seus colegas. Evite brincadeiras ou quaisquer outras atividades que venham a dispersar a 
sua atenção e a dos demais;
• realize apenas experimentos previstos em seu roteiro. Caso tenha alguma ideia que julgue interessante 
realizar com o conhecimento até então adquirido, consulte o docente responsável antes de fazê-la;
• todo e qualquer experimento deve ser realizado com uso de equipamentos de proteção individuais (EPI) 
e coletivos (EPC) adequados. Jaleco de algodão, óculos de segurança, calça comprida e sapato fechado são 
cruciais para o desempenho de suas atividades. Cabelos longos devem ser presos durante a realização das 
aulas;
• muitas das substâncias presentes no laboratório são tóxicas. Portanto, não cheire, não toque e não prove 
qualquer reagente. Aqui, vale relembrar que a intoxicação com produtos químicos pode ocorrer por 
ingestão, inalação ou até mesmo por simples absorção da pele ou mucosas. Caso perceba algum aroma 
estranho, encontre algum frasco sem identificação ou perceba algum reagente derramado sobre alguma 
superfície, avise ao docente ou ao técnico do laboratório o mais rápido possível;
• nunca pipete nenhuma substância química com a boca;
• não manuseie inflamáveis perto de chamas. Nos frascos dos reagentes, há informações quanto a sua 
inflamabilidade ou não;
• evite deixar o bico de Bunsen aceso quando não estiver utilizando;
• atente para as informações de toxicidade dos reagentes a serem manuseados. Substâncias corrosivas e 
que exalem vapores tóxicos devem ser manuseadas na capela;
• não contamine reagentes com espátulas ou vidrarias sujas com outros reagentes. Isso pode gerar 
reações químicas indesejadas e comprometer a qualidade dos experimentos realizados;
• o descarte de reagentes deve ser realizado em local destinado para esta finalidade. Jamais descarte 
reagente na pia;
• experimentos desacompanhados devem ter anexados em local próximo e de fácil visualização, uma ficha 
com informações de medidas a serem tomadas em caso de acidentes.
Além do conhecimento das normas acima, é importante conhecer também os símbolos de segurança comuns em
laboratório. Na Figura a seguir temos alguns exemplos. Note que, além da coloração chamativa que permite a
visualização do símbolo com facilidade, as imagens são também bastante intuitivas e associativas, característica
fundamental em uma situação de emergência em que a rápida visualização e percepção são fundamentais
(BARSANO ; BARBOSA, 2014).
VOCÊ SABIA?
No Brasil, existem Normas Regulamentadoras, denominadas de “NRs”, que definem as
condições de segurança as quais se expõem os trabalhadores. Para os que manuseiam os
produtos químicos, algumas NRs devem ser lidas e compreendidas com mais atenção. São elas:
a NR-06, que dispõe sobre o uso de equipamentos de proteção individuais (EPIs); a NR-26, que
trata da sinalização de segurança no ambiente de trabalho, e a NR-11, que trata do manuseio e
transporte de materiais (BARSANO; BARBOSA, 2014).
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Figura 1 - Alguns símbolos de segurança comuns em laboratórios químicos.
Fonte: Songsak P, Shutterstock, 2018.
A prevenção de acidentes está intimamente relacionada ao seguimento das normas de segurança e ao
conhecimento dos símbolos de segurança. Pois, isso, seja responsável e lembre-se que as medidas tomadas por
você refletem não apenas na sua segurança, mas na de quem está ao seu redor.
Agora que já sabemos como expor as ideias e comportarmos adequadamente em nosso ambiente de trabalho,
podemos iniciar os estudos no universo da Química, compreendendo a unidade fundamental da matéria: o
átomo.
1.2 Estrutura atômica
Neste tópico, você verá que a evolução dos diferentes modelos atômicos propostos ao longo de décadas de
estudo, está intimamente relacionada com os recursos e teorias existentes em cada época. Assim, é importante
entender como estas novas ideias foram inseridas e modificaram significativamente a compreensão e o desenho
da estrutura atômica. Aqui, você terá não apenas a oportunidade de acompanhar a evolução dos modelos, mas
também de conhecer os experimentos determinantes para que isto acontecesse.
