Introdução à Teoria Atômica

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QUÍMICA GERAL 
AULA 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Marcos Baroncini Proença 
 
 
 
 
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CONVERSA INICIAL 
Nos anos em que venho ensinando Química, cada vez mais fica 
evidenciada sua importância, pois, sem ela, não existiriam novos materiais, 
como o grafeno, responsável por um salto evolutivo na transmissão e 
processamento de dados, os motores elétricos e a combustão com materiais 
cada vez mais leves e eficientes, novos combustíveis para geração de energia, 
alimentos, medicamentos, produtos de higiene e limpeza, processos industriais, 
sustentabilidade... Enfim, tudo o que nos cerca no mundo moderno depende de 
uma boa dose de entendimento da química. Para compreendermos as 
propriedades dos materiais de engenharia e de substâncias com as quais 
entramos em contato no nosso dia a dia, é fundamental que conheçamos como 
são as estruturas atômicas dos elementos que se ligam para os constituírem. 
Assim, é necessário compreender a estrutura atômica e saber representá-la para 
que, em função disso, seja possível prever algumas propriedades periódicas que 
certamente serão incorporadas aos materiais ou às substâncias geradas por 
suas ligações. 
TEMA 1 – O ÁTOMO 
1.1 Primeira teoria sobre o átomo 
Podemos atribuir a primeira teoria sobre o átomo ao filósofo Leucipo de 
Mileto, na Grécia do século V a.C., ou seja, mais de 2.400 anos atrás. Mas quem 
desenvolveu esta teoria dentro de observações materialistas e do raciocínio 
lógico foi seu discípulo Demócrito de Abdera, em suas obras literárias. 
Figura 1 – Dracma grego com a imagem de Demócrito 
 
Fonte: Andrey Lobachev/Shutterstock. 
 
 
3 
Como membro da filosofia materialista de Mileto, Demócrito acreditava 
que tudo é resultado das leis naturais e, portanto, pode ser explicado por 
interações entre elementos físicos, regidos por estas leis. Como efeito de sua 
posição materialista, e seguindo a teoria de Leucipo, Demócrito defendia, acerca 
da natureza das coisas, que 
na origem de todas as coisas estão os átomos e o vazio (tudo o mais 
não passa de suposição). Os mundos são ilimitados, engendrados e 
perecíveis. Nada nasce do nada e nada volta ao nada. Os átomos são 
ilimitados em grandeza e número, e são arrastados com o todo em um 
turbilhão. Assim nascem todos os compostos: o fogo, o ar, a água, a 
terra. Pois são conjuntos de átomos, incorruptíveis e fixos devido à sua 
firmeza. (Conforme texto doxográfico da obra de Diógenes Laércio do 
século II d.C., denominado Vidas e Doutrinas dos Filósofos Ilustres) 
Assim, tudo consistia em um número infinito de partículas extremamente 
pequenas, completamente cheias e sem espaço vazio; indivisíveis, indestrutíveis 
e eternas, que ele e seu mestre chamaram de “átomos” (do grego, a = 
negação/tomos = divisível, ou seja, não divisíveis). Esta posição foi 
revolucionária em sua época, entrando em confronto com o que pregava 
Parêmides de Eleia, da escola de Eleia, que era mais antiga, e cujos postulados 
eram defendidos por ilustres filósofos, como Aristóteles e Platão, com quem em 
diversas oportunidades Demócrito confrontou suas teorias. O ponto principal da 
discussão era a continuidade ou descontinuidade da matéria, ou seja, a presença 
ou não de vazios na natureza das coisas. 
Demócrito utilizou os sentidos humanos para oferecer analogias que nos 
possibilitassem ter uma imagem dos átomos. Ele empregou como exemplo a 
maçã, que pode ser cortada em minúsculos pedaços, o pote cerâmico, que se 
quebra em pequenos pedaços que podem ser transformados em pó por 
trituração, e a decomposição de frutas e animais. Seguindo também a escola 
pitagórica, distinguiu os átomos de acordo com formas, tamanhos e a maneira 
como se agrupam. Esta variedade de átomos seria importante para explicar a 
diferença de solidez dos objetos no mundo. 
Estes mesmos sentidos humanos eram usados por Platão e Aristóteles 
para postular que o vazio não existia, sendo todas as coisas totalmente 
preenchidas. Como nenhum dos lados possuía ferramentas para comprovar 
tacitamente suas teorias, a discussão permaneceu ao longo dos anos. Mais de 
um século se passou e Epicuro, ainda defendendo a teoria da existência do 
átomo e do vazio, acrescentou o conceito de que átomos de materiais diferentes 
teriam pesos diferentes, constituindo a primeira Teoria da Massa Atômica. 
 
