Modelos Atômicos: Evolução e Postulados

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Tales de Mileto
 (624-548 a.C.). 
Água: “Tudo é água.” 
Anaxímenes de Mileto 
(585-528/5 a.C.). 
Ar: “Tudo provém do ar 
e retorna ao ar.”
Xenofon de Colofon 
(570-480 a.C.). 
Ar + terra: “Todas 
as coisas, inclusive o
homem, são formadas 
de terra e ar.” 
História da ciência 
*
Empédocles
(484-424 a.C.) “Os 
quatro elementos, 
terra, água, ar e fogo, 
tudo formam.”
Aristóteles 
(394-322 a.C.) 
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Modelos atômicos
A origem da palavra átomo
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Modelo Atômico de Dalton
 As ideias de Demócrito permaneceram inalteradas por aproximadamente 2200 anos. Entre 1803 e 1808, Dalton retomou estas ideias sob uma nova perspectiva: a experimentação. 
Baseado em reações químicas e pesagens minuciosas (Lavoisier, Proust, etc), chegou à conclusão de que os átomos realmente existiam e que possuíam algumas características:
- Toda matéria é formada por diminutas partículas esféricas, maciças, neutras e indivisíveis chamadas átomos. 
- Existe um número finito de tipos de átomos na natureza.
- A combinação de iguais ou diferentes tipos de átomos originam os diferentes materiais.
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Fonte: http://www.esrp.pt/departam/g04/textos/cientistas/dalton/dalton.html
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PONTOS IMPORTANTES
Toda substância é formada por átomos
Átomos de mesmo elemento são iguais (tamanho e massa)
Átomos de elementos diferentes possuem massa e tamanho diferentes
Átomos não são criados nem destruídos
Átomos são esferas rígidas e indivisíveis
Os átomos se recombinam nas reações químicas 
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Estudos de Thomson
*
J.J. Thomson
Fonte: http://www.sciencemuseum.org.uk/on-line/electron/index.asp
*
Principal contribuição
Origem no cátodo
Carga negativa 
Possui massa
Nova Proposta:
Divisibilidade do átomo
Explicação para fenômenos elétricos
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Modelo Atômico de Thomson (1898) 
 
    Com a descoberta dos elétrons, Thomson propôs um modelo de átomo no qual os elétrons, estariam uniformemente distribuídos em uma massa positiva, garantindo o equilíbrio elétrico entre as cargas positiva da massa e negativa dos elétrons. (modelo pudim de passas)
*
Modelo Atômico de Rutherford (1911) 
    Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm) com partículas "alfa" (núcleo de átomo de hélio: 2 prótons e 2 nêutrons), emitidas pelo "polônio" (Po), contido num bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas "alfa" por ele emitidas.
Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco (ZnS).
*
Modelo Atômico de Rutherford (1911) 
Observando as cintilações na tela de ZnS, Rutherford verificou  que muitas partículas "alfa" atravessavam a lâmina de ouro, sem sofrerem desvio, e poucas partículas "alfa" sofriam desvio. Como as partículas "alfa" têm carga elétrica positiva, o desvio seria provocado por um choque com outra carga positiva, isto é, com o núcleo do átomo, constituído  por prótons.
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Modelo Atômico de Rutherford (1911) 
Assim, o átomo seria um imenso vazio, no qual o núcleo ocuparia uma pequena parte, enquanto que os elétrons o circundariam numa região negativa chamada de eletrosfera, modificando assim, o modelo atômico proposto por Thomson.
*
Proposição 
O átomo não é maciço, apresentando mais espaço vazio do que preenchido;
A maior parte da massa do átomo se encontra em uma pequena região central (núcleo) dotada de carga positiva, onde estão os prótons;
Os elétrons estão localizados em uma região ao redor do núcleo, chamada de eletrosfera.
Esse modelo ficou conhecido como “modelo do sistema solar”, em que o sol seria representado pelo núcleo e os planetas pelos elétrons ao redor do núcleo (na eletrosfera).
