Introdução à Química e Atomística

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QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações. À 
medida que avançamos o estudo, você terá os princípios químicos que atuam em 
todos os aspectos da nossa vida, desde atividades cotidianas, até os processos 
mais complexos, como aqueles realizadas no meio ambiente. Utilizamos princípios 
químicos para compreender uma série de fenômenos, do funcionamento de uma 
bateria de lítio até o tratamento medicamentoso. 
Esta aula oferecemos uma visão geral a respeito do significado da química 
e da função dos químicos. Abordando a Química com uma ciência central, logo, 
veremos que muito do que se passa no mundo envolve Química. As 
transformações que produzem a luminescência de animais, como vaga-lumes, a 
deterioração de alimento, a energia elétrica proveniente das baterias, e as diversas 
maneiras que nosso corpo utiliza os alimentos para produzir energia são exemplos 
cotidianos de processos químicos. 
 
Bons estudos! 
 
AULA 2: 
ATOMÍSTICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nesta aula, você vai conferir os contextos conceituais da psicologia entenderá 
como ela alcançou o seu estatuto de cientificidade. Além disso, terá a oportunidade 
de conhecer as três grandes doutrinas da psicologia, behaviorismo, psicanálise e 
Gestalt, e as áreas de atuação do psicólogo. 
▪ Compreender o conceito de psicologia 
▪ Identificar as diferentes áreas de atuação da psicologia 
▪ Conhecer as áreas de atuação do psicólogo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nesta aula, você encontrará conceitos iniciais de atomística, modelos 
atômicos e distribuição eletrônica. Suas implicações nos materiais e nas 
propriedades da matéria. Após esses estudos, você será capaz de: 
▪ Entender a História da atomística. 
▪ Identificar os Modelos atômicos Dalton, Thompson, Rutherford 
e Bohr e a estrutura eletrônica. 
▪ Reconhecer os orbitais atômicos. 
 
 
2 CONTEXTO HISTÓRICO 
Iniciamos o estudo da atomística através do tempo. Inicialmente a teoria 
atômica e a palavra átomo teve início na Grécia antiga do século V a.C. Os filósofos 
da época Demócrito e Epicuro afirmaram que toda matéria era formada por pequenas 
partículas indivisíveis (átomo) movendo-se no vazio. Deste modo, a matéria seria 
composta por diversos agregados atômicos em movimento. 
O modelo atômico foi retomado por John Dalton em 1803, Figura 1, após 
realizar diversos experimentos. Dalton postulou: que a matéria seria composta por 
pequenas esferas, maciças e indivisíveis, chamadas de átomos. A mateira seria 
descontinua, ou seja, entre um átomo e outro haveria espaços vazios. Os elementos 
químicos seriam formados por um conjunto de átomos de mesma massa, tamanho e 
propriedade. A combinação de diferentes átomos, em proporções distintas gera 
substâncias diferentes. E por fim, o átomo não pode ser destruído, em uma reação 
química, há apenas um rearranjo atômico (SCIENCE+ INDUSTRY MUSEUM, 2019). 
Figura 1- John Dalton e a teoria atómica 
 
Fonte: John Dalton F.R.S. (1823) 
Este modelo atômico proposto por Dalton foi refutado posteriormente pela 
descoberta do elétron e próton, partículas subatômicas que possuem carga elétrica, 
negativa e positiva, respectivamente. 
 
 
A descoberta do elétron foi resultado e fruto de anos de estudo de diversos 
cientistas, entretanto o físico inglês J. J. Thomson em 1897 - Figura 2 - realizou um 
experimento usando os raios catódicos que comprovou a existência de carga 
negativa. Posteriormente, o grupo de pesquisa de Thomson, observou que os raios 
catódicos sofriam desvio em campos elétricos e assim a chamaram de elétron. 
Figura 2 – J.J. Thomson. 
 