 
4 
Assim, entre os séculos V a.C. e II a.C., tivemos a primeira definição do 
que seria o átomo e a massa atômica. 
1.2 Leis fundamentais da composição da matéria e a teoria atômica de Dalton 
Contribuições significativas para a compreensão de questões como a da 
estrutura da matéria só começaram a surgir a partir de 1620, quando Francis 
Bacon propôs uma metodologia de investigação dos problemas científicos 
baseada na observação e na coleta de dados. 
No final do século XVIII, pesquisadores conseguiram identificar algumas 
substâncias como elementos e outras como compostos. Começavam a ser 
estabelecidas, experimentalmente, várias leis relativas à composição da matéria 
e às reações químicas. 
A lei mais fundamental relacionada à composição da matéria é a Lei da 
Conservação das Massas, publicada pela primeira vez em 1760, em um ensaio 
do químico russo Mikhail Lomonosov. No entanto, foi o químico francês Antoine 
Laurent Lavoisier que tornou esta lei mundialmente conhecida (hoje, fala-se 
também “Lei de Lavoisier”). Por volta de 1774, usando balanças precisas como 
instrumentos de análise quantitativa, ele postulou que “A soma das massas das 
substâncias reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”, 
como resultado da análise de diversos ensaios de combustão e calcinação de 
substâncias em recipientes fechados. 
Em 1797, o também químico e francês Joseph Louis Proust elaborou a 
Lei das Proporções Constantes, ou Lei das Proporções Definidas, conhecida 
também como Lei de Proust. Ele realizou experimentos com substâncias puras 
e concluiu que, independentemente do processo usado para obtê-las, a 
composição em massa dessas substâncias era constante. Assim, postulou que 
“as massas dos reagentes e produtos participantes de uma reação mantêm uma 
proporção constante”. 
Em 1803, o químico inglês John Dalton, tomando como base a Lei das 
Proporções Definidas de Proust, postulou a Lei das Proporções Múltiplas, uma 
das leis fundamentais da estequiometria. Esta lei estabelece que, sempre que 
elementos químicos se combinam para formar um ou mais de um composto, o 
fazem numa razão de pequenos números inteiros. 
Uma vez postuladas, houve a necessidade de explicar o porquê de as 
substâncias e materiais da natureza obedecerem estas leis. 
 
 
5 
Novamente, o químico e cientista John Dalton, que desde 1793 lecionava 
matemática, física e química no New College, em Manchester, explicou o porquê 
de as substâncias e materiais da natureza obedecerem estas leis, elaborando e 
postulando a primeira teoria atômica moderna. 
Figura 2 – Sir John Dalton 
 
Fonte: Georgios Kollidas/Shutterstock. 
Dalton desenvolveu sua teoria atômica numa série de conferências que 
proferiu em Londres, nos anos de 1804 e 1805, quando expôs suas conclusões 
de ensaios com gases. Temos abaixo alguns postulados desta teoria: 
• Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas e 
indivisíveis, chamadas de átomos. 
• Os átomos são maciços e apresentam forma esférica semelhante a uma 
bola de bilhar. 
• Os átomos são indivisíveis. 
• Os átomos são indestrutíveis. 
• Os átomos de um elemento têm sempre a mesma massa média e as 
mesmas propriedades. Os átomos de elementos diferentes teriam, por 
consequência, massas diferentes e diferentes propriedades. 
• Os compostossão formados pelas combinações de átomos e elementos 
diferentes. 
• Os átomos de dois ou mais elementos podem se combinar em mais de 
uma proporção, formando mais de um composto. 
A Teoria Atômica de Dalton explicava as leis fundamentais da composição 
da matéria da seguinte forma: a Lei da Conservação da Massa foi explicada, 
pois, se as mudanças químicas efetuam só um rearranjo dos átomos em várias 
 
 
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combinações, é claro que a massa total do material envolvido na transformação 
química deve permanecer inalterada. 
A Lei da Composição Constante foi entendida nos seguintes termos: se 
os compostos são formados pela combinação de números definidos de átomos 
de elementos diferentes, a massa relativa de cada componente no composto 
deve ser a mesma. Assim, os elementos devem sempre guardar as mesmas 
proporções de massa em todas as substâncias puras do mesmo composto. 
A Lei da Proporções Múltiplas também foi esclarecida, pois, em vista dos 
átomos manterem sua massa característica, a combinação de um ou mais 
átomos de um elemento com outro leva a uma variação de peso numa relação 
múltipla simples. 
Como resultado da Teoria Atômica de Dalton, os cientistas ficaram 
estimulados para obter explicações de outros fatos observados. Logo 
descobriram que o peso de um átomo era uma de suas propriedades 
fundamentais. E, porque este peso fornecia o melhor meio quantitativo de 
distinguir os átomos dos diferentes elementos, concentraram-se na descoberta 
de valores exatos para os pesos relativos de vários átomos. Esses pesos vieram 
a ser conhecidos como “pesos equivalentes”. 
Trabalhando com esses pesos equivalentes dos elementos e, mais tarde, 
com o conhecimento do número de átomos envolvidos em cada combinação, os 
cientistas puderam deduzir pesos relativos para átomos de vários elementos. 
Esses pesos relativos são chamados de “pesos atômicos”, e são a base da 
construção da Tabela Periódica. 
TEMA 2 – ESTRUTURA ATÔMICA 
A Teoria Atômica de Dalton preconizava que os átomos dos elementos 
eram indivisíveis, e que não existiam partículas menores que os átomos. Novos 
fatos, com o aperfeiçoamento da tecnologia aplicada para este tipo de estudo, 
levaram a modificações e extensões desta teoria, orientando o estudo da 
estrutura atômica. 
 