Apesar de sofisticado e popular, o modelo de Rutherford tinha alguns problemas, pois ele não conseguia explicar de forma coerente as raias espectrais dos elementos químicos e também não conseguia explicar a orbita dos elétrons.
*
*
Espectro contínuo
Espectro de emissão
Espectro de absorção
Gás frio
Gás quente
*
Esse modelo baseia-se nos seguintes postulados:
Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.
Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária)
Os elétrons mais afastados do núcleo têm maior energia.
*
Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta para uma órbita mais energética.
energia
Quando o elétron retorna à órbita original,
libera a mesma energia, na forma de luz.
*
*
Segundo postulado de Bohr. 
Um átomo irradia energia quando um elétron salta de 
uma órbita de maior energia para uma de menor energia.
Órbitas de Bohr para o átomo de hidrogênio
A linha vermelha no espectro atômico é causada por elétrons saltando da terceira órbita para a segunda órbita
O comprimento de onda guarda relação com a energia. Os menores comprimentos de onda de luz significam vibrações mais rápidas e maior energia.
*
A linha verde-azulada no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quarta para a segunda órbita.
A linha azul no espectro atômico é causada por elétrons saltando da quinta para a segunda órbita
A linha violeta mais brilhante no espectro atômico é causada por elétrons saltando da sexta para a segunda órbita.
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Teorias modernas
Sommerfield: orbitais elípticos
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Teorias modernas
Louis Victor De Broglie (1925): propõe a natureza dualística de onda e partícula (comportamento duplo).
Werner Heisenberg (1927): demonstrou, matematicamente, que é impossível determinar ao mesmo tempo, a posição, a velocidade e a trajetória de uma partícula subatômica, Princípio da Incerteza ou Indeterminação de Heisenberg.
Erwin Schrodinger (1933): estabeleceu complexas equações matemáticas que permitiam determinar a energia e as regiões de probabilidade de encontrar os elétrons (orbitais, e não órbitas definidas). 
*
Princípio da incerteza de Heisenberg: é impossível determinar com precisão a posição e a velocidade de um elétron num mesmo instante.
Orbital é a região onde é mais provável encontrar um életron
*
*
Órbitas:
1circular e as demais elípticas
*
- Modelo Atômico de Sommerfeld (1916) 
    Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que denominou de subníveis, que podem ser de quatro tipos:  s , p , d , f . 
*
Princípio da dualidade da matéria de Louis de Broglie: o elétron apresenta característica DUAL, ou seja, comporta-se como matéria e energia sendo uma partícula-onda.   
*
Em 1923, Louis Broglie mostrou, através de uma equação matemática, que "qualquer corpo em movimento estaria associado a um fenômeno ondulatório". Desta maneira o elétron apresenta a natureza de uma partícula-onda, obedecendo assim, às leis dos fenômenos ondulatórios, como acontece com a luz e o som.
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Teoria da Mecânica Ondulatória 
    Em 1926, Erwin Shröringer formulou uma teoria chamada de "Teoria da Mecânica Ondulatória" que determinou o conceito de "orbital" .
    Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde existe a máxima probalidade de se encontrar o elétron.
       O orbital  s  possui forma esférica ... 
................   
    e os orbitais  p  possuem forma de halteres...... 
  
*
Modelo atômico de Schrödinger - A partir das equações de Schrödinger não é possível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo, mas, a uma dada energia do sistema, obtém-se a região mais provável de encontrá-lo.
*
*
EXERCÍCIO: A proposição de uma forma de quantificação de energia, para os diferentes níveis de energia que o elétron ocupa no átomo; a emissão ou absorção de energia, através da promoção ou decaimento de um elétron, para orbitas mais ou menos elevadas; e a existência de orbitas circulares bem determinadas para os elétrons, em torno de um átomo, são proposições do modelo atômico de:
a) Rutherfordb) Thomson
c) Dalton 
d) Lavoisier 
e) Bohr
*
EXERCÍCIO: Segundo o modelo atômico mais recente, a eletrosfera é uma região do átomo:
a) onde somente ocorrem saltos de elétrons na camada mais externa, quando são excitados.
b) onde os elétrons estão girando em orbitas circulares em torno do núcleo.
c) onde os elétrons estão transitando em níveis e subníveis de energia.
d) que existe somente em elementos eletronegativos.
e) na qual são encontrados elétrons e nêutrons formando uma massa densa e solida.
