Apostila de Quimica Geral_Atomistica

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UNISUAM – Centro Universitário Augusto Motta 
 
 
 
 
 
Apostila de Química Geral 
 
 
 
ESTRUTURA ATÔMICA 
 
 
 
 
Profa: Elizandra Elias, D.Sc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNISUAM Apostila de Química Geral 
 Prof. Elizandra C.S. Elias, DSc 
 2 
 
CAPÍTULO II 
 
2. ESTRUTURA ATÔMICA 
 
2.1. Introdução 
 A idéia de átomo surgiu entre os filósofos gregos quando eles começaram a 
discutir a seguinte questão: 
 O que ocorre quando quebramos uma porção de matéria em pedaços 
cada vez menores? 
 Ao responder a essa questão, os filósofos se dividem. Alguns achavam que 
uma porção de matéria poderia ser quebrada indefinidamente em pedaços cada vez 
menores. Outros, ao contrário, afirmavam que uma porção de matéria poderia ser 
quebrada em pedaços cada vez menores até atingir uma partícula extremamente 
pequena e que não poderia mais ser dividida. Essa partícula foi denominada átomo, 
que em grego significa indivisível, que não tem partes. Portanto, segundo esses 
filósofos, a matéria seria constituída de partículas indivisíveis. 
 No fim do século XVIII surgiram as leis das combinações químicas. Essas leis 
só puderam ser explicadas com base na aceitação do fato de que toda matéria é 
constituída por partículas indivisíveis, os átomos. 
 
 
2.2. Modelos Atômicos: Conjunto de Hipóteses sobre a Estrutura e o 
Comportamento do Átomo. 
 Por ser tão pequeno, um átomo oferece extrema dificuldade para ser 
observado. Na verdade, seu tamanho é tão reduzido que, na prática, é impossível 
observá-lo diretamente, qualquer que seja o microscópio ou a fonte de luz utilizada. 
 Ao longo do tempo, foram propostos diferentes modelos sobre a constituição 
interna do átomo. Um modelo é uma idéia que nos possibilita imaginar como uma 
coisa “invisível” seria constituída, e como ela se comportaria sob diferentes 
situações. 
 Alguns filósofos da Grécia Antiga já admitiam que toda e qualquer matéria 
seria formada por minúsculas partículas indivisíveis, que foram denominadas átomos 
(a palavra átomo, em grego, significa indivisível). 
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2.2.1. Modelo Atômico de Dalton: 
 No entanto, em 1803, o cientista inglês John Dalton com base em inúmeras 
experiências, conseguiu provar cientificamente a idéia de átomo. Surgia então a 
teoria atômica clássica da matéria. Segundo essa teoria, quando olhamos, por 
exemplo, para um grãozinho de ferro, devemos imaginá-lo como sendo formado por 
um aglomerado de um número enorme de átomos. 
 
 
 
 
 Os principais postulados da Teoria Atômica de Dalton são: 
• A matéria é formada por partículas extremamente pequenas chamadas 
átomos; 
• Os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e intransformáveis; 
• Átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) 
constituem um elemento químico; 
• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes; 
• Os átomos podem se unir entre si formando "átomos compostos"; 
• Uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos. 
 Essa teoria já está ultrapassada hoje em dia. 
 
 
2.2.2. Modelo Atômico de Thomson: 
 Em 1903, o cientista inglês Joseph J. Thomson, baseado em experiências 
realizadas com gases e que mostraram que a matéria era formada por cargas 
elétricas positivas e negativas, modificou o modelo atômico de Dalton. Segundo 
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Thomson, o átomo seria uma esfera maciça e positiva com as cargas negativas 
distribuídas, ao acaso, na esfera. A quantidade de cargas positivas e negativas 
seriam iguais e dessa forma o átomo seria eletricamente neutro. O modelo proposto 
por Thomson ficou conhecido como "pudim com passas". 
 
