Teoria Atomica

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TEORIA ATÔMICA 
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1 
AULA 1 – MODELO ATÔMICO DE DALTON 
Toda matéria, ou seja, aquilo que tem massa e ocupa 
espaço (possui volume), é constituída por átomos. O termo 
Átomo foi estabelecido por dois filósofos gregos: 
Demócrito e Leucipo por volta de 450 a.C. Para eles a 
matéria era composta de pequenas partículas não 
divisíveis: A = Não; TOMO = Corte/ Divisão. 
Retomando as ideias de Demócrito e Leucipo, John Dalton 
(Século XIX – 1808), propõe uma teoria atômica para 
explicar a composição da matéria. Para Dalton, todas as 
substâncias conhecidas eram formadas por átomos, sendo 
que estes eram esféricos, maciços, indivisíveis, 
indestrutíveis e imutáveis, semelhantes a uma bola de 
bilhar. 
 
 
Outras características do modelo atômico de Dalton são 
interessantes serem observadas: 
 Átomos de mesmo tamanho e massa possuem 
as mesmas propriedades e formam aquilo que é 
conhecido como elemento químico; 
 Átomos com massas e tamanhos diferentes, 
possuem propriedades distintas e deste modo 
forma elementos químicos diferentes; 
 As substâncias químicas são formadas por 
reuniões de átomos numa proporção de números 
inteiros; 
 Uma reação química é um rearranjo de átomos, 
uma vez que estes não podem ser criados nem 
destruídos. 
 
Representação da molécula d’água segundo o modelo de Danton: a 
esfera maior (em vermelho) representa o átomo de oxigênio, enquanto 
as menores (em cinza), os átomos de hidrogênio. 
Observações 
O modelo atômico de Dalton validou as Leis Ponderais de 
Lavoisier e Proust. 
Lei de Lavoisier (conservação da massa) 
A massa total dos reagentes é igual ao total da massa dos 
produtos, ou seja, numa transformação química a massa é 
conservada. 
Lei de Proust (proporções definidas) 
Substâncias químicas apresentam composição fixa de 
proporções definidas entre os átomos. 
Lei de Dalton (proporções múltiplas) 
Uma massa fixa de um elemento químico pode combinar-
se com múltiplas massas de outro elemento químico, 
formando substâncias diferentes. 
Por exemplo: carbono combina-se com oxigênio formando 
CO (monóxido de carbono) e também CO2 (dióxido de 
carbono). 
 
 
AULA 2 – MODELO ATÔMICO DE THOMSON 
Em 1897 (Séc. XIX), Joseph John Thomson, baseado em 
observações experimentais com descargas elétricas 
(tubos de raios catódicos), conclui que o átomo não 
poderia ser caracterizado por uma esfera indivisível como 
havia sido proposto anteriormente por Dalton. 
Para Thomson, os átomos eram formados por esferas 
gelatinosas carregadas positivamente contendo cargas 
elétricas negativas (os elétrons) distribuídas 
uniformemente, num equilíbrio elétrico, ou seja, a 
quantidade de cargas positivas e negativas são iguais. 
O modelo atômico de Thomson fica então conhecido como 
Pudim de passas. 
 
 
 
Representação do modelo de Thomson 
Modelo Pudim de Passas 
 
É importante ter em mente que a partir do modelo atômico 
de Thomson os átomos são divisíveis e apresentam 
natureza elétrica, ou seja, temos cargas positivas e 
negativas. Podemos salientar que a descoberta dos 
elétrons (a primeira partícula subatômica) é feita por 
Thomson baseado nas observações dos raios catódicos. 
 
 
 
 
AULA 3 – MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD 
 
A divisibilidade e a natureza elétrica dos átomos 
permanecem no modelo atômico de Rutherford (século XX 
– 1911), mas houve um refinamento baseado em 
experimentos com radioatividade. 
 
Rutherford bombardeou uma finíssima folha de ouro 
(símbolo Au) com cerca de 10-5
 cm de espessura, 
envolvida por uma tela fluorescente de sulfeto de zinco 
(ZnS), com partículas alfa (α) emitidas pelo elemento 
química polônio. 
 
Segundo as observações do experimento, a maioria das 
partículas alfa atravessavam diretamente a folha de ouro, 
Modelo Atômico de Dalton = Bola de Bilhar 
Modelo Atômico de Thomson = Pudim de Passas 
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sendo que algumas sofriam pequenos desvios, enquanto 
poucas outras retornavam sua trajetória. 
 