2.1 Descoberta dos componentes do átomo 
2.1.1 Elétrons 
 
 
7 
A descoberta e a comprovação da existência do elétron remetem à última 
metade do século XIX, quando Michael Faraday iniciou uma pesquisa sobre as 
descargas elétricas em gases submetidos a baixas pressões. A pesquisa 
alcançou maior desenvolvimento quando o alemão Heinrich Geissler conseguiu 
construir tubos de vidro selados que continham eletrodos de metal. Com esses 
tubos, o físico alemão Julius Plücker observou que, próximo ao catodo, formava-
se uma luminescência de cor verde; o físico alemão Eugen Goldstein 
demonstrou que esta luminescência era provocada por raios que partiam do 
catodo e atravessavam o tubo em linha reta, chamando estes raios de “raios 
catódicos”. 
O grande passo para o uso destes conhecimentos na descoberta e 
comprovação da existência do elétron foi dado por volta de 1886, quando Sir 
William Crookes projetou um tubo em que esses raios poderiam ser melhor 
estudados. Construiu um tubo curvo, produziu vácuo em seu interior e aplicou 
altas voltagens em suas extremidades, onde se localizavam as placas metálicas. 
De seus experimentos, concluiu que os raios catódicos são formados de feixes 
de partículas com carga negativa, emitidas do catodo com velocidade muito alta. 
Figura 3 – Sir William Crookes 
 
Fonte: Domínio público. 
Figura 4 – Experimento de Crookes 
 
 
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Fonte: Sekula, 2010. 
Em 1897, Sir Joseph John Thomson, professor de física de Cambridge, 
realizou novas experiências que o levaram a concluir que os raios catódicos 
eram formados por partículas que possuem carga negativa. Tempos mais tarde, 
Thomson provou que esses raios eram desviados mediante a aplicação de 
campo elétrico, chamando a isso de “elétrons”. Thomson procurou determinar 
algumas propriedades dos elétrons, como, por exemplo, o valor da carga e a 
massa destas partículas. Com os recursos da época, não foi possível obter 
experimentalmente o valor dessas grandezas. O que ele conseguiu foi medir a 
razão entre a carga e a massa do elétron. 
Figura 5 – Sir Joseph John Thomson 
 
Fonte: Domínio público. 
2.1.2 Prótons 
O primeiro passo para a descoberta e a comprovação da existência dos 
prótons foi dado em 1886 quando Eugen Goldstein introduziu uma nova variante 
na experiência de Crookes e perfurou o cátodo da ampola. Ele percebeu um 
 
 
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feixe de raios de luz na direção oposta ao feixe dos raios catódicos. Se os raios 
catódicos eram negativos, este novo raio deveria ter um caráter positivo. 
Figura 6 – Eugen Goldstein 
 
Fonte: Domínio público. 
Em 1898, Wilhelm Wien refez os experimentos de Goldstein, mas com um 
diferencial: submeter o raio a um campo eletrostático muito mais intenso que o 
do experimento antecessor. Com seus experimentos, Wien concluiu que os raios 
eram compostos por Hidrogênio ionizado. 
Pouco antes, em 1896, a presença de partículas carregadas 
positivamente no átomo foi verificada por Antoine Henri Becquerel, cientista 
francês, nos primeiros estudos sobre radioatividade. Ele notou que certos 
elementos, notadamente o urânio, emitiam, espontaneamente, partículas 
carregadas positivamente, o que ele chamou de “partículas alfa”, e partículas 
carregadas negativamente, o que ele chamou de “partículas beta”. 
Figura 7 – Antoine Henri Becquerel 
 
Fonte: Domínio público. 
No entanto, somente 20 anos depois, em 1919, Ernest Rutherford publica 
seus estudos acerca da desintegração artificial e, consequentemente, a 
conclusão inequívoca acerca da descoberta do próton. O experimento de 
Rutherford será abordado com mais detalhes no Tema 3, quando falaremos da 
estrutura atômica. 
 
 
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Figura 8 – Ernest Rutherford 
 
Fonte: rook76/Shutterstock. 
2.1.3 Nêutrons 
Quando Ernerst Rutherford publicou os resultados de seus experimentos 
e lançou sua teoria sobre a estrutura atômica, muitas controvérsias surgiram, 
sendo a principal referente ao postulado de que o átomo teria um núcleo 
composto de partículas positivas chamadas “prótons”. Como já era amplamente 
conhecido o conceito de atração e repulsão de cargas, concluiu-se que este 
fenômeno comprometeria a estabilidade do núcleo, porque os prótons, sendo 
partículas positivas, sofreriam uma força de repulsão entre si e o núcleo se 
desfaria. Diante disso, Rutherford admitiu que deveriam existir no núcleo outras 
partículas semelhantes aos prótons, porém, sem carga elétrica. Isto explicaria a 
estabilidade do núcleo, pois tais partículas neutras evitariam que houvesse 
proximidade suficiente entre os prótons para que a repulsão pudesse ameaçar a 
estabilidade do núcleo. 
Só em 1932 o físico inglês Sir James Chadwik conseguiu comprovar este 
conceito. Em seu experimento, Sir Chadwik bombardeou o elemento berílio com 
o feixe de partículas alfa, provocando a colisão destas partículas com o 
elemento. Utilizando o conceito da Conservação da Quantidade de Movimento, 
verificou em seus cálculos que o núcleo do berílio estava emitindo partículas sem 
carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons, as quais chamou de 
nêutrons. 
 