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1.2.1 Evolução dos modelos atômicos
Quando o homem passou a compreender a matéria e as suas propriedades, a ideia de que esta pudesse ser
dividida em pequeníssimas porções sem, portanto, perder suas propriedades físicas e químicas, tornou-se um
ponto-chave para despontar o que hoje conhecemos como “o mundo quântico”. De fato, à luz dos tempos da
Grécia antiga, esta ideia não passava de um pensamento utópico que foi evoluindo com o passar dos anos.
Naquela época, a menor porção imaginada, capaz de representar a matéria e suas propriedades, foi denominada
de átomo (do grego ) (OLIVEIRA; FERNANDES, 2006).ἄτομος – átomos –, que significa indivisível
No entanto, de acordo com Oliveira e Fernandes (2006), a primeira consideração real da existência do átomo
surge em meados da segunda metade do século XVII, quando o cientista britânico John Dalton (1766-1844)
estudava sobre as leis ponderais, as quais hoje conhecemos e aplicamos como relações existentes entre os
elementos químicos e suas massas. De acordo com sua teoria, Dalton concluiu que a matéria (como a vemos a
olho nu), seria de fato constituída por um aglomerado de partículas minúsculas, mas que, quando separadas
umas das outras, mantinham suas propriedades. Em outras palavras, Dalton nos disse que (ATKINS; JONES,
2012):
• 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.
Assim, o modelo atômico descrito por Dalton era caracterizado como esférico, maciço, indivisível, indestrutível e
impenetrável, sendo atualmente conhecido como (OLIVEIRA; FERNANDES, 2006).modelo bola de bilhar 
Em 1878, o também cientista britânico William Crookes (1832-1919) desenvolveu um interessante dispositivo
denominado de . A ampola continha dois eletrodos em seu interior conectados a uma fonteampola de Crookes
de energia e a uma conexão para bomba de vácuo (KOTZ et al , 2015). De acordo com Atkins e Jones (2012), após.
sua invenção, muitos cientistas a utilizaram para diversos experimentos envolvendo a eletricidade, entre os
quais podemos aqui destacar os realizados por J. J. Thomson (1856-1940) que culminaram na descoberta do
elétron e na prova incontestável de que o átomo, contrariando sua definição etimológica, era , criando-divisível
se, assim, um modelo atômico mais atual à luz do proposto por Dalton.
Em seu modelo, Thomson propunha que o átomo era como um (do inglês , umpudim de ameixas plum pudding
bolinho inglês esférico e recheado de ameixas). Em sua concepção, o físico imaginava o átomo como a massa do
pudim e as ameixas como elétrons incrustados. No entanto, para garantir a neutralidade elétrica do átomo,
Thomson imaginava que, além dos elétrons, cargas positivas também existiam ali, fato jáconstatado com a
descoberta anterior de raios canais por Jean Perrin, em 1895 (KOTZ et al , 2015; OLIVEIRA; FERNANDES, 2006)..
Aqui, vale ressaltar que com a idealização de seu modelo, J. J. Thomson contribuiu significativamente para a
elucidação da natureza elétrica da matéria. Em seu 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). Em 1906, Thomson foi agraciado com o Prêmio Nobel de Física em
reconhecimento a sua importante descoberta (NOBEL PRIZE, 2014a).
Com o avanço da ciência, estudos que envolviam a radioatividade passaram a despertar o interesse de
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Com o avanço da ciência, estudos que envolviam a radioatividade passaram a despertar o interesse de
importantes cientistas. Dentre eles, Ernest Rutherford (1871-1937), um físico e químico neozelandês
descobridor das partículas α (alfa) e β (beta), emitidas por elementos radioativos (ATKINS; JONES, 2012;
BROWN et al , 2016). Sob orientações de Rutherford, os alunos Geiger e Marsden realizaram um experimento.
que pretendia avaliar o poder de penetração das partículas alfa em diferentes materiais. Nesta época, já se
conhecia que a natureza elétrica das partículas alfa era de carga positiva.