 
Deste modo Rutherford concluiu que o átomo era formado 
por grandes espaços vazios, sendo que a carga positiva 
estava concentrada numa região pequena e densa 
conhecida por núcleo ou núcleo atômico e os elétrons 
(negativos) orbitavam ao redor deste núcleo na eletrosfera. 
Entre núcleo e eletrosfera não havia nada; só espaços 
vazios. 
 
Neste momento já podemos falar em prótons uma vez que 
é atribuído a Rutherford a descoberta destas partículas. 
 
 
 
 
 
 
AULA 4 – MODELO ATÔMICO DE BÖHR 
 
O modelo atômico de Böhr mantém as características 
descritas no modelo atômico de Rutherford, mas trouxe 
atualizações em relação à eletrosfera. 
Para Böhr, a eletrosfera de um átomo é dividida em 
regiões de energias diferentes. 
Podemos considerar os seguintes postulados elaborados 
para este modelo: 
 
 Os elétrons orbitam ao redor do núcleo em 
órbitas circulares de energia definida e 
constante; 
 Os elétrons assumem valores definidos de 
energia, dado pela órbita a qual se encontra, 
denominada de camadas energéticas ou níveis 
de energia; 
 Espontaneamente os elétrons não perdem e não 
ganham energia e deste modo diz-se que o 
elétron se encontra numa orbita estacionária; 
 Elétrons podem absorver quanta de energia, ou 
seja, pacotes de energia derivadas de uma fonte 
externa (quantum é a forma singular de quanta, 
plural); 
 Ao receber um quantum de energia, o elétron 
salta para níveis mais energéticos mais 
afastados do núcleo e deste modo encontra-se 
num estado excitado; 
 Retornando do estado excitado, o elétron 
devolve a energia recebida na forma de radiação 
eletromagnética, ou seja, luz. 
 
 
 
Representação das camadas energéticas do modelo atômico de Böhr 
As principais aplicações do modelo de Böhr são: 
Fogos de Artifício: a emissão de luz ocorre pela 
excitação dos elementos químicos pela absorção de 
energia derivada da queima da pólvora. 
Teste de Chama: através da coloração emitida por 
elementos químicos excitados por uma chama, os 
químicos podem identifica-los. 
 
GRACETTO, A. C., combustão, estrutura de chamas, testes de chama 
para cátions. Química Nova na Escola, n.23, p. 47, 2006. 
Fenômenos de Luminescência: 
Fluorescência: emissão de luz permanece enquanto 
houver fonte de excitação; 
Exemplo: lâmpadas fluorescentes 
Fosforescência: emissão de luz permanece por um certo 
tempo mesmo tendo cessado o fornecimento de energia 
Exemplo: interruptores de lâmpadas que “brilham” no 
escuro. 
 
 
 
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Evolução histórica dos modelos atômicos 
 
450 a.C. 
Demócrito e 
Leucipo 
Cunhagem do 
termo ÁTOMO 
Toda matéria 
era formada 
por átomos 
Séc. XIX Dalton 
Modelo “Bola 
de Bilhar” 
Átomos: 
esferas 
maciças, 
indivisíveis e 
imutáveis 
Séc. XIX Thomson 
Modelo 
“Pudim de 
Passas” 
Átomos 
divisíveis: 
descoberta 
do elétron 
Séc. XX Rutherford 
Átomo é um 
grande vazio 
Átomo 
dividido em 
núcleo 
(prótons e 
nêutrons) e 
eletrosfera 
(elétrons) 
 
 
 
 
AULA 5 - NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA 
Modelo Atômico Clássico 
 
Partícula Descobridor 
Massa Carga 
em gramas 
em u 
(massa 
relativa) 
Relativa em Coulombs 
Próton Rutherford 1,6726 x 10-24 1 +1 +1,6 x 10 -19 
Nêutron Chadwick 1,6749 x 10 -24 1 0 0 
Elétron Thomson 9,1093 x 10 -28 0 -1 -1,6 x 10 -19 
 
Número Atômico (Z) 
O número atômico é dado pela letra Z. Representa a 
quantidade de prótons no núcleo. É este número que 
caracteriza um elemento químico. 
 