 
 
2.2.3. Modelo Atômico de Rutherford: 
 Propôs um modelo atômico: o átomo seria como um sistema solar em 
miniatura, cujo "sol" - o núcleo - concentra quase toda a massa e toda a carga 
positiva do sistema; gravitando em torno do núcleo, em órbitas elípticas, estão os 
elétrons, cuja soma de cargas negativas é igual a carga positiva nuclear com o que 
se tem o equilíbrio elétrico e a conseqüente estabilidade do conjunto. O 
dinamarquês Bohr deu uma fundamentação teórica ao modelo. 
 
 
2.2.3. Modelo Atômico de Bohr: 
 Sugeriu que um átomo de hidrogênio consistia em um único elétron 
perfazendo uma órbita circular ao redor de um próton central (o núcleo), sendo a 
energia do próton quantizada (isto é, o elétron poderia carregar apenas uma 
quantidade bem definida de energia). 
 Mais tarde constatou que as órbitas eletrônicas de todos os átomos 
conhecidos se agrupam em sete camadas, que foram denominadas por K, L, M, N, 
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O, P, Q. Em cada camada, os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia; por 
esse motivo, as camadas são também denominadas estados estacionários ou 
níveis de energia. Além disso, cada camada comporta um número máximo de 
elétrons, conforme é mostrado no esquema a seguir: 
 
 
 Neste modelo atômico restava, porém, uma dúvida muito importante: se o 
núcleo atômico é formado por partículas positivas (como, por exemplo, as partículas 
α emitidas pelo elemento polônio), por que essas partículas não se repelem e o 
núcleo, assim, não desmorona? 
 Em 1932, o cientista Chadwick provou que no núcleo não existem apenas 
partículas com carga elétrica positiva, chamadas de prótons, mas, também, 
partículas sem carga elétrica que, por esse motivo, foram denominados nêutrons. De 
certa forma, os nêutrons “isolam” os prótons, evitando suas repulsões e o 
conseqüente “desmoronamento” do núcleo. 
 Podemos agora resumir a estrutura atômica da seguinte maneira: 
 
 
 Novos estudos foram feitos, visando estabelecer relações entre as massas e 
as intensidades das cargas elétricas dos prótons, nêutrons e elétrons. 
PartículaPartículaPartículaPartícula MassaMassaMassaMassa Carga ElétricaCarga ElétricaCarga ElétricaCarga Elétrica 
Próton 1 +1 
Nêutron 1 0 
Elétron 1/1836 -1 
 
 Note que a massa de um elétron é cerca de 1836 vezes menor que a massa 
de um próton ou de nêutron. Consequentemente, a perda ou ganho de elétrons por 
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parte de um átomo (que irá transformá-lo num íon positivo ou negativo) não irá 
praticamente alterar sua massa. 
 
 
2.3. Conceitos Fundamentais Relativos aos Átomos 
 Os números de prótons, nêutrons e elétrons constituem dado importante para 
caracterizar um átomo. Por isso, vamos definir alguns conceitos que estão 
diretamente relacionados a esses números. 
 
2.3.1. Número Atômico (Z) 
 O número atômico é o número de prótons existentes no núcleo de um 
átomo. 
 Num átomo normal, cuja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao 
número de elétrons. Quando se diz que o átomo de sódio (Na) tem número atômico 
11, isso quer dizer que no núcleo desse átomo existem 11 prótons e, 
consequentemente, existem 11 elétrons na eletrosfera. 
 
2.3.2. Número de Massa (A) 
 O número de massa é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) 
existentes num átomo. 
 Portanto temos: A= Z + N 
 É o número de massa que nos informa se um átomo é mais leve ou mais 
pesado que outro átomo. Isso é lógico, pois apenas os prótons e nêutrons dão 
massa do átomo, uma vez que a massa dos elétrons é desprezível. 
 Vejamos o seguinte exemplo: o átomode sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 
11 elétrons. Temos, então, para o elemento químico sódio: 
• Número atômico: Z= 11 (número de prótons = número de elétrons = 11) 
• Número de nêutrons: N= 12; 
• Número de massa: A=Z+N = 11+12=23. 
 