 
 
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Figura 9 – Sir James Chadwick 
 
Fonte: Domínio público. 
2.1.4 Léptons e Quarks 
Em 1964, o professor emérito de física teórica do Instituto de Tecnologia 
da Califórnia e um dos fundadores do Instituto Santa Fé, Murray Gell-Mann, 
propôs, independentementee concomitantemente com o físico russo-americano 
George Zweig, que na época era pesquisador no Laboratório Nacional Los 
Alamos e no Massachusetts Institute of Technology – MIT, a existência dos 
quarks, que seriam as menores partículas componentes na matéria. Na época, 
a proposição era ousada e pouca gente a levou a sério. 
A evidência experimental dos quarks foi considerada convincente apenas 
na década de 1970, a chamada década de ouro da física de partículas, através 
de reações de altas energias em aceleradores/colisores de partículas, como o 
acelerador Linear de Stanford. 
Hoje é aceito pela comunidade científica que os quarks, assim como os 
léptons, são as partículas verdadeiramente elementares da matéria, sendo o 
elétron um tipo de lépton e o próton, e o nêutron constituídos de quarks. 
Figura 10 – Murray Gell-Mann 
 
Fonte: CC BY 2.5. 
 
 
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Figura 11 – George Zweig 
 
Fonte: CC BY-SA 4.0. 
2.2 Estrutura atômica 
Desde que o homem conjecturou a existência do átomo, ele busca 
desvendar como é essa estrutura. Considerando o mesmo raciocínio materialista 
de Mileto e da escola pitagórica que Leucipo e Demócrito usaram para definir o 
átomo, a primeira proposta estrutural da era moderna deve ser atribuída a Sir 
John Dalton, o qual propôs que o átomo possuía uma forma esférica, tal qual 
uma bola de bilhar. 
Porém, ponderando que o átomo seja constituído de partículas menores, 
Sir Joseph John Thomson foi o primeiro a fazer uma proposta de estrutura 
atômica. Após seus experimentos, que resultaram na comprovação da existência 
do elétron, Sir Thomson propôs que o átomo era formado por elétrons imersos 
em uma base estrutural de carga positiva, tal qual ameixas em um pudim, motivo 
pelo qual este modelo também ficou conhecido como “Modelo do pudim de 
ameixas”. É interessante observar que Sir Thomson afirmou que a carga do 
átomo seria nula, pois a carga dos elétrons anularia a carga positiva. 
Este modelo, embora suscitasse diversas controvérsias, permaneceu 
vigente até o ano de 1911, quando Ernest Rutherford apresentou sua proposta 
de modelo de estrutura atômica, resultante da análise dos resultados de seu 
experimento de laboratório sobre a desintegração dos elementos e a química 
das substâncias radioativas. Rutherford executou o seguinte experimento: 
• Uma fonte de partículas α foi colocada na boca de um detector circular. 
• As partículas α foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro. 
• A maioria das partículas α passaram diretamente através da chapa, sem 
desviar. 
 
 
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• Algumas partículas α foram desviadas com ângulos grandes. 
Figura 12 – Experimento de Rutherford 
 
Fonte: Brown; LeMay Jr.; Bursten; Burdge, 2005. 
Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de 
Rutherford seria impossível. Rutherford concluiu que as partículas carregadas 
positivamente ficavam concentradas num pequeno volume do átomo, que 
conteria a maior parte de sua massa. A esse volume chamou de “núcleo”, o qual, 
pela concentração de prótons, apresentaria carga positiva. Os elétrons estariam, 
então, espalhados por todo o espaço de volume relativamente grande que 
envolveria o núcleo, chamado de “nuvem eletrônica”. Vamos lembrar que, em 
1919, Rutherford provou a existência do próton, dando mais força à sua teoria. 
Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: 
• Supondo que o átomo seja esférico, a carga positiva deveria estar 
localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno dele. 
• O átomo, portanto, seria constituído de partículas neutras, positivas e 
negativas. 
• As partículas positivas e neutras estariam localizadas no núcleo do átomo, 
que é pequeno. A maior parte da massa do átomo se deveria ao núcleo. 
• Os elétrons estariam localizados fora do núcleo, espalhados na forma de 
nuvem. 
Assim, com estes estudos, até a descoberta do nêutron, algumas 
partículas da estrutura atômica se tornaram claras. Então, o número de prótons 
 