De acordo com o modelo atômico conhecido até então, o de Thomson, esperava-se que, ao bombardear qualquer
material eletricamente neutro com um feixe de partículas alfa (positivas), este feixe não sofreria desvio algum,
sendo retido pelo material, uma vez que cargas positivas e negativas deveriam estar uniformemente espalhadas
pelos átomos que constituem a matéria. Geiger e Marsden montaram o experimento com uma fonte de radiação
positiva, uma finíssima lâmina de ouro e uma chapa fotográfica composta de ZnS (sulfeto de zinco) a fim de
registrar a radiação que ultrapassasse a lâmina, como você pode ver na Figura logo a seguir. Para a surpresa de
todos, ao bombardearem a lâmina, eles observaram que grande parte das partículas atravessava a lâmina, uma
pequena parte desviava e uma parte menor ainda, ricocheteava (ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al , 2016;.
KOTZ et al , 2015). Com base nestas novas informações, a proposta de um novo modelo atômico que descrevesse.
o átomo com mais fidelidade se fazia necessária.
Figura 2 - À esquerda, experimento da lâmina de ouro. À direita, representação no modelo atômico proposto por 
Rutherford.
Fonte: Sergey Merkulov, exile_artist, Shutterstock, 2018.
VOCÊ O CONHECE?
Marie Skłodowska Curie (1867-1934) foi uma cientista reconhecida por seus trabalhos
envolvendo radioatividade, o que lhe não apenas seu primeiro Nobel em 1903, mas também o
primeiro prêmio entregue a uma cientista mulher. Não obstante, em 1911, madame Curie
ganhou seu segundo Nobel por trabalhos com rádio e polônio. Faleceu de leucemia devido à
exposição excessiva à radiação (KOTZ et al., 2015).
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Assim, Rutherford concluiu que o átomo não tinha uma distribuição uniforme de cargas, como Thomson havia
proposto em seu modelo. A nova proposta explicava o átomo com uma carga positiva centralizada, o que
explicava as pouquíssimas partículas alfa que ricocheteavam e as que desviavam, que foi denominada de ,núcleo
e um grande espaço vazio com elétrons circundantes, o que explicava as partículas que atravessavam a lâmina,
denominada de . Este modelo propunha que os elétrons giravam ao redor do núcleo como oseletrosfera
planetas giravam em torno do sol, conforme apresentado na Figura anterior (ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al.
, 2016; KOTZ et al , 2015). Para continuar nossos estudos, vamos agora conhecer a teoria atômica de Bohr..
1.2.2 A teoria atômica de Bohr
De acordo com Oliveira e Fernandes (2006), o modelo atômico proposto por Rutherford, embora muito bem
fundamentado com o experimento da lâmina de ouro, contrariava uma das leis da eletrodinâmica elucidadas por
Maxwell. Mas em que isto invalida o modelo de Rutherford? 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.
Com o avanço da mecânica quântica com consequente descrição da radiação eletromagnética, Niels Bohr (1885-
1962) conseguiu propor um modelo que levasse essa nova vertente da física em consideração. Para tanto, Bohr,
que já havia sido aluno de Thomson e Rutherford, elaborou os seguintes postulados (KHAN ACADEMY, 2018a):
• 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
Infelizmente, embora a física quântica tenha sido aqui considerada, o modelo atômico proposto por Bohr
consegue explicar muito bem apenas o comportamento de átomos com 1 único elétron como, por exemplo, o
átomo de hidrogênio, como representado na Figura a seguir.
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Figura 3 - Representação do modelo atômico de Bohr para um átomo com apenas 1 elétron com o núcleo (em 
vermelho) e o elétron (em azul) circundando em um nível de energia delimitado.
Fonte: Owls Photography, Shutterstock, 2018.
No entanto, vale ressaltar que suas considerações foram um marco para a elucidação do modelo atual e que,
certamente, hoje é considerado como um modelo simplificado, quando se quer obter um conhecimento inicial
sobre a organização e estrutura de um átomo (ATKINS; JONES, 2012; KHAN ACADEMY, 2018a).