*
1-Dalton.
2-Rutherford
3-Bohr
4-De Broglie
5-Sommerfeld
6-Heisenberg
7-Thomson
8- Schrodinger
( ) pudim de passas.
( ) quando o átomo recebe energia, o elétron salta de uma órbita mais interna para uma mais externa
( )1º modelo a introduzir a ideia de carga elétrica no átomo.
( )1º modelo baseado em experiências.
( ) princípio da incerteza
( ) elétrons giram em órbitas elípticas
( ) partícula-onda
( ) modelo planetário
( ) modelo baseado nas leis ponderais
( ) átomo maciço e indivisível
( ) modelo da mecânica ondulatória
 
EXERCÍCIO: Faça a associação correta:
7
3
7
1
6
5
4
2
1
1
8
*
( ) os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas bem definidas, formando uma região denominada eletrosfera
( ) bombardeamento de partículas alfa em lâminas de ouro
( ) quando um elétron gira em determinada órbita não emite nem absorve energia
( ) o átomo tem núcleo central muito denso onde se concentra praticamente toda a massa do átomo
( ) ao voltar para uma órbita mais interna o elétron emite energia
( ) é impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron no átomo.
1-Dalton.
2-Rutherford
3-Bohr
4-De Broglie
5-Sommerfeld
6-Heisenberg
7-Thomson
8- Schrodinger
EXERCÍCIO: Faça a associação correta:
3
2
3
2
3
6
*
Próton
Nêutron
Elétron
*
Partículas atômicas
*
Próton
Nêutron
Elétron
Número de prótons: ________
Nome do elemento: ___________
5
BORO
4
BERÍLIO
2
HÉLIO
Os diferentes tipos de átomos 
(elementos químicos) 
são identificados pela quantidade de prótons (P) que possui 
Esta quantidade de prótons recebe
o nome de
NÚMERO ATÔMICO
e é representado pela letra “ Z “ 
*
Próton
Nêutron
Elétron
*
PARTÍCULAS
PRÓTONS
NÊUTRONS
ELÉTRONS
MASSA RELATIVA
1
1
1/1836
É a soma do 
número de prótons (Z ou P) e o número de nêutrons (N)
do átomo
A = Z + N
P = 4 e N = 5
A =
Z
+
N
4
5
A = 9
Próton
Nêutron
Elétron
*
EXERCÍCIO: São dados os átomos A, B e C:
A: número atômico 20 e tem 21 nêutrons.
B: número de massa 40 e 22 nêutrons.
C: 20 prótons e 20 nêutrons.
Pertencem ao mesmo elemento químico os átomos:
 A e B.
 A e C.
 B e C.
 A, B e C.
 A, B e C são de elementos diferentes.
Átomos de mesmo elemento químico têm mesmo número de prótons
A: Tem 20 prótons.
B: tem Z = 40 – 22 = 18 prótons
C: Tem 20 prótons.
*
De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar um elemento químico, devem-se indicar, junto ao seu SÍMBOLO, seu número atômico (Z) e seu número de massa (A) 
Notação Geral
X
Z
A
X
Z
A
ou
C
6
12
Cl
17
35
Fe
26
56
*
Cl
17
35
Nome do elemento: _________
 A = ______
 Z = ______
 P = ______
 E = ______
 N = ______
cloro
35
17
17
17
18
Fe
26
56
Nome do elemento: _________
 A = ______
 Z = ______
 P = ______
 E = ______
 N = ______
ferro
56
26
26
26
30
*
EXERCÍCIO: Os números atômicos e de massa dos átomos A e B são dados em função de “x”.
Sabendo-se que o número de massa de A é igual ao número de massa de B, podemos concluir que:
 A e B pertencem ao mesmo elemento químico.