 
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no núcleo de um átomo ficou conhecido como “número atômico”. Também ficou 
estabelecido que o número de elétrons na nuvem eletrônica de um átomo é igual 
ao número de prótons no núcleo. Posteriormente, o número de massa foi definido 
como a soma do número de prótons e nêutrons presentes no núcleo. 
Contudo havia uma grande controvérsia referente a esta proposta de 
estrutura atômica. Tomando como base os conhecimentos da física clássica, 
estes elétrons componentes da nuvem eletrônica descreveriam uma curva 
espiralada até se chocarem com o núcleo. 
Em 1913, o físico dinamarquês especialista em física atômica Niels Henry 
David Bohr resolveu a controvérsia existente através do modelo da estrutura 
atômica que propôs e que até hoje é usado. Vale como curiosidade apresentar 
a trajetória que levou este brilhante cientista até seu modelo. No ano de 1911, 
Niels Bohr viajou da Dinamarca para a Inglaterra e foi trabalhar com Sir Thomson 
na Universidade de Cambridge, com o objetivo de desenvolver uma tese sobre 
a teoria eletrônica dos metais. Trabalhou por um ano e, como lá não encontrou 
respostas para suas indagações, em 1912 se mudou para Manchester, para 
trabalhar como assistente de Rutherford, focando seu trabalho na resolução da 
controvérsia a respeito do modelo proposto por este renomado cientista. Voltou 
para a Dinamarca em 1916, tornando-se diretor do Instituto de Física Teórica na 
Universidade de Copenhague, na qual havia se formado. Iniciou a elaboração de 
seu modelo trocando inúmeras correspondências com Rutherford. Em uma 
destas correspondências, enviou um memorando, no qual, ao final, formulou a 
hipótese de que a estabilidade dos anéis eletrônicos do modelo atômico de 
Rutherford decorreria da proporcionalidade entre a energia cinética e a 
frequência de rotação dos elétrons dispostos em “anéis” ao redor do núcleo. 
Começou seu trabalho usando a bagagem que obteve trabalhando com 
Thomson e Rutherford, partindo do princípio de que um gás emitia luz quando 
uma corrente elétrica passava por ele, porque os elétrons, em seus átomos, 
absorveriam esta energia elétrica e depois a liberariam na forma de fóton. Sendo 
assim, deduziu que deveria haver uma energia disponível para seus elétrons, a 
qual poderia ser quantizada. Montou seus preceitos usando o princípio da 
quantização da energia proposto por Planck, mas ainda sem sucesso, pois 
lançava mão da mecânica estática como premissa de resolução. Só após uma 
conversa com seu amigo, o espectroscopista Hans Hansen, que lhe questionou 
como sua teoria explicaria as séries espectrais decorrentes da fórmula de 
 
 
15 
Balmer-Rydberg (utilizada em física atômica para determinar todo o espectro da 
luz emitida pelo hidrogênio), foi que, ao estudar a dedução desta equação, 
chegou à forma definitiva. 
Figura 13 – Espectro de hidrogênio 
 
Fonte: Brown; LeMay Jr.; Bursten; Burdge, 2005. 
Para isso, estabeleceu que: 
• O equilíbrio dinâmico dos sistemas nos estados estacionários pode ser 
discutido por meio da mecânica ordinária, enquanto a passagem dos 
sistemas entre diferentes estados não pode ser tratada nessa base. 
• Esta passagem é seguida pela emissão de uma radiação homogênea, 
para a qual a relação entre a frequência e a quantidade de energia emitida 
segue o princípio da quantização da energia proposto por Planck. 
A partir desses pressupostos, Bohr chegou às relações para as energias 
estacionárias e para as energias da radiação emitidas em consequência da 
transição entre dois estados estacionários, fundamental para seu modelo, cuja 
expressão é: 
𝐸𝐸 = (−2,18 . 10−18𝐽𝐽) . � 1
𝑛𝑛2
�. 
A variável de número inteiro n destaexpressão foi chamada de “número 
quântico”, podendo assumir valores de 1 a infinito. Para cada raio atômico haverá 
um número quântico proporcional. O menor estado de energia se encontra no 
n=1, aumentando com o valor de n. Aplicando esta expressão ao átomo de 
hidrogênio, Bohr observou que havia um bom acordo entre seu modelo e alguns 
resultados experimentais conhecidos. Postulou, desse modo, seu modelo de 
estrutura atômica, no qual: 
 
 
16 
• Apenas órbitas circulares de certos raios a partir do núcleo, 
correspondentes a níveis de energias bem definidos, são permitidos para 
os elétrons em um átomo. 
• Os elétrons nestas órbitas permitidas não irradiarão energia e, portanto, 
não se moverão em uma espiral na direção do núcleo, sendo estas órbitas 
de energia estacionária. 
• A energia só é irradiada ou absorvida pelos elétrons quando mudarem de 
um estado de energia permitido para outro, sendo a energia irradiada na 
forma de fóton. 
Assim nasceu o modelo que até hoje é o mais usado, no qual o átomo é 
constituído por um núcleo contendo prótons e nêutrons e, ao redor dele, circulam 
elétrons em órbitas circulares definidas. 
Figura 14 – Representação do modelo de Bohr 
 
Fonte: Byjus, 2016. 
Até o momento, foram observados sete níveis de energia referentes à 
circulação dos elétrons ao redor do núcleo. Assim, teríamos n variando de 1 até 
7. No modelo de Bohr, estes níveis também são representados com letras 
maiúsculas, variando de K até Q. Especula-se que a representação por letras 
comece com a letra K em homenagem a Copenhague, cidade Natal de Bohr (na 
grafia nórdica, København). Este modelo atendia ao hidrogênio e a elementos 
que seguiam seu comportamento, não atendendo a átomos mais complexos. 
Coube ao seu assistente, o físico alemão Arnold Johannes Wilhelm 
Sommerfeld, em 1915, estudando os espectros de emissão de átomos mais 
complexos que o hidrogênio através da Teoria da Relatividade de Einstein e da 
Teoria Quântica, complementar o modelo proposto, admitindo que em cada 
camada eletrônica (n) havia uma órbita circular e n menos uma (n-1) órbitas 
elípticas com diferentes excentricidades. Essas órbitas elípticas foram chamadas 
 