Número de Massa (A) 
O número de massa é o somatório do número de prótons 
(p) com o número de nêutrons (n) existentes no núcleo 
atômico. Assim, temos: 
A = p + n
 
Através desta fórmula, podemos calcular o número de 
nêutrons de um determinado átomo:n = A - p
 
É importante lembrar que quando falamos de átomos, 
estamos pensando numa espécie eletricamente neutra, ou 
seja, a quantidade de elétrons é igual em relação à 
quantidade de prótons: 
Átomo Elétricamente Neutro
n elétrons = n prótons

 
 
Exemplo 
23
11
sódio
Z = 11
A = 23
Na 
n = 12
e = 11






 
 
Elemento Químico 
Dizemos elemento químico quando pensamos na reunião 
de átomos de mesmo número atômico (Z). 
 
 
 
AULA 6 – ÍONS 
Os íons são espécies não eletricamente neutras, ou seja, 
são espécies carregadas positiva ou negativamente. Isto 
ocorre pela perda de elétrons. 
Dividimos os íons em cátions (positivos) e ânions 
(negativos). 
perde elétrons perde 1e23 23
11 11
íons positivos
ganha elétrons ganha 1e19 19
9 9
íons negativos
Átomo Cátions Na Na
Átomo Ânions F F




 
 
 
 
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AULA 7 – RELAÇÕES ATÔMICAS 
Isótopos 
São espécies que apresentam o mesmo número atômico 
(Z), ou seja, pertencem ao mesmo elemento químico, mas 
se diferem no número de massa (A). 
1 2 3
1 1 1
Pr ótio Deutério Trítio
H H H 
 
 
Isóbaros 
Átomos que possuem igual número de massa (A), mas 
diferentes números atômicos (Z). 
40 40
20 18
Cálcio Argônio
Ca Ar
 
Isótonos 
Átomos com igual número de nêutrons (n), mas diferentes 
massa (A) e número atômico (Z). 
26 28
12 14
Magnésio Silício
Mg Si
 
n = 14 n = 14
 
 
 
Isoeletrônicos 
Átomos e também íons que possuem igual número de 
elétrons: 
2 2
12 8 10
10 elétrons
Mg O Ne 
 
 
 
AULA 8 – ESTUDO DA ELETROSFERA E MODELO DE 
RUTHERFORD-BOHR 
Modelo Atômico de Rutherford-Bohr 
Segundo Rutherford o átomo era apenas divido em núcleo 
e eletrosfera. 
O núcleo consiste numa região extremamente pequena e 
densa do átomo sendo sua carga positiva devido à 
presença dos prótons. A eletrosfera é a região externa ao 
núcleo, onde encontramos os elétrons orbitando, segundo 
Rutherford, em qualquer posição possível. 
Bohr, considerando a natureza quântica da matéria, 
consegue observar que a eletrosfera estava dividida em 
camadas ou níveis de energia. 
Ao total temos sete camadas ou sete níveis de energia, 
sendo que cada uma possui um número máximo de 
elétrons permitidos: 
 
Níveis 1 2 3 4 5 6 7
Camadas K L M N O P Q
Máx de e 2 8 18 32 32 18 8


 
À medida que nos afastamos do núcleo, ou seja, nos 
caminhamos para camadas mais externas, a quantidade 
de energia aumenta. Sendo assim, a camada Q (nível 7) 
possui mais energia em relação a camada K (nível 1) da 
eletrosfera. 
Além dos níveis de energia, a eletrosfera também possui 
subdivisões, chamadas neste caso de subníveis de 
energia: 
número máx de elétrons por subnível
Subníveis energéticos
2 6 10 14
 s p d f
    
 
Considerando estas observações, o bioquímico Linus 
Pauling propôs a criação de um diagrama onde se observa 
uma sequência crescente de energia na distribuição dos 
elétrons da eletrosfera de um átomo. 
 