Até aqui, vimos um passo a passo da evolução do modelo atômico. Originada desde uma simples ideia, que
cresceu e culminou em valiosos experimentos que nos permitiram conhecer componentes fundamentais do
átomo. Porém, a evolução não para por aí. Vamos seguir nossos estudos investigando um pouco mais, até
chegarmos à teoria atômica moderna.
1.3 O modelo atômico quântico
Saindo do modelo atômico proposto por Bohr, aqui fazemos algumas considerações que permitem explicar o
comportamento de átomos com mais de um elétron em sua composição. Para tanto, estudos de importantes
cientistas como De Broglie (1892-1987), Schrödinger (1887-1961) e Heisenberg (1901-1976) devem ser levados
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cientistas como De Broglie (1892-1987), Schrödinger (1887-1961) e Heisenberg (1901-1976) devem ser levados
em consideração, uma vez que eles desenvolveramsuas teorias com base na mecânica quântica (KHAN
ACADEMY, 2018a; KOTZ et al , 2015)..
Um grande problema relacionado ao modelo atômico de Bohr era o fato de considerar os elétrons apenas como
partículas, e não também como ondas. Seguindo os preceitos da física quântica em desenvolvimento naquela
época, Louis De Broglie considerava que havia uma relação entre partícula e onda, conhecida como princípio
, e, portanto, uma partícula poderia apresentar um comprimento de onda ( ) descritodualidade onda-partícula λ
de acordo com a equação:
Onde é a constante de Planck (6,62607004 × 10 m kg/s), a massa da partícula, a velocidade em que elah -34 2 m v
se move e é o produto da massa pela velocidade e representa o (p momento linear KHAN ACADEMY, 2018c).
Quando se fala em , queremos dizer que o elétron não pode ser encontrado em uma determinadadualidade
órbita e ter sua trajetória ao redor do núcleo definida. Esta observação elimina a possibilidade de localizar o
elétron e de definir seu momento linear, simultaneamente, impossibilitando a especificação da trajetória de uma
partícula, neste caso, o elétron. Matematicamente, esta impossibilidade foi descrita pelo físico teórico alemão
 ( KHAN ACADEMY, 2018c):Werner Karl Heisenberg (1901-1976) através da equação ATKINS; JONES, 2006; 
Assim, Heisenberg propôs o que hoje conhecemos como , que afirma nãoPrincípio da incerteza de Heisenberg
podermos saber a posição e a energia de um elétron simultaneamente. Assim, quanto mais informações sobre a
posição, menos se sabe sobre a energia e vice-versa (KHAN ACADEMY, 2018c ; KOTZ et al , 2015)..
Uma vez descoberta a relação partícula-onda da matéria, foi a vez de Erwin R. J. A. Schrödinger (1887-1961)
aplicar este conceito dentro de um átomo considerando, a partir de agora, os elétrons, antes vistos apenas como
partículas, também como ondas. Schrödinger propõe uma grandeza física ao seu estudo: uma função descrita
pela letra grega , uma grandeza capaz de determinar a função de onda de uma partícula (elétron), partindo-seΨ
do conhecimento de sua energia potencial. Assim, o cálculo da região do espaço onde há uma maior
probabilidade de encontrar um elétron era dado pela função de onda ( ), uma equação matemáticapsi Ψ
conhecida como equação de Schrödinger, expressa por:
Onde representa a energia potencial do elétron, a sua energia total, a massa e a já conhecida constanteV E m
e
h
de Plank ( ).ATKINS; JONES, 2006
VOCÊ QUER VER?
O filme (BANTA, 1957) é uma produção dos estúdios Disney, dirigida queNosso Amigo Átomo
traz uma interessante abordagem da evolução dos modelos atômicos. O curta mostra com
animações, informações claras e muito bem detalhadas sobre a atomística e suas implicações,
permitindo um bom entendimento do telespectador, seja ele leigo ou não.
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Além disso, o quadrado da função de onda ( ) trazia a informação da de se encontrar umΨ2 probabilidade
elétron em uma determinada região no interior de um átomo (ATKINS; JONES, 2012; OLIVEIRA; FERNANDES,
2006). Neste instante histórico, já se conhecia o orbital como a região de maior probabilidade de se encontrar
um elétron. Estas considerações são a base fundamental da teoria atômica moderna (KHAN ACADEMY, 2018c).