 
17 
de subníveis ou subcamadas, e caracterizadas por l, em que l varia de 0 até 3. 
Assim, o modelo passou a ficar conhecido como “Modelo da Estrutura Atômica 
de Bohr-Sommerfeld”. 
Figura 15 – Da esquerda para a direita, Sommerfeld, Bohr e o modelo proposto 
 
Fonte: American Institute of Physics, S.d. 
A Teoria de Bohr e Sommerfeld teve de ser abandonada quando 
pesquisas mostraram que não seria correto admitir que os elétrons fossem, num 
átomo, partículas discretas com posições e velocidades definidas. 
Em 1924, Louis-Victor de Broglie, físico francês, estabeleceu o Princípio 
da Dualidade Onda-Partícula, sugerindo que todas as partículas materiais 
poderiam, eventualmente, manifestar propriedades ondulatórias. Em particular, 
pequenas partículas como os elétrons, movendo-se com uma velocidade v, 
teriam, por hipótese, um caráter ondulatório a eles associado, com comprimento 
de onda ʎ, relacionado à sua massa m e à velocidade v, em função da constante 
de Planck h, cuja expressão seria: 
ʎ = h / (m.v) 
 
 
 
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Figura 16 – Louis de Broglie 
 
Fonte: Domínio público. 
Mais tarde, em 1926, o físico alemão Erwin Schrödinger propôs que todas 
as partículas em movimento podiam ser descritas por uma equação de onda. 
Este brilhante cientista havia desenvolvido uma equação que permitia encontrar 
a função de onda de uma partícula a partir do conhecimento da energia potencial 
à qual está submetida. Aplicada aos átomos, leva ao mesmo resultado de Bohr 
para os níveis de energia do elétron no átomo de hidrogênio, além de explicar 
corretamente as propriedades dos átomos mais complexos. 
Figura 17 – Exemplo da aplicação da equação de Schrödinger para um elemento 
mais complexo que o hidrogênio. 
 
Fonte: Brown; LeMay Jr.; Bursten; Burdge, 2005. 
Figura 18 – Erwin Schrödinger 
 
 
 
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Fonte: Domínio público. 
A equação de Schrödinger – 𝐻𝐻.�𝜓𝜓 = 𝐸𝐸.𝜓𝜓 –, quando resolvida, gera uma 
série de funções de onda 𝜓𝜓 , cada uma delas associada a uma energia de ligação 
E do elétron. Esta função de onda parte da premissa de que a posição do elétron, 
como partícula discreta, não pode ser precisamente conhecida. Em lugar disso, 
tem-se uma função de onda 𝜓𝜓, perfeitamente definida em cada campo do 
espaço. 
A função 𝜓𝜓 pode ser interpretada das seguintes maneiras: 
• Sendo o elétron uma partícula discreta; o quadrado da função de onda, 𝜓𝜓, 
dá a probabilidade relativa de ele estar num dado ponto. 
• Como o elétron se espalha como uma distribuição de carga negativa, a 
densidade de carga varia de ponto a ponto, com a grandeza 𝜓𝜓2. 
Em 1927, o físico alemão Werner Heisenberg, que trabalhava no Instituto 
de Niels Bohr, em Copenhague, acrescentou a este conceito o princípio da 
incerteza. Heisenberg estava trabalhando com as implicações da Teoria 
Quântica e descobriu um problema no modo como as propriedades físicas 
básicas de uma partícula em um sistema quântico podiam ser medidas, o que 
equacionou da seguinte forma: 
∆𝑥𝑥 .∆𝑝𝑝 ≥ ℎ2 
Esta equação representa o Princípio da Incerteza, pelo qual não podemos 
medir a posição (x) e o momento (p) de uma partícula com precisão absoluta. 
Quanto mais precisamente conhecemos um desses valores, menos sabemos 
exatamente sobre o outro. A multiplicação dos erros nas medidas destes valores 
(∆x .∆p) dará um número maior ou igual à metade da constante de Planck �ℎ
2
�. 
Assim, segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição correta de 
um elétron, a radiação deve ter um comprimento de onda na ordem da incerteza 
com que se quer determinar esta posição. Quanto menor for o comprimento de 
onda, menor será o erro da posição do elétron. Entretanto, conseguindo 
estabelecer a posição provável, este elétron já não estará mais nesta posição. 
 