 
 
AULA 9 – DIAGRAMA DE LINUS PAULING 
 
Utilizando as diagonais, podemos obter a sequência 
abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
1s2 
2s2 
3s2 
2p6 
3d10 3p6 
4s2 4p6 4d10 4f14 
5s2 5p6 
5d10 5f14 
6s2 6p6 
6d10 
7s2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 
6p6 7s2 5f14 6d10… 
Exemplos 
1
1
K
2 2 6 2
12
K M
L
M
2 2 6 2 6 2 1
21
K N
L
 H :       1  s    
  
Mg :  1  s  2s 2p 3s    
  Sc :     1  s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
 
 
Observe que na distribuição do escândio (Sc) o quarto 
nível aparece no meio do terceiro quando seguimos o 
diagrama de Linus Pauling. Podemos fazer a distribuição 
considerando a sequência dos níveis e assim chamamos 
de distribuição em ordem geométrica ou ordem de 
distância: 
2 2 6 2 6 1 2
21
K N
L M
Sc: 1s   2s 2p   3s 3p 3d 4s 
 
 
 
AULA 10 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Camada de Valência 
A camada de valência é indicada sempre pelo maior valor 
do nível de uma distribuição eletrônica. Observe abaixo a 
distribuição eletrônica do ferro: 
2 2 6 2 6 2 6
26Fe: s s p s p 4s 3d1 2 2 3 3
 
Subnível mais energético
2 2 6 2 6 2 6
26
Camada de Valência
(Maior nível)
 Fe: s s p s p 4s 3d1 2 2 3 3
 
Chamamos de subnível mais energético sempre o último 
subnível escrito na distribuição. No caso do ferro, temos o 
subnível d como o mais energético. Note que a camada de 
valência e o subnível mais energético são conceitos 
diferentes. Em alguns casos a camada de valência 
comporta também o subnível mais energético. 
Camada de Valência
2 2 6 2 4
16
Subnível 
mais energético
S: 1s 2s 2p 3s 3p
 
 
 
 
AULA 11 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA PARA ÍONS 
Para fazer a configuração eletrônica de íons utilizamos o 
mesmo procedimento considerando o diagrama de Linus 
Pauling. Para ânions, ou seja, espécies que receberam 
elétrons, basta somar a quantidade de elétrons recebida 
com aquela anteriormente existente e em seguida fazer a 
configuração. 
Observe os exemplos: 
Ânion óxido: 8O2-, somamos os dois elétrons recebidos 
(indicados pela carga 2-) aos oito elétrons existentes; 
deste modo, devemos fazer a distribuição de dez elétrons. 
8O2- (10e-): 1s2 2s2 2p6 
17Cl- (18e-): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
O cuidado que devemos ter é para a configuração 
eletrônica de cátions uma vez que os elétrons saem 
exclusivamente da camada de valência. 
Deste modo, para fazer a configuração de cátions 
devemos primeiramente fazer a configuração do átomo 
neutro, identificar a camada de valência e em seguida 
fazer a retirada dos elétrons. 
Atenção: jamais fazer a configuração de cátions 
simplesmente retirando os elétrons e depois distribuindo. 
Observe a configuração eletrônica para o Titânio +2 
22Ti (22e-) 1s22s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 
Note que a camada de valência para o titânio é 4s2 e deste 
modo os dois elétrons serão retirados desta posição 
22Ti 2+ (20e-) 1s22s2 2p6 3s2 3p6 3d2 
 
 
AULA 12 - DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA - CERNE DE 
GÁS NOBRE 
A configuração eletrônica em cerne ou caroço de gás 
nobre é uma notação ou maneira mais curta de se 
escrever uma configuração eletrônica para qualquer 
elemento químico – que não seja um gás nobre, claro! 
Para escrevermos corretamente a configuração em cerne 
de gás nobre, devemos ter em mãos uma tabela periódica 
para nos auxiliar. Primeiramente localizamos o elemento 
químico que queremos escrever a configuração. Vamos 
fazer um exemplo para o potássio (K) que se encontra na 
quarta linha, ou melhor, no quarto período da tabela 
periódica. Em seguida, procuramos o gás nobre do 
período anterior, ou seja, do terceiro período (terceira 
linha), que para este exemplo é o argônio (Ar). 
Vamos observar a configuração destes dois elementos: 
 
18 Ar (18 e-): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
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19 K (19 e-): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
 4s1 
Note que configuração do argônio está contida na 
configuração do potássio. 
Desta maneira escrevemos a configuração do potássio 
como sendo: 
19 K: [Ar] 4s1 
O elemento cálcio (Ca) encontra-se no mesmo período do 
potássio e deste modo tem também em seu cerne o 
argônio. Vamos escrever sua configuração: 
20 Ca: [Ar] 4s2 
Também podemos utilizar a mesma notação para íons. 
Observe: 
20 Ca: [Ar] 4s2 perda de 2e- da valência 20 Ca2+ : [Ar] 
 
 
 