Embora limitada a átomos hidrogenóides, a resolução permitiu encontrar uma gama de funções de ondas
capazes de fornecer o conjunto de números quânticos e as energias dos orbitais, tais como os conhecemos hoje
(ATKINS; JONES, 2006; KOTZ et al , 2015)..
De posse dessas informações, agora podemos avaliar o átomo com mais profundidade e estudar o que, em
Química, é a base fundamental para compreensão das propriedades periódicas dos elementos e dos tipos de
ligações que os átomos poderão formar entre si.
1.4 Números quânticos e orbitais atômicos
Como sabemos, um orbital atômico é a região do átomo onde há maior probabilidade de encontrarmos um
elétron. Por conseguinte, um dado orbital atômico pode ser descrito pelo conjunto de quatro números quânticos
que indicam a energia do orbital, tamanho, forma, orientação e sentido de rotação. São eles (ATKINS; JONES,
2012; OLIVEIRA; FERNANDES, 2006):
• 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 secundário ou número quântico momento angular orbital (l): corresponde a 
forma e ao momento angular do orbital. Em números, assume valores de que variam de 0 (zero) a -1, l n
onde representa o número quântico principal. Comumente, são representados pelas letras s ( = 0), p ( n l l
= 1), d ( = 2) e f ( = 3). São as subcamadas ou subníveis de energia de um átomo.l l
• número quântico magnético ( ): ml representa a orientação do orbital, podendo assumir valores de – a l
+ .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.
Na Tabela a seguir, temos um resumo das relações entre os diferentes números quânticos, suas simbologias,
numerações e variações numéricas, de acordo com os dados atualmente utilizados em Química.
VOCÊ SABIA?
A equação proposta por Schrödinger pode ser resolvida apenas quando temos átomos com
apenas um elétron (átomos hidrogenóides) e não para átomos multieletrônicos. Em 1933,
Schrödinger, juntamente com Paul Dirac, recebeu o Prêmio Nobel de Física “for the discovery
" (pelas suas descobertas de novas formasof new productive forms of atomic theory
produtivas da teoria atômica) (ATKINS; JONES, 2006; NOBEL PRIZE, 2014b).
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Tabela 1 - Números quânticos e suas associações.
Fonte: Elaborado pela autora, adaptado de BROWN; HOLME, 2014, p. 191.
Agora que sabemos as definições de cada número quântico, como podemos aplicá-las? A maneira mais simples e
que nos traz mais informações corresponde à . Bem, cadadistribuição eletrônica de átomos multieletrônicos
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).
Vamos imaginar 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 ( = 1), é possível que tenhamos apenasn 
subníveis na ordem de -1, ou seja, um subnível (orbital) igual a zero e que corresponde a letra . Em cadan s
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 (KOTZ et al., 2015). Logo, a representação para o átomoPrincípio da exclusão de Pauli 
de He seria: , onde 1 corresponde à camada, ao subnível, e o número 2, à quantidade de elétrons presentes.1s2 s
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Mas e quando temos mais de dois elétrons? Como os elétrons estariam organizados no interior do átomo? Para
responder estas perguntas, necessitamos utilizaro apresentado na Figura a seguir.diagrama de Linus Pauling
Este diagrama apresenta a distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, obedecendo a quantidade
máxima de elétrons comportada por cada subnível (orbital). Assim, em ordem crescente de energia, os elétrons
devem obedecer a seguinte sequencia: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p... (KOTZ et al , 2015)..
VOCÊ QUER LER?
O capítulo “Regra de Hund e o principio da edificação (aufbau)” (BROWN; HOLME, 2014, p
197) é importante na distribuição eletrônica e afirma que se mais de um orbital de uma
determinada camada estiver vazio, deve-se preencher cada orbital com um elétron de mesmo
spin. Apenas quando terminar de preencher todos os orbitais é que se volta para o orbital
inicial e começa a preenchê-lo novamente, só que agora com o spin contrário.