A
B
8x
5x + 12
3x + 4
4x – 1
5x + 12
8x
=
4
=
3
–
3x
=
12
x
=
5x
8x
12
12
=
A
32
16
B
32
15
b) B possui 16 nêutrons.
N
=
15
–
32
N
=
17
c) o número atômico de A é 15.
 o número de nêutrons é igual ao número de prótons para o átomo A.
N
=
16
–
32
N
=
16
e) o número de massa de B é 33.
*
EXERCÍCIO: As espécies químicas
3x
A
B
3x – 2
x + 5
2x – 10
Representam átomos com igual número de prótons. O número de
nêutrons encontrado em A e B é, respectivamente:
 25 e 23.
 25 e 25.
 5 e 15.
 15 e 5.
 23 e 25.
2x – 10 = x + 5
2x – x = 5 + 10
 x = 15
A
B
45
20
43
20
N = 45 – 20
N = 25
N = 43 – 20
N = 23
*
Próton
Nêutron
Elétron
+
0
–
+
+
+
+
–
–
Be
4
8
2+
íon cátion
–
–
+
+
+
+
+
+
+
+
–
–
–
–
–
–
–
–
O
8
16
2–
íon ânion
ÍON 
É a espécie química que tem o
número de prótons
diferente do
número de elétrons
*
Fe
56
26
3+
*
O
16
8
2 –
*
EXERCÍCIO: Os íons representados a seguir apresentam o mesmo(a):
a) massa.
b) raio atômico.
c) carga nuclear.
d) número de elétrons.
e) energia de ionização.
o Ca tinha 20 elétrons e perdeu 2, ficando com 18 elétrons
o K tinha 19 elétrons e perdeu 1, ficando com 18 elétrons
*
EXERCÍCIO: As afirmações referem-se ao número de partículas constituintes de espécies atômicas:
V F Dois átomos neutros com o mesmo número atômico têm o mesmo
 número de elétrons 
V F Um ânion bivalente com 52 elétrons e número de massa 116 tem 64
 nêutrons 
116
50
A
=
–
Z
N
66
=
N
V F Um átomo neutro com 31 elétrons tem número atômico igual a 31 
o número de elétrons, num átomo neutro, é igual ao número de prótons; então, um átomo com 31 elétrons terá número atômico 31 
V F Um átomo, neutro, ao perder três elétrons, mantém inalterado seu
 número atômico 
uma variação no número de elétrons não altera o número atômico, que depende apenas do número de prótons
V F Um cátion trivalente com 47 elétrons e 62 nêutrons tem número de
 massa igual a 112 
A = 50 + 62 = 112
*
EXERCÍCIO: Isótopos radiativos de iodo são utilizados no diagnóstico e
 tratamento de problemas da tireóide, e são, em geral, ministrados na forma
 de sais de iodeto. O número de prótons, nêutrons e elétrons no isótopo 131
 do iodeto são, respectivamente: 
I
53
131
–
 53, 78 e 52.
 53, 78 e 54.
 53, 131 e 53.
 131, 53 e 131.
 52, 78 e 53.