AULA 13 e 14 - NÚMEROS QUÂNTICOS (PARTES 1 e 2) 
Em1926, Werner Heisenberg (físico alemão, 1901 – 
1976), considerando os conceitos estabelecidos pela 
mecânica quântica, demonstrou ser impossível determinar 
com precisão absoluta a velocidade e a posição de um 
elétron num átomo. Essas considerações ficaram 
conhecidas como princípio da incerteza de Heisenberg. 
Sendo assim, podemos considerar de forma mais 
adequada que os elétrons se encontram ao redor do 
núcleo numa região chamada de orbital. 
Orbital: região de máxima probabilidade de se encontrar 
um elétron. 
Cada orbital possui energia e forma características. 
Após entendido o conceito de orbital, podemos entrar em 
contato com os números quânticos, que caracterizam os 
elétrons em relação às suas energias. 
Quatro números quânticos definem os elétrons: 
 Principal 
 Secundário ou Azimutal 
 Magnético 
 Spin 
Atenção: em um mesmo átomo, é nula a possibilidade de 
se encontrarem dois elétrons com os mesmos números 
quânticos. 
Número quântico principal (N) 
Define o nível de energia do elétron num orbital. 
Quanto maior o valor de número quântico principal, maior 
a energia do elétron. Também podemos considerar que 
ele indica um distanciamento do elétron em relação ao 
núcleo. 
 
Valores possíveis para n: n = 1, 2, 3, 4, ... 
 
É importante notar que para os elementos conhecidos 
atualmente contém elétrons apenas até o sétimo nível 
energético. Sendo assim, os valores de n vão de 1 até 7 
no máximo. 
Número quântico secundário ou azimutal (ℓ) 
Indica os subníveis de energia associados a cada nível 
principal. 
São designados pelas letras minúsculas s, p, d, f, g, h, 
etc. 
Os valores dos números quânticos secundário são simples 
de calcular, uma vez que vão de 0 até n – 1. 
Para os elementos conhecidos, temos: 
n ℓ Letra 
1 0 s sharp 
2 1 p principal 
3 2 d diffuse 
4 3 f fundamental 
 
Cada valor do número quântico secundário indica a forma 
do orbital. 
Número quântico magnético (M) 
O número quântico magnético indica a orientação do 
orbital no espaço. 
Os valores assumidos pelo número quântico magnético 
são calculados da seguinte maneira: 
M ou m = - ...0...
 
 ℓ mℓ 
s 0 0 
p 1 1, 0, +1 
d 2 2, 1, 0, +1, +2 
f 3 3, 2, 1, 0, +1, +2, +3 
 
 
 
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Número quântico de spin (Ms ou S) 
O número quântico de spin indica a rotação dos elétrons 
num orbital. 
Podem assumir valores de +1/2 ou -1/2. 
É interessante notar que os químicos representam um 
orbital através de um quadrado ou um círculo. 
 
Cada orbital possui no máximo, segundo o princípio da 
exclusão de Pauli, dois elétrons com spins opostos. 
 
Observação: levando-se em consideração o primeiro 
elétron a preencher um orbital, devemos considerar: 
 Não existe uma convenção para o sentido da 
seta que representa o primeiro elétrons a 
preencher um orbital: 
 
 Também não existe uma convenção sobre o 
valor do spin: 
 
Atenção: a grande maioria dos autores do ensino médio e 
também os exercícios de vestibulares têm como 
convenção particular a seta para cima possuindo valor de 
spin -1/2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 15 – CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA EM 
ORBITAIS 
A configuração eletrônica de um elemento indica o arranjo 
dos elétrons em seus orbitais atômicos. Conhecendo a 
configuração eletrônica, os químicos podem prever e 
também explicar muitas das características químicas de 
um elemento. 
Para realizarmos a configuração eletrônica devemos 
seguir os seguintes princípios: 
Princípio de exclusão de Pauli 
Dois elétrons não podem assumir valores iguais para os 
quatro números quânticos 
Princípio de Aufbau (do alemão, construção) 
Os elétrons são adicionados ao orbitais de mais baixa 
energia 
Regra de Hund 
Os elétrons preenchem os orbitais um de cada vez 
Devemos reconhecer também que cada orbital comporta 
no máximo dois elétrons e ter em mente a ordem 
energética destes orbitais. 
Abaixo segue um diagrama de nível de energia dos 
orbitais que pode auxiliar na configuração eletrônica. 
 
 
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