2.3.3. Elemento Químico (Notação Geral) 
 Elemento químico é o conjunto de todos os átomos com o mesmo número 
atômico (Z). 
 A notação geral de um átomo é: 
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A A 
 ou 
Z 
X 
 Z 
X 
 
 Onde: 
• A é o número de massa; 
• Z é o número atômico. 
 Por exemplo: 
35 
 
17 
Cl 
 Temos que um átomo de cloro possui: 
• Número de massa (A): 35 
• Número atômico (Z): 17 
• Número de elétrons (E): 17 
• Número de nêutrons (N): N= A – Z= 35-17 
 
2.3.4. Íons 
 Conforme já observamos, o átomo é eletricamente neutro: a soma das cargas 
positivas (prótons) e negativas (elétrons) é igual a zero. Mas um átomo pode perder 
ou ganhar elétrons; quando isso acontece, a soma das cargas deixa de ser zero e 
corresponderá ao número de elétrons perdidos ou ganhos. Vejamos como isso 
ocorre nos dois casos. 
 
• Íons Positivos ou Cátions 
Uma vez em que um átomo o número de prótons é igual ao de elétrons, remover um 
ou mais desses elétrons deixará o átomo com um excesso de prótons. Como os 
prótons têm carga positiva, então esse átomo ficará com uma ou mais cargas 
positivas. Dizemos, então, que esse átomo se transforma em um íon positivo ou 
cátion. Veja o exemplo abaixo: 
40 40 
20 
Ca 
Perde 2 elétrons 20 
Ca++ 
Átomo neutro Cátion 
A = 40 A = 40 
Z = 20 Z = 20 
N = A-Z= 40-20= 20 N = A-Z= 40-20= 20 
E= Z= 20 E= 20-2= 18 
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• Íons Negativos ou Ânions 
Neste caso, temos o processo inverso. Assim, se um átomo receber um ou mais 
elétrons, ele ficará com uma ou mais cargas negativas. Dizemos, então, que esse 
átomo se transforma em um íon negativo ou ânion. Veja o exemplo abaixo: 
 
35 39 
17 
Cl 
Ganha 1 elétrons 19 
Cl- 
Átomo neutro Ânion 
A = 35 A = 35 
Z = 17 Z = 17 
N = A-Z= 35-17= 18 N = A-Z= 35-17= 18 
E= Z= 17 E= Z= 17 + 1= 18 
 
 
2.3.5. Isótopos, Isóbaros e Isótonos 
 Examinando os números atômicos (Z), de nêutrons (N) e de massa (A) de 
diferentes átomos, podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro 
número igual. 
 
• Isótopos 
 São átomos que apresentam o mesmo número de prótons (mesmo Z) e 
diferente número de massa (A). 
 Conclui-se facilmente, que os isótopos são átomos do mesmo elemento 
químico que possuem diferentes números de nêutrons, resultando daí números de 
massa diferentes. Exemplos: 
1 2 3 
1 
H 
 1 
H 
 1 
H 
Isótopos de hidrogênio 
 
16 17 18 
8 
O 
 8 
O 
 8 
O 
Isótopos de oxigênio 
 
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• Isóbaros 
 São átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas 
que possuem o mesmo número de massa (A). 
 
40 e 40 
19 
K 
 20 
Ca 
Isóbaros 
 
42 e 42 
22 
Ti 
 21 
Sc 
Isóbaros 
 
• Isótonos 
 São átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes) e 
diferentes números de massa (A), porém com mesmo número de nêutron (N). 
37 e 40 
17 
Cl 
 20 
Ca 
Isótonos 
 
• O átomo de cloro tem N= A-Z= 37-17= 20 nêutrons; 
• O átomo de cálcio tem N= A-Z= 40-20= 20 nêutrons. 
 
 
Exercícios de Aprendizagem 
 
1. Quais são as principais partículas que constituem o átomo e suas respectivas 
cargas elétricas? 
 
2. Em que região do átomo está concentrada, praticamente, toda sua massa e quais 
são as partículas aí existentes? 
 
3. Embora os prótons tenham carga de mesmo sinal, eles permanecem juntos no 
núcleo. Justifique esta afirmativa. 
 
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4. Quantos elétrons têm um átomo que possui as camadas K e L, sabendo-se que 
estas estão totalmente preenchidas por elétrons? 
 