I
53
131
–
P = 53
N = 131 – 53 = 78
E = 53 + 1 = 54
*
Comparando-se dois ou mais átomos, podemos observar 
algumas semelhanças entre eles 
A depender da semelhança, teremos para esta relação uma denominação especial 
*
ISÓTOPOS
ISÓBAROS 
ISÓTONOS 
ISOELETRÔNICOS
*
Cl
35
17
Cl
37
17
Z = 17
A = 35
N = 18
Z = 17
A = 37
N = 20
Estes átomos possuem o 
mesmo número atômico 
e diferentes números de nêutrons, conseqüentemente, números de massa diferentes 
Átomos que possuem mesmo número atômico e diferentes números de
massa são denominados de 
ISÓTOPOS 
*
H
1
1
H
2
1
H
3
1
hidrogênio 1
monotério
hidrogênio leve
hidrogênio 2
deutério
hidrogênio pesado
hidrogênio 3
tritério
trítio
Somente os isótopos do hidrogênio possuem 
nomes especiais
*
C
12
6
C
13
6
C
14
6
*
Ca
40
20
K
40
19
Z = 20
A = 40
N = 20
Z = 19
A = 40
N = 21
Estes átomos possuem o mesmo número de massa 
e diferentes números atômicos 
*
Ca
40
20
K
39
19
Z = 20
A = 40
N = 20
Z = 19
A = 39
N = 20
Estes átomos possuem o 
mesmo número de nêutrons 
e diferentes números atômicos e de massa 
Átomos que possuem mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos e de massa
são denominados de 
ISÓTONOS 
*
Na
1123
+
O
8
16
2–
Ne
10
20
E = 10
E = 10
E = 10
Possuem mesmo
NÚMERO DE ELÉTRONS (E)
ISOELETRÔNICOS
 são espécies químicas que possuem mesmo número de elétrons
*
EXERCÍCIO: Dados os átomos:
Br
80
35
I )
Kr
80
36
II )
Br
81
35
III )
Kr
81
36
IV )
V F I e II são isótopos. 
A
Z
=
35
N
=
45
=
Br
80
A
Z
=
36
N
=
44
=
Kr
80
( I )
( II )
V F II e IV são isóbaros. 
A
Z
=
36
N
=
45
=
Kr
81
( IV )
V F I e IV são isótonos. 
V F II e IV são isótopos. 
V F III e IV são isóbaros 
A
Z
=
35
N
=
46
=
Br
81
( III )
*
EXERCÍCIO: O elemento químico B possui 20 nêutrons, é isótopo do
 elemento químico A, que possui 18 prótons, e isóbaro do elemento
 químico C, que tem 16 nêutrons. Com base nessas informações,
 pode-se afirmar que os elementos A, B e C apresentam,
 respectivamente, números atômicos iguais a:
a) 16, 16 e 20.
b) 16, 18 e 20.
c) 16, 20 e 21.
d) 18, 16 e 22.
e) 18, 18 e 22.
B
N = 20
A
18
18
A = 18 + 20
A = 38
38
C
38
N = 16
Z = 38 – 16 
Z = 22 
A = Z + N
Z = A – N 
*
EXERCÍCIO: Conhecem-se os seguintes dados referentes aos átomos A, B e C:
A tem número atômico 14 e é isóbaro de B.
B tem número atômico 15 e número de massa 30, sendo isótopo de C.
A e C são isótonos entre si.
Qual o número de massa de C?
A
B
C
14
isóbaros
15
30
isótopos
15
30
isótonos
N = 30 – 14
N = 16
N = 16
N = A – Z
A = Z + N
A = 15 + 16
A = 31
*
EXERCÍCIO: Sabendo que os elementos x + 5 M 5x + 4 e x + 4 Q 6x + 2 são isóbaros,podemos concluir que seus números atômicos são, respectivamente:
 7 e 6.
 14 e 6.
 14 e 7.
 2 e 2.
 28 e 14.
M
Q
6x + 2
5x + 4
x + 5
x + 4
isóbAros
6x + 2 = 5x + 4
6x – 5x = 4 – 2
x = 2
M
Q
14
14
7
6
*
Em torno do núcleo do átomo temos 
uma região denominada de 
ELETROSFERA 
A eletrosfera é dividida em 7 partes chamada 
CAMADAS ELETRÔNICAS 
ou 
NÍVEIS DE ENERGIA 
*
Do núcleo para fora estas camadas são representadas pelas letras 
K, L, M, N, O, P e Q 
L
M
N
O
P
Q
K
número máximo de elétrons, por camada 
K = 2
L = 8
M = 18
N = 32
O = 32
P = 18
Q = 8
*
Os elétrons de um átomo são colocados, inicialmente, nas camadas mais próximas do núcleo 
Na
23
11
K = 2
L = 8
M = 1
Br
80
35
K = 2
L = 8
M = 18
N = 7
*
Verifica-se que a última camada de um átomo 
não pode ter mais de 8 elétrons 
Quando isto ocorrer, devemos colocar na mesma camada, 8 ou 18 elétrons 
(aquele que for imediatamente inferior ao valor cancelado) e, o restante na camada seguinte 
Ca
40
20
K = 2
L = 8
M = 10
M = 8
N = 2
*
I
120
53
K = 2
L = 8
M = 18
O = 7
N = 25
N = 18
*
EXERCÍCIO: Um átomo tem número de massa 31 e 16 nêutrons. Qual o número de elétrons no seu nível mais externo?