 
 
20 
Figura 19 – Werner Heinsenberg 
 
Fonte: CC BY-SA 3.0 de. 
Mas, afinal de contas, como fica então a estrutura atômica? 
Reparem que avançamos em conceitos e tecnologia, e estamos 
praticamente voltando a questões filosóficas da Grécia de Demócrito. 
Se o comportamento de partículas aceleradas é de onda, ou seja, pura 
energia, como explicar os aceleradores/colisores de partículas, como o 
acelerador Linear de Stanford, cujo princípio é provocar um aumento de 
velocidade em uma partícula carregada por meio de campos eletromagnéticos e 
então causar o choque desta partícula contra um ponto específico, no qual 
existem detectores que registram as bandas de energia geradas no choque? 
Para ocorrer o choque tem de existir partícula. 
Por outro lado, como explicar que o calor que vem do Sol e é transmitido 
por elétrons esquenta os cômodos de uma casa ou ambiente de trabalho 
atravessando paredes, telhado e janelas? Para isso, é preciso que seja energia 
na forma de onda. 
Como explicar nossa própria existência se as estruturas atômicas não 
forem constituídas por partículas? Como explicar o calor que trocamos com o 
ambiente se não isso não for constituído por energia na forma de onda? 
Talvez a melhor resposta esteja no Princípio de Dualidade de Luis-Victor 
de Broglie, o qual propôs que os elétrons apresentavam características tanto 
ondulatórias como corpusculares, comportando-se de um ou outro modo, 
dependendo do experimento específico. 
Portanto, podemos afirmar que a estrutura atômica é composta de um 
núcleo com prótons e nêutrons, circundado por elétrons que se comportam ora 
como partícula, ora como onda. 
 
 
21 
TEMA3 – ORBITAIS 
Como é sabido sobre a estrutura atômica, as funções de onda nos 
fornecem a probabilidade relativa de um elétron estar numa dada posição ao 
redor do núcleo. Considerando agora o conjunto de funções de onda do elétron 
num átomo, temos os chamados orbitais. Assim, podemos definir os orbitais 
como as regiões no espaço nas quais as funções de onda indicam a maior 
probabilidade de haver elétrons para os diversos níveis e subníveis de energia. 
Os subníveis são designados por letras minúsculas: s, p, d, f, g, h, i, sendo esses 
3 últimos ausentes no diagrama convencional, pois, apesar de existirem na 
teoria, não há átomo que possua tantos elétrons e que precise utilizar esses 
subníveis. Assim, os orbitais conhecidos até hoje são os orbitais s, p, d, f. Vamos 
conhecê-los. 
3.1 Orbital s 
O orbital s é denominado sharp (nítido), tendo sido o primeiro tipo de 
orbital detectado, gerando as raias espectrais de elementos simples como o 
hidrogênio. Está presente nos sete níveis principais de energia ao redor do 
núcleo, havendo, então, os orbitais 1s, 2s, 3s, 4s, 5s, 6s, 7s. O orbital 1s é 
sempre positivo e, a partir do 2s, existem regiões positivas e negativas. 
Para este orbital, há a probabilidade de estarem presentes no máximo 
dois elétrons. 
O orbital s possui simetria esférica ao redor do núcleo. Assim, este orbital 
é considerado como de representação espacial uniforme em função dos três 
eixos de coordenadas. Na figura abaixo são mostradas duas alternativas para 
representar a nuvem eletrônica de um orbital s, sendo que, da esquerda para a 
direita: 
• Na primeira, a representação indica que a probabilidade de encontrar o 
elétron (representada pela densidade de pontos) diminui à medida que se 
afasta do núcleo. 
• Na segunda, se apresenta o volume esférico no qual o elétron passa a 
maior parte do tempo. 
Devido à sua simplicidade, a segunda forma é mais empregada. 
 
 
 
22 
Figura 20 – Representações do orbital sharp(s) 
 
Fonte: Brown; LeMay Jr.; Bursten; Burdge, 2005. 
3.2 Orbital p 
O orbital p é denominado “principal”. Está presente do segundo nível de 
energia principal até o sexto nível, existindo, então, os orbitais 2p, 3p, 4p, 5p e 
6p. Tomando como referência os três eixos que compõem o espaço, existem 
três tipos de orbitais p: um ao longo do eixo x (px), um ao longo do eixo y (py) e 
um ao longo do eixo z (pz). Cada orbital p é constituído por uma região positiva 
(ao longo da parte positiva do eixo cartesiano) e uma região negativa (ao longo 
da parte negativa deste eixo). Em cada região há a probabilidade de existir no 
máximo um elétron. Portanto, haverá a probabilidade de existir um máximo de 
seis elétrons presentes neste orbital. 
A forma geométrica dos orbitais p é a de duas esferas achatadas (par de 
alteres) no sentido do núcleo atômico (ou centro do eixo) e orientada segundo 
os eixos de coordenadas. De maneira análoga ao caso anterior, os orbitais p 
apresentam n-2 nós radiais na densidade eletrônica, de modo que, à medida que 
aumenta o valor do número quântico principal, a probabilidade de encontrar o 
elétron diminui. Assim, este orbital é considerado de representação linear ao 
longo de cada eixo de coordenadas. 
Figura 21 – Representações do orbital principal (p) 
 
Fonte: DLT, S.d. 
 