5. Qual é a distribuição eletrônica num átomo de ferro, que possui um total de 26 
elétrons? 
 
6. Qual é a distribuição eletrônica num átomo de bromo, que possui um total de 35 
elétrons? 
 
7. Qual a diferença entre um átomo e um íon? 
 
8. Quais são os números de prótons (Z), de massa (A), de nêutrons (N) e de elétrons 
de um átomo de potássio em seu estado normal? 
39 
 
19 
K 
 
9. Quais são os números Z, A, N e E de um cátion potássio (K+) com carga elétrica 
+1? 
 
10. Quais são os números Z, A, N e E de um átomo de enxofre em seu estado 
normal? 
32 
 
16 
S 
 
11. Quais são os números Z, A, N e E de um ânion de enxofre (S2-) com carga 
elétrica -2? 
 
12. O número de massa do átomo de sódio é A = 23 e o seu número atômico é Z = 
11. Determine o número de nêutrons, prótons e elétrons? 
 
13. Qual é o número de massa (A) e o número atômico (Z) do átomo de berílio (Be), 
sabendo-se que é constituído por 5 nêutrons, 4 elétrons e 4 prótons? 
 
14. Um cátion de carga +4 possui 21 elétrons. Qual é o seu número de massa, 
sabendo-se que o número de nêutrons é 5 unidades maior que o número de 
prótons? 
 
 
 
 
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15. Examine os átomos abaixo e indique quais são isótopos, Isóbaros e isótonos 
entre si. 
36 37 40 38 40 
 
18 
A 
 19 
B 
 18 
C 
 20 
D 
 19 
E 
 
16. Dois átomos, A e B, são isóbaros. Sabendo que o número atômico de A é 64 e o 
número de massa de B é 154, calcule o número de nêutrons de A. 
 
 
17 São dados três átomos: A, B e C. Os átomos A e C são isópotos; B e C são 
isóbaros; e A e B são isótonos. Determine o número de prótons do átomo B, 
sabendo que A têm 20 prótons e número de massa 41, e que C tem 22 nêutrons. 
 
18. Descubra os isópotos, isóbaros e isótonos, conforme os dados da tabela: 
 
Átomo Z N 
A 20 21 
B 19 22 
C 20 27 
D 21 21 
 
19. Dados os átomos abaixo, agrupe os isótopos, isóbaros e isótonos: 
 
Átomo A Z 
X 232 90 
Y 234 91 
Z 233 90 
W 233 92 
Q 234 93 
 
 
Exercícios de Fixação 
 
20. Dê o símbolo dos seguintes elementos químicos: 
a) hidrogênio f) magnésio l) argônio 
b) oxigênio g) ferro m) hélio 
c) carbono h) alumínio n) lítio 
d) cloro i) zinco o) níquel 
e) cálcio j) iodo p) nitrogênio 
 
21. Estabeleça a notação convencional dos seguintes átomos: 
a) oxigênio, com Z = 8 e A = 17. 
b) fósforo, com Z = 15 e A = 31. 
c) alumínio, com Z = 13 e A = 27. 
d) cloro, que apresenta dezessete prótons e dezoito elétrons. 
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e) flúor, que apresenta nove prótons e dez nêutrons. 
f) bromo, que apresenta 35 prótons e 45 nêutrons. 
 