a) 2.
b) 4.
c) 5.
d) 3.
e) 8.
Z = A – N
N = 16
A = 31
Z = 31 – 16 
Z = 15
K = 2 
L = 8 
M = 5 
*
EXERCÍCIO: Um átomo A possui 15 nêutrons e distribuição eletrônica
 K = 2, L = 8, M = 4
 Um outro átomo B, isóbaro de A, possui 14 nêutrons. Qual a sua
 distribuição eletrônica?
A
B
K = 2, L = 8, M = 4
N = 15
Z = 14
isóbAros
A = Z + N
A = 14 + 15
A = 29
N = 14
A = 29
Z = A – N
Z = 29 – 14
Z = 15
K = 2, L = 8, M = 5
*
Pesquisando o átomo, Sommerfeld chegou à conclusão que os elétrons de um mesmo nível não estão igualmente distanciados do núcleo 
porque as trajetórias, além de circulares, como propunha Bohr, também podem ser elípticas 
Esses subgrupos de elétrons estão em regiões chamadas de subníveis e podem ser 
de até 4 tipos
s p d f 
*
 subnível “ s “, que contém até 2 elétrons
 subnível “ p “, que contém até 6 elétrons
 subnível “ d “, que contém até 10 elétrons
 subnível “ f “, que contém até 14 elétrons
 Os subníveis em cada nível são:
K
L
M
N
O
P
Q
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
4f
5f
*
Estudos sobre as energias dos subníveis, mostram que:
s < p < d < f
Os elétrons de um mesmo subnível possuem a mesma energia.
Os elétrons de um átomo se distribuem em ordem crescente de
energia dos subníveis.
O cientista LINUS PAULING criou uma representação gráfica para
mostrar a ordem CRESCENTE de energia
dos subníveis.
Esta representação ficou conhecida como
DIAGRAMA DE LINUS PAULING
O número máximo de elétrons, em cada subnível, é:
# subnível “ s “ : 2 elétrons. 
# subnível “ p “ : 6 elétrons. 
# subnível “ d “ : 10 elétrons. 
# subnível “ f “ : 14 elétrons. 
*
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
6d
7p
7p
*
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
s
p
d
f
2
6
10
14
O átomo de FERRO possui número atômico 26, sua distribuição eletrônica, nos subníveis será...
1s
2s
2p
3s
3p
4s
2
6
2
6
2
2
3d
6
ordem crescente de energia
1s
2s
2p
3s
3p
4s
2
6
2
6
2
2
3d
6
ordem geométrica ou distância
3d
6
subnível de maior energia
4s
2
subnível mais externo
K = 2 L = 8 M = 14 N = 2
distribuição nos níveis
*
EXERCÍCIO: Agrupando os subníveis 4f, 6p, 5s e 3d em ordem crescente de energia, teremos:
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7p
7s
a) 5s, 3d, 4f, 6p.
b) 3d, 4f, 6p, 5s.
c) 6p, 4f, 5s, 3d.
d) 3d, 5s, 4f, 6p.
e) 4f, 6p, 5s, 3d.
*
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7p
7s
EXERCÍCIO: O número de elétrons no subnível 4p do átomo de manganês (Z=25) é igual a:
a) 2.
b) 5.
c) 1.
d) 4.
e) zero.
1s
2s
2p
3s
3p
4s
2
6
2
6
2
2
3d
5
*
EXERCÍCIO: O átomo 3x + 2 A 7x tem 38 nêutrons. O número de elétrons existente na camada de valência desse átomo é:
 1.