Fonte: Brian (2006) 
Nos anos seguintes inúmeros cientistas do mundo realizaram experimentos 
para comprovar a existência do elétron, destaco o físico norte-americano Robert 
Millikan que determinou a carga do elétron 𝑒 = 1,602 × 10−19𝐶. Em 1898, Thompson 
propôs seu modelo atômico, que posteriormente, foi chamado de modelo de pudim de 
passas. 
Embora os elétrons tenham carga negativa, os átomos como um todo têm carga 
zero. Portanto, os cientistas do começo do século XX sabiam que cada átomo dfeve 
conter um número suficiente de carga positivas para cancelar a carga negativa. Mas, 
onde estava a carga positiva? Thomson sugeriu um modelo atômico com uma bola de 
 
 
material gelatinoso com carga positiva e elétrons suspenso nela, como passas em um 
pudim, Figura 3. 
Figura 3 – Modelo atômico de Thomson 
 
Fonte: Equipe Realize Educação (2022) 
Esse modelo, entretanto, foi derrubado em 1908 por outra observação 
experimental. Ernest Rutherford, Figura 4, sabia que alguns elementos, incluindo o 
radônio, emitiam feixes de partículas positivas, que ele chamou de partículas 𝛼 
(partículas alfa). Ele pediu a dois de seus estudantes, Hans Geigar e Ernest Marsden, 
para atirarem partículas 𝛼 contra um pedaço de folha de platina com alguns poucos 
átomos de espessura. Se os átomos fossem de fato bolas de geleia com carga 
positiva, todas as partículas 𝛼 deveriam passar facilmente através da folha, sofrendo 
eventualmente alguma ligeira deflexão. 
Geiger e Marsden observou que as partículas 𝛼 passaram e sofreram muito 
pouco deflexão, cerca de 1 em cada 20.000 sofria uma deflexão superior a 90°, e 
algumas poucas partículas 𝛼 retornavam à direção de partida. “Isso era quase tão 
incrível “, disse Rutherford, “ como se alguém tivesse disparado uma bala de 15 
polegadas em um tecido de papel e ela voltasse, acertando o autor do disparo”. 
(ATKINS e JONES, 2006). 
 
 
Figura 4 – Ernest Rutherford 
 
Fonte: Terra (2013) 
Os resultados do experimento de Geiger-Marsden sugeriam um modelo de 
átomo no qual existe uma densa carga positiva central circundada por um grande 
volume de espaço quase vazio. Rutherford chamou essa região de carga positiva de 
núcleo atômico. Seu raciocínio é que era fortemente repelida pela carga positiva do 
núcleo, sofrendo deflexão de um ângulo grande, como uma bola de gude que atinge 
uma bola de canhão parada. 
De acordo com o modelo atômico de Rutherford, os elétrons estão dispersos 
no espaço em torno do núcleo. A carga positiva do núcleo cancela a carga negativa 
dos elétrons circundantes. Por isso, para cada elétron que está fora do núcleo deve 
existir uma partícula de carga positiva dentro do núcleo. As partículas que tem carga 
positiva são chamadas de prótons. 
O número de prótons do núcleo atômico de um elemento é chamado de número 
atômico, 𝑍, do elemento. Assim, por exemplo, para o hélio, 𝑍 = 2, o que diz que o 
núcleo de um átomo de hélio tem dois prótons. O lítio, por sua vez, 𝑍 = 3; tem 3 
prótons. 
A tabela a seguir possui informações importantes sobre as subpartículas 
atômicas. 
 