22. Calcule os números de prótons, nêutrons e elétrons dos seguintes átomos: 
 
a) b) c) d) 
 2 20 64 40 
 H Ne Cu K 
 1 10 29 19 
Z= Z= Z= Z= 
N= N= N= N= 
E= E= E= E= 
 
e) f) g) h) 
 56 79 235 108 
 Fe Se U Ag 
 26 34 92 47 
Z= Z= Z= Z= 
N= N= N= N= 
E= E= E= E= 
 
23. Complete o quadro: 
 
Símbolo Nome Z A N E Notação 
Mg 12 12 
 87Sr38 
 crômio 52 
Zn 35 
 200Hg80 
Br 80 45 
 
24. Determine o número de elétrons, nêutronse prótons dos seguintes íons: 
 
a) b) c) d) 
 40 55 79 131 
 Ca
++ Mn
++ Se
-- K 
 20 25 34 53 
Z= Z= Z= Z= 
N= N= N= N= 
E= E= E= E= 
 
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2.4. Modelo Atômico de Orbitais 
 Nos últimos anos, as teorias sobre a estrutura atômica evoluíram bastante, 
principalmente no que diz respeito à eletrosfera. O Modelo de Órbitas eletrônicas 
Circulares de Rutherford-Bohr foi substituída pelo Modelo de Orbitais. 
 Essa mudança decorreu de novas observações, experiências e cálculos feitos 
por cientistas, que levaram à conclusões importantíssimas como: 
 A todo elétron em movimento está associada uma onda característica 
(Princípio da Dualidade ou de De Broglie). 
 Esse princípio nos obriga a visualizar o elétron não mais como uma “bolinha” 
em movimento rápido, mas sim como sendo um misto de partícula-onda, isto é, 
algo que, às vezes, pode se comportar como partícula e, outras vezes, como 
onda (semelhante às ondas elétricas, magnéticas, etc.) 
 Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, num 
mesmo instante (Princípio da Incerteza ou da Heisenberg). 
 Devido a dificuldade de calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera, 
o cientista Schrödinger foi levado a calcular a região onde haveria a maior 
probabilidade de encontrar o elétron. Esta região do espaço foi denominada 
ORBITAL. 
 Portanto é a região do espaço onde é máxima a probabilidade de se 
encontrar um determinado elétron. 
 
 
2.4.1. Estados Energéticos dos Elétrons ou Números Quânticos 
 No modelo atômico atual, utilizam-se os chamados números quânticos para 
identificar todo o conjunto de localizações possíveis do elétron. 
 Os números quânticos são quatro: Principal, Secundário, Magnético e Spin. 
Vejamos o que cada um desses números expressa. 
 
2.4.1.1. Número Quântico Principal (n) 
 O número quântico principal, representado pela letra (n), corresponde às 
camadas K, L, M, N, O, P, Q do modelo atômico de Bohr. 
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n 1 2 3 4 5 6 7 
Camadas K L M N O P Q 
 
 O número quântico principal, como o próprio nome indica, é o número 
quântico mais importante, que identifica o nível básico de energia que o elétron 
apresenta. 
 
2.4.1.2. Número Quântico Secundário ou Azimutal (llll) 
 O número quântico secundário, representado pela letra (llll), indica a energia do 
elétron no subnível. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, llll 
varia de 0 a 3 e esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, 
respectivamente. 
Forma do Orbital s p d f 
Número Quântico Secundário (l)l)l)l) 0 1 2 3 
 
 Cada subnível possui um determinado número de orbitais com formas 
específicas, podendo assim dizer que o número quântico secundário indica a 
quantidade e a forma dos orbitais ocupados pelos elétrons em cada subnível. Assim 
sendo, podemos dizer que: 
 
subnível s (1 orbital): 
 
subnível p (3 orbitais): 
 
subnível d (5 orbitais): 
 
subnível f (7 orbitais): 
 
 Até agora, portanto, temos dois números quânticos, indicados pelas letras n e 
llll. Esses dois números bastam para descrever como cada camada e subcamada do 
átomo se acham ocupadas por elétrons. Por exemplo, a representação 4d1 indica o 
subnível d da quarta camada está ocupado por um elétron. 
4d1 
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• 4 = Corresponde ao número quântico principal. O valor de n é 4, indicando 
que o elétron está localizado na camada N. 
• d = Corresponde ao número quântico secundário. O subnível d indica que o 
valor de l é 2. 
• 1 = corresponde ao número de elétrons. 
 
 
Exercícios de Aprendizagem 
 
25. Num certo átomo, a região correspondente aos números quânticos n= 3 e l= 1 
está ocupada por 4 elétrons. Escreva a notação simbólica que descreve a 
distribuição eletrônica nessa região. 
 