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Figura 4 - Diagrama de Linus Pauling.
Fonte: magnetix, Shutterstock, 2018.
Um exemplo de como os elétrons estão distribuídos nas camadas eletrônicas de um átomo seguindo a regra de
distribuição de Pauling pode ser visto na Figura seguinte. Note que cada camada comporta um número máximo
de elétrons, como previsto na regra de Pauling.
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Figura 5 - 11 elétrons do átomo de sódio (Na) distribuídos nas camadas 1 (2 elétrons), 2 (8 elétrons) e 3 (com 
apenas 1 elétron).
Fonte: BlueRingMedia, Shutterstock, 2018.
Logo, para a distribuição eletrônica de qualquer átomo multieletrônicos, devemos considerar o princípio da
exclusão de Pauli, a regra de Hund e a distribuição eletrônica de Linus Pauling a fim de garantir uma visão
correta da organização da eletrosfera do átomo.
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Tão logo compreendamos a distribuição eletrônica dos elementos, daremos o primeiro passo para a organização
na Tabela Periódica dos Elementos. Esta tabela é organizada de acordo com o término da distribuição eletrônica
de cada elemento químico que indicará, com eficiência, os grupos e períodos em que cada elemento se
encontrará.
Síntese
Aqui, tivemos a oportunidade de conhecer a base fundamental da disciplina de Química Geral, trabalhando
conceitos de elaboração de fluxogramas e apresentações orais, além de familiarizar com as normas de segurança
de laboratório. Também tivemos o nosso primeiro contato com o átomo, a unidade fundamental da matéria,
conhecendo as diferentes proposições de modelos atômicos elucidados ao longo dos anos (com considerações da
mecânica clássica e quântica) e, por fim, podemos conhecer os princípios da distribuição eletrônica dos
elementos.
Neste capítulo, você teve a oportunidade de:
• entender a lógica de elaboração de um fluxograma;
• utilizar as diferentes formas geométricas de um fluxograma de acordo com a informação que se quer 
transmitir;
• elaborar um seminário com uma sequência de ideias lógica e concatenada;
• conhecer as normas e os símbolos de segurança de um laboratório químico;
• compreender a evolução dos modelos atômicos e os experimentos relacionados;
• investigar a teoria atômica moderna;
• compreender o princípio da dualidade partícula-onda;
• entender o princípio da incerteza de Heisenberg;
• trabalhar o conjunto de números quânticos e entender a organização do átomo;
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 , que comporta 2 elétrons. Como as
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 (comportando 2 elétrons) e em seguida os orbitais (com 6 elétrons). Atés p 
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 que pode comportar os 2 elétrons restantes.s
Assim, a distribuição eletrônica para o Mg é dada por: 1 , 2 , 2 , 3 .s2 s2 p6 s2
E se tivermos analisando um íon positivo Mg ? Esta forma é bastante encontrada em sais e2+
indica que o magnésio . Assim, quandoperdeu dois elétrons e por isso está mais positivo
consideramos a distribuição eletrônica para o íon Mg , empregamos a mesma distribuição2+
eletrônica utilizada para o Mg, considerando, no entanto, dois elétrons a menos: 1 , 2 , 2s2 s2 p6
.
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• trabalhar o conjunto de números quânticos e entender a organização do átomo;
• realizar a distribuição eletrônica de um átomo, fundamentando-se no conjunto de números quânticos, 
no diagrama de Linus Pauling, no princípio da exclusão de Pauli e na regra de Hund.
Bibliografia
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VEIGA, I. P. A. 1. ed. Campinas: Papirus Editora, 1991. 149 p.Técnica de ensino: por que não?
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	Introdução
	1.1 Introdução à disciplina de química geral
	1.1.1 Elaboração de fluxograma
	1.1.2 Preparação de seminários
	1.1.3 Normas de segurança de laboratório químico
	1.2 Estrutura atômica
	1.2.1 Evolução dos modelos atômicos
	1.2.2 A teoria atômica de Bohr
	1.3 O modelo atômico quântico
	1.4 Números quânticos e orbitais atômicos
	Síntese
	Bibliografia