 
 
Tabela 1 – Informações das partículas subatômicas 
Partícula Símbolo Carga Massa (kg) 
Elétron 𝑒− -1 9,109 × 10−31 
Próton 𝑝+ +1 1,673 × 10−27 
Nêutron 𝑛 0 1,675 × 10−27 
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2006). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.1 Modelo atômico de Bohr 
A descoberta do átomo nuclear feito por Rutherford sugeriu que um átomo 
poderia ser pensado como um sistema solar microscópico, no qual os elétrons orbitam 
o núcleo. Bohr, por sua vez, assumiu que os elétrons, nos átomos de hidrogênio, 
movem-se em orbitais circulares em torno do núcleo, no entanto, essa suposição 
apresentava um problema. 
De acordo com a física clássica, uma partícula carregada, como o elétron, que 
se move em uma trajetória circular, perde energia de modo contínuo. Sendo assim, 
teoricamente, à medida que o elétron perde energia, deve espiralar em direção ao 
núcleo carregado positivamente. Porém, não se observa tal fenômeno – átomos de 
hidrogênio são estáveis. Então, como podemos explicar essa suposta violação das 
leis da física? Bohr assumiu que as leis da física vigentesna época não serviam para 
A descoberta do nêutron: 
A observação de que existem diferenças de massas dentre os átomos de um 
elemento ajudou os cientistas a refinar o modelo nuclear. Eles perceberam que o 
núcleo atômico deve conter outras partículas subatômicas além dos prótons e 
propuseram que ele também deve conter partículas eletricamente neutras, 
chamadas nêutrons. 
Como o nêutron não tem carga, sua presença não altera a carga total do núcleo 
nem o número de elétrons. Todavia, a presença dos nêutrons altera 
substancialmente a massa, por isso, um número diferente de nêutron no núcleo 
dá origem a átomos de massas diferentes, mesmo que os átomos pertençam ao 
mesmo elemento. 
 
 
descrever todas as características atômicas. Além disso, adotou a ideia de Planck de 
que as energias são quantizadas (BROWN, LEMAY, et al., 2016) 
Bohr postulou em seu modelo atômico: 
1 Apenas orbitais com certos raios, correspondentes a energias específicas, 
são permitidas aos elétrons em um átomo de hidrogênio. 
2 Um elétron em tal órbita encontra-se em um estado de energia “permitido”. 
Um elétron em um estado de energia permitido não irradia energia e, 
portanto, não espirala em direção ao núcleo. 
3 A energia emitida ou absorvida pelo elétron apenas quando o elétron muda 
de um estado de energia permitido para outro. Essa energia é emitida ou 
absorvida na forma de um fóton. 
Embora o modelo de Bohr explique alguns fenômenos físicos, centrados na 
absorção e emissão do átomo vemos que o próprio evitou responder o porquê do 
elétron (negativo) não se chocar com o núcleo (positivo) ao passo que existe uma 
força de atração entre as duas partículas. 
Deste modo, o modelo de Bohr foi apenas um passo para o importante 
desenvolvimento do modelo atômico moderno. Sua importância está em afirmar: (i) os 
elétrons são encontrados apenas em certos níveis discretos de energia, descritos por 
números quânticos; (ii) há energia envolvida na transição de um elétron de um nível 
para o outro (BROWN, LEMAY, et al., 2016) 
O modelo atual centra-se em princípios da mecânica quântica: dualidade 
partícula-onda, princípio da incerteza, entre outros...a partir daqui veremos como o 
elétron se distribui nos átomos. 
 
2.2 Distribuição eletrônica 
Segundo a mecânica quântica, os elétrons são distribuídos em níveis (número 
quântico principal, representado pela letra 𝑛) e subníveis (segundo número quântico, 
representada pela letra 𝑙) ao redor no núcleo. Como observado por Bohr, estes níveis 
são quantizados, ou seja, possuem valores fixos e discretos de energia. 
O segundo número quântico, este número define o formato da orbita do elétron, 
orbital. O valor de 𝑙 para um determinado orbital geralmente é designado pelas letras 
s, p, d e f (BROWN, LEMAY, et al., 2016). 
 
 
 
Tabela 2 – Informações sobre o número quântico secundário 
Valor de 𝑙 0 1 2 3 
Letra usada s p d f 
Quantidade de elétron no orbital 2 6 10 14 
Fonte: Adaptado de Brown, et al., (2016) 
 
Linus Pauling, químico ganhador de dois Prêmios Nobel, criou um diagrama, 
figura X, que organiza em ordem crescente os orbitais atômicos com relação ao seu 
nível de energia. O elétron acaba ocupando o orbital de menor energia, sempre 
respeitando a quantidade máxima de elétrons que cada orbital comporta. 
 