26. Determine os valores de n e l e o número de elétrons nas seguintes indicações: 
 a) 1s2 b) 2p6 
 
27. Na camada N de um certo átomo existem 5 elétrons no subnível l=1. Escreva a 
indicação simbólica correspondente. 
 
28. Um átomo de certo elemento químico apresenta 2 elétrons na camada O, no 
subnível cujo valor de l é 3. Escreva a notação correspondente à distribuição 
eletrônica desse subnível. 
 
 
2.4.1.3. Número Quântico Magnético ( m ou mllll)))) 
 Como já vimos até agora, cada camada eletrônica pode ser identificada pelo 
número quântico principal n e cada subnível (s, p, d, f) é identificado pelo número 
quântico secundário l que, na prática, pode assumir valores de 0 a 3. 
 Uma vez que cada subnível é constituído por um ou mais orbitais, falta-nos 
ainda dispor de um número quântico que indique em qual orbital de um subnível o 
elétron está localizado. Isto é feito através do número quântico magnético, 
representado pela letra m ou mllll.... 
 Conforme já vimos, os orbitais de cada subnível podem ser representados por 
pequenos quadrados. Cada um desses orbitais recebe um número que pode variar 
de -3 a +3, da seguinte maneira: 
 
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subnível s (l = 0): 1 orbital 0 
 
subnível p (l = 1): 3 orbitais -1 0 +1 
 
subnível d (l = 2): 5 orbitais -2 -1 0 +1 +2 
 
subnível f (l = 3): 7 orbitais -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 
 
2.4.1.4. Número Quântico de Spin ( s ou ms)))) 
 Finalmente, cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta no 
máximo dois elétrons. No entanto, surge uma dúvida? Se os elétrons são 
negativos, por que não se repelem e se afastam? A explicação é a seguinte: os 
elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando campos 
magnéticos que os repelem ou os atraem. Essa rotação é conhecida com SPIN (do 
inglês to spin, que significa girar). 
 
 Mesmo Sentido Sentido Contrário 
 
 O número quântico de spin pode ter apenas dois valores: -1/2 e +1/2. Esses 
valores são atribuídos conforme o elétron esteja girando num sentido ou no sentido 
oposto. 
 Isso nos permite formular a seguinte conclusão: 
 Em um mesmo orbital podem permanecer no máximo dois elétrons, 
desde que tenham spins opostos (s= -1/2 e s= +1/2). 
 
2.4.1.5. Resumo 
 Resumindo, os quatro números quânticos identificam completamente a 
disposição de cada elétron no átomo: 
• O número quântico principal (n) identifica a camada; 
• O número quântico secundário (llll) identifica o subnível; 
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• O número quântico magnético (m) identifica a orientação do orbital no 
espaço; 
• O número quântico de spin (s) identifica o sentido de rotação do elétron. 
 
 
 
2.5. Distribuição Eletrônica 
 
2.5.1. Aplicação do Diagrama dos Níveis Energéticos 
 Surge, agora, uma pergunta importante: como estão distribuídos os elétrons 
mo átomo de um determinado elemento químico? 
 A resposta é muito simples – basta seguir o diagrama energético e obedecer 
às seguintes regras: 
• Os elétrons vão se “encaixando” na eletrosfera, partindo dos níveis e 
subníveis de menor energia para os de maior energia; só passamos para um 
subnível superior quando o inferior já estiver “completo”. 
• Num mesmo subnível de início todos os orbitais devem receber seu primeiro 
elétrons,e só depois cada orbital passará a receber seu segundo elétron 
(essa é a chamada REGRA DE HUND ou REGRA DA MÁXIMA 
MULTIPLICIDADE); 
• Num orbital, o primeiro elétrons é, por convenção, o de spin: 
-1/2 ↑ 
 