 2.
 3.
 4.
 5.
3x + 2 A 7x
N = 38
A = Z + N
7x = 3x + 2 + 38
7x – 3x = 40
4x = 40
x =
40
4
x = 10
32 A 70
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p2
*
EXERCÍCIO: Considere duas configurações de um mesmo átomo que possui dois prótons no núcleo: 
 I) 1s2 II) 1s1 2s1
Agora, assinale a alternativa correta:
 A passagem de I para II não envolve energia.
 O estado I é menos estável que o estado II.
 A passagem de II para I libera energia na forma de luz.
 O estado I corresponde a um íon de carga +2.
 O estado II corresponde a um íon de carga – 2.
*
EXERCÍCIO: Dizemos que um átomo está no estado fundamental quando todos os seus elétrons estão nas posições de menor energia permitida.
 Agora veja as distribuições abaixo:
 1s1 2s1 
 1s2 2s2 2p1
 1s2 2s2 3s1
Não estão no estado fundamental as configurações:
 Apenas I.
 Apenas III.
 Apenas I e III.
 Apenas II.
 Apenas I e II.
*
Para os CÁTIONS devemos 
distribuir os elétrons como se eles fossem neutros
e, em seguida, da última camada 
retirar os elétrons perdidos 
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
2
6
2
2
2
6
6
Fe
2+
26
*
Para os ÂNIONS devemos 
adicionar os elétrons ganhos aos já existentes no átomo e, em seguida distribuir o total 
S
2–
16
16 + 2 = 18 elétrons
1s
2s
2p
3s
3p
2
6
2
2
6
*
EXERCÍCIO: O íon abaixo possui a configuração indicada abaixo. Quantos prótons há neste íon?
a) 25.
b) 28.
c) 31.
d) 51.
e) 56.
1s
2s
2p
3s
3p
3d
2
6
2
2
6
10
X :
3+
*
EXERCÍCIO: A seguinte configuração 
da eletrosfera de uma espécie química com número atômico 8, refere-se a um: 
a) átomo neutro.
b) cátion monovalente.
c) ânion bivalente.
d) cátion bivalente.
e) ânion bivalente.
1s
2s
2p
2
6
2
*
Mecânica Quântica
Números Quânticos na Distribuição EletrônicaPRINCIPAL (n)
SECUNDÁRIO ou azimutal ou momento angular (l)
MAGNÉTICO (m ou ml)
ROTACIONÁRIO OU SPIN (s ou ms)
*
É o conjunto de 4 números
que identificam um elétron de um átomo 
Identifica o nível de energia do elétron
nível do elétron
K
nº quântico principal
1
L
2
M
3
N
4
O
5
P
6
Q
7
*
l
Identifica o subnível de energia do elétron
subnível do elétron
s
nº quântico secundário ( l )
0
p
1
d
2
f
3
*
Devido à dificuldade de calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera, o cientista Erwin Schordinger foi levado a calcular a região onde haveria maior probabilidade de encontrar um elétron 
Essa região foi chamada de ORBITAL 
Nos subníveis teremos os seguintes números de orbitais: 
O subnível “ s “ possui um único orbital na forma esférica
Didaticamente será representado por um quadrado
*
O subnível “ p “ possui três orbitais na forma de um duplo ovóide
e orientações espaciais perpendiculares entre si
Didaticamente será representado por três quadrados
*
O subnível “ d “ possui cinco orbitais
Didaticamente será representado por CINCO quadrados
*
O subnível “ f “ possui sete orbitais
Didaticamente será representado por SETE quadrados
*
RESUMINDO
s
p
d
f
*
Em um mesmo orbital encontraremos, no máximo,
2 elétrons com spins opostos 
Em um mesmo orbital os elétrons possuem SPINS opostos
*
REGRA DE HUND 
3p 5
3d 8
*
Os 5 elétrons do subnível abaixo possuem: 
3 p
5
 n = 3 
Todos estão no 3º nível de energia 
(camada “M”) 
 l = 1
Todos estão no subnível “p”
*
Identifica o orbital (orientação no espaço) do elétron
varia de – l até + l
Orbital “s” possui l = 0
Orbitais “p” possuem l = 1
Orbitais “d” possuem l = 2
Orbitais “f” possuem l = 3
0
– 1
0
+ 1
– 2
– 1
0
+ 1
+ 2
– 3
– 2
– 1
0
+ 1
+ 2
+ 3
*
1º elétron: s = – 1/2 
2º elétron: s = + 1/2 
Identifica o spin (rotação do elétron)
pode ser – 1/2 ou + 1/2
Vamos adotar a seguinte convenção: 
*
EXERCÍCIO: Um sistema atômico apresenta configuração eletrônica representada por 1s2, 2s1. Isto nos diz que existem ............ elétrons no sistema, distribuídos em .......... níveis de energia, e num total de ........ orbitais.