 
Figura 5 – Diagrama de Linus Pauling 
 
Fonte: Prodigio Educação S.A. (2022) 
 
 
1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝64𝑠23𝑑104𝑝65𝑠24𝑑105𝑝66𝑠24𝑓145𝑑106𝑝67𝑠25𝑓146𝑑10 
 
 
 
O átomo de cloro, Cl, por exemplo, possui 17 prótons e consequentemente 17 
elétrons. Os 17 elétrons estão distribuídos da seguinte forma: 
 
1𝑠22𝑠22𝑝6𝟑𝒔𝟐𝟑𝒑𝟓 
O átomo de telúrio, Te, por exemplo, possui 52 prótons e portanto 52 elétrons 
(o número de carga positiva deve ser igual ao número de cargas negativas). Os 52 
elétrons estão distribuídos nos seguintes orbitais: 
 
1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝64𝑠23𝑑104𝑝6𝟓𝒔𝟐4𝑑10𝟓𝒑𝟒 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os outros números quânticos que irão descrever o elétron. 
O número quântico magnético, 𝑚𝑙 , se refere às orientações de 
cada orbital, pode ter valores inteiros entre – 𝑙 e 𝑙, incluindo o zero. Por 
exemplo, os orbitais s possuem valores de 𝑚𝑙 = 0 ; já os orbitais p 
possuem os seguintes valores possíveis de 𝑚𝑙, -1; 0; 1. Os orbitais d 
podem assumir os valores de 𝑚𝑙, -2; -1; 0; 1; 2 e por fim, os orbitais f 
apresentam os valores de -3; -2; -1; 0; 1; 2; 3. 
O número quântico de spin, 𝑚𝑠 , refere-se a orientações do 
momento angular do spin do elétron, sendo possível apenas dois 
números para essa partícula, +1/2 e −1/2 , muitas das vezes 
simbolizado por duas setas, para cima e outra para baixo, ↑↓. 
Assim, portanto, podemos descrever o elétron do átomo de 
hidrogênio da seguinte maneira: 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0; 𝑚𝑙 = 0; 𝑚𝑠 = +1/2 
Já os elétrons do átomo de hélio: 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0; 𝑚𝑙 = 0; 𝑚𝑠 = +1/2 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0; 𝑚𝑙 = 0; 𝑚𝑠 = −1/2 
O átomo de lítio: 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0; 𝑚𝑙 = 0; 𝑚𝑠 = +1/2 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0; 𝑚𝑙 = 0; 𝑚𝑠 = −1/2 
 𝑛 = 2; 𝑙 = 0; 𝑚𝑙 = 0; 𝑚𝑠 = +1/2 
E assim por diante, podemos concluir que dois elétrons em um 
átomo não podem ter todos os quatro números quânticos iguais, 
Princípio da exclusão de Pauling. 
 
↑ 
↑↓ 
↑↓ 
 
↑ 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
BRIAN, S. J.J. Thmson, the electron and the birth of electronics. World Patent 
Information, 2006. 330-335. 
BROWN, T. et al. Química: a ciência central. Porto Alegre: Pearson, 2016. 
EQUIPE REALIZE EDUCAÇÃO. Átomo. Realize Tutorial Educacional. 
JOHN DALTON F.R.S. Mancherter: [s.n.], 1823. 
PRODIGIO EDUCACAO S.A. Estudo da eletrosfera - nível, subnível, diagrama de 
Linus Pauling e número quântico. Proenem, 21 nov. 2022. 
SCIENCE+ INDUSTRY MUSEUM. John Dalton: Atoms, Eyesight and Auroras, 18 
Abril 2019. 
TERRA. Há 76 anos, morria Ernest Rutherford, descobridor do núcleo atômico, 
19 outubro 2013.