2.5.2. Diagrama de Linus Pauling 
 Cada átomo possui um certo número de elétrons, que é igual ao valor de seu 
número atômico (Z). Os elétrons se encontram distribuídos nos orbitais ao redor do 
núcleo, dependendo do número de cada átomo. 
 A ocupação dos orbitais não ocorre por acaso, mas sim conforme a ordem 
crescente de energia correspondente a cada subnível. Essa ordem é dada pelo 
Diagrama de Pauling. 
 O diagrama mostra uma maneira fácil para você descobrir a energia dos 
subníveis. Acompanhando as setas, obtemos a seqüência em que os diferentes 
subníveis são ocupados pelos elétrons. O subnível de menor energia é 1s, seguido, 
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em ordem crescente de energia, por 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, e assim por 
diante até 7s. 
 A seqüência dada pelo Digrama de Pauling é utilizada para determinar como 
os elétrons distribuídos nos diferentes átomos. 
 
Ordem Crescente de Energia: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 
5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 
5f14 6d10..... 
 
 
• Distribuição eletrônica por subníveis de energia do átomo de lítio: 
 Li (Z=3) = 1s2 2s1 
subnível s:1 orbital ↑ 
 0 
n= 2 (camada L); 
l = 0 (subnível s); 
m = 0 (pois, havendo um só orbital nesse subnível, só há uma orientação espacial 
para ele); 
s = -1/2 (rotação no sentido contrário). 
 
 
• Distribuição eletrônica por subníveis de energia do átomo de fósforo: 
 P (Z= 15) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
subnível p:3 orbitais ↑ ↑ ↑ 
 -1 0 +1 
n= 3 (camada M); 
l = 1 (subnível p); 
m = +1 (o elétron diferenciador está localizado no orbital +1 do subnível p); 
s = -1/2 (rotação no sentido contrário). 
 
 
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• Distribuição eletrônica por subníveis de energia do átomo de cloro: 
 Cl (Z= 17) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
subnível p:3 orbitais ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ 
 -1 0 +1 
n= 3 (camada M); 
l = 1 (subnível p); 
m = 0 (o elétron diferenciador está localizado no orbital 0 do subnível p); 
s = +1/2 (rotação no mesmo sentido). 
 
 
• Distribuição eletrônica por subníveis de energia do átomo de ferro: 
 Fe (Z= 26) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
subnível d:5 orbitais ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑ 
 -2 -1 0 +1 +2 
n= 3 (camada M); 
l = 2 (subnível d); 
m = -2 (o elétron diferenciador está localizado no orbital -2 do subnível d); 
s = +1/2 (rotação no mesmo sentido). 
 
 
Exercícios de Aprendizagem 
 
29. O que é orbital de elétron? 
 
30. Indique a quantidade de orbitais nos seguintes subníveis: 
a) s b) p c) d e) f 
 
31. Quantos elétrons cabem num mesmo orbital? Como deve ser os seus spins? 
 
32. Indique o significado do símbolo 2p4. 
 
33. Indique todos os subníveis de energia para a camada P. 
 
34. Quais são os subníveis que formam a camada eletrônica L? 
 
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35. Qual o número máximo de orbitais que o subnível d comporta ? 
 
36. Qual o número máximo de elétrons que podem existir no subnível f? 
 
37. É possível a permanência de três elétrons em um mesmo orbital? Justifique sua 
resposta. 
 
38. Se dois elétrons permanecerem em um mesmo orbital, qual é o valor do número 
quântico spin para cada elétron. 
 
39. O átomo de cálcio tem 20 elétrons. Quais são os números quânticos do último de 
seus elétrons? 
 
40. Verifique se a indicação 2p7 pode corresponder a uma situação real. Justifique. 
 
 
Exercícios de Fixação 
 
41. Faça a distribuição, por subníveis, do último elétron dos seguintes átomos: 
 
a) Br (Z= 35) c) Cu (Z= 29) e) Mg (Z=12) f) U (Z=92) 
b) N (Z= 7) d) Rb (37) f) In (Z=49) 
 
42. Determine os 4 números quânticos do último elétron dos átomos que tem os 
seguintes valores de Z: 
a) 11 
b) 26 
c) 43 
d) 40 
e) 17