A alternativa que completa corretamente é:
 3, 3, 3.
 3, 2, 3.
 3, 2, 2.
 2, 3, 3.
 3, 3, 2.
3
2
2
*
EXERCÍCIO: Esta questão diz respeito à estrutura atômica.
Um dos orbitais do subnível “f” comporta, no máximo, dois elétrons. 
V
F
V
F
V
F
V
F
V
F
Dois elétrons, em um orbital do subnível “p”, devem ser 
Representados assim:
O átomo de nitrogênio (Z = 7) apresenta três elétrons não
emparelhados. 
1s
2s
2p
2
3
2
O número de orbitais vazios, no terceiro nível de um átomo
que apresenta Z = 13, é 2. 
1s
2s
2p
2
6
2
3s
3p
2
1
O subnível “ 3d “ não tem elétrons, isto é, 5 orbitais vazios. Com 2 de “3p”
Temos 7 orbitais vazios.
O elemento que tem configuração eletrônica 1s2 apresenta
dois elétrons não emparelhados. 
*
EXERCÍCIO: Assinale na coluna I as afirmações verdadeiras e na II as afirmações falsas:
Teoricamente, um átomo apresenta infinitas camadas, mas
apenas sete são conhecidas. 
V
F
V
F
V
F
V
F
V
F
Orbital é a região do espaço onde temos absoluta certeza de
encontrar um elétron. 
Spin é um número quântico associado à rotação do elétron. 
O diagrama de Pauling serve para mostrar o tamanho do átomo. 
O subnível 3 apresenta, no máximo, 10 elétrons. 
*
EXERCÍCIO: Para o elemento ferro (Z = 26) a alternativa verdadeira que indica o conjunto de números quânticos do último elétron é:
a) 4, 0, 0 e +1/2.
b) 4, 0, 0 e – 1/2.
c) 3, 2, – 2 e +1/2.
d) 3, 2, – 2 e – 1/2.
e) 4, 2, + 2 e + 1/2.
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
2
6
2
2
2
6
6
 n = 3
l = 2
 m = – 2
 s = + 1/2
*
EXERCÍCIO: Em um subnível de número quântico azimutal 2, o número quântico magnético pode assumir os seguintes valores:
 0 e 1.
 0, 1 e 2.
 apenas – 1, 0 , + 1. 
 apenas 0, + 1 e + 2.
 – 2, – 1, 0 , + 1, + 2.
orbital “s” possui l = 0
orbital “p” possui l = 1
orbital “d” possui l = 2
orbital “f” possui l = 3
– 2
– 1
0
+ 1
+ 2
*
EXERCÍCIO: Considere a configuração eletrônica a seguir do átomo de oxigênio no seu estado fundamental: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1. Os números quânticos do último elétron da camada de valência desse átomo são:
 1, 0, 0, – 1/2.
 1, 1, +1, +1/2.
 1, 0, 0, + 1/2.
 2, 1, – 1, +1/2.
 2, 1, +1, +1/2.
1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
n = 2
l = 1
– 1
0
+ 1
m = – 1
s = + 1/2
*
*