 
23 
3.3 Orbital d 
O orbital d recebe o nome de diffuse (difuso). Está presente do terceiro 
nível de energia principal até o sexto nível, existindo, então, os orbitais 3d, 4d, 
5d e 6d. Tomando como referência os três eixos que compõem o espaço, 
existem cinco tipos de orbitais d: dxy, dyz e dxz, dx2-y2 e dz2. São importantes as 
seguintes características: os orbitais dxy, dyz e dxz são iguais, exceto por terem 
amplitudes máximas nos planos xy, yz e xz, respectivamente; o orbital dx2-y2 tem 
a mesma forma que o orbital dxy, mas está deslocado de 45o, de modo que seus 
lobos estão ao longo dos eixos x e y; o orbital dz2 é simétrico em torno do eixo 
z. Cada orbital d é constituído por uma região positiva (ao longo da parte positiva 
do eixo cartesiano) e uma região negativa (ao longo da parte negativa deste 
eixo). Em cada região há a probabilidade de existir no máximo um elétron. São 
de representação planar. Portanto, haverá a probabilidade de existir um máximo 
de dez elétrons presentes neste orbital. 
Os orbitais d têm uma forma mais diversificada: quatro deles têm forma 
de 4 lóbulos de sinais alternados (dois planos nodais, em diferentes orientações 
espaciais), e o último é um duplo lóbulo rodeado por um anel (um duplo cone 
nodal). 
Figura 22 – Representações do orbital diffuse (d) 
 
Fonte: Brown; LeMay Jr.; Bursten; Burdge, 2005. 
3.4. Orbital f 
O orbital f recebe o nome de fundamental. Está presente apenas no quarto 
e no quinto níveis de energia, existindo, então, somente os orbitais 4f e 5f. Estes 
orbitais têm pequeno papel nas ligações químicas. Possuem distribuição 
espacial não uniforme. Haverá a probabilidade de existir um máximo de quatorze 
 
 
24 
elétrons presentes neste orbital. Os orbitais f apresentam formas ainda mais 
exóticas que os orbitais d, que podem ser derivadas da adição de um plano nodal 
às formas destes orbitais. 
Figura 23 – Representação do orbital fundamental (f) 
 
Fonte: Pierson Chemistry, S.d. 
TEMA 4 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Paralelo ao desenvolvimento do conhecimento sobre a estrutura atômica 
e do próprio conceito de orbitais, começaram a surgir proposições de como estes 
elétrons se distribuiriam ao redor no núcleo para cada elemento químico. Vamos 
tratar deste conceito neste tema. 
4.1 Linus Pauling 
O modelo aceito pela comunidade científica para predizer como os 
elétrons se distribuem ao redor do núcleo é o proposto por Linus Carl Pauling. 
Mas, antes de apresentar este modelo, é importante falar deste importante 
cientista, e sobre como ele chegou a este modelo. 
A contribuição de Linus Pauling para o desenvolvimento científico no 
século XX é de tamanha importância, que a conceituada revista britânica New 
Scientist o colocou, com Albert Einstein, na lista dos 20 maiores cientistas de 
todos os tempos. Foi a única pessoa a ser agraciada duas vezes com o Prêmio 
Nobel. 
É interessante ressaltar que, embora seja reconhecido como um dos 
maiores químicos do século XX, ele desenvolveu trabalhos em diversas áreas, 
como mineralogia, química, biologia, medicina e até na área automotiva, 
participando de estudos de desenvolvimento de carros elétricos na década de 
1950. Também foi um dos pioneiros da química quântica e, por último, suas 
 
 
25 
crenças no consumo regular de vitamina C levaram ao início da medicina 
ortomolecular. 
Figura 24 – Linus Carl Pauling 
 
Fonte: Domínio público. 
A caminhada para o desenvolvimento de seu diagrama de distribuição 
eletrônica começou quando ele ingressou na Universidade Agrícola do Oregon, 
em 1917. No seu segundo ano de curso, tendo manifestado a necessidade de 
conseguir um emprego para ajudar financeiramente sua mãe, recebeu a 
proposta de assumir a cátedra da disciplina de química analítica quantitativa que 
acabara de concluir com méritos. Assim, começou a ter maior contato com os 
conhecimentos de química, em especial com o trabalho de Lewis e Langmuir 
sobre a configuração eletrônica dos átomos, assim como a forma como estes se 
ligavam para formar moléculas. Neste momento, decidiu aprofundar seus 
estudos e investigações científicas focado na compreensão da relação da 
estrutura atômica da matéria com as suas propriedades físicas e químicas. 
Desenvolveu seus estudos até concluir seu doutorado no Instituto de Tecnologia 
da Califórnia com a menção máxima, summacum laude, em 1925. Em função 
disso, ganhou uma bolsa da Fundação Guggenheim, que o permitiu se deslocar 
para a Europa e desenvolver estudos sob orientação de Sommerfield, Bohr e 
Schrödinger. Voltou aos Estados Unidos em 1927, ingressando como professor 
assistente de química teórica no Instituto de Tecnologia da Califórnia, seguindo 
sua carreira até o cargo de professor titular. Nesta instituição, investigou 
profundamente a natureza das ligações químicas, o que o levou à edição de seu 
famoso livro The Nature of the Chemical Bond, publicado em 1939. Este livro é 
considerado um dos mais importantes trabalhos de química publicados, sendo 
 
 
26 
nele inseridos, como resultado de seus estudos, os conceitos de 
eletronegatividade, de hibridação e seu modelo de distribuição eletrônica. 
4.2 Diagrama de Linus Pauling 
O Diagrama de Linus Pauling é elaborado para auxiliar na distribuição dos 
elétrons pelos subníveis da eletrosfera. A eletrosfera é a região externa do átomo 
onde se localizam os elétrons. Segundo Pauling, teoricamente, cada camada da 
eletrosfera é dividida em subníveis. 
A camada K é composta pelo subnível s. A camada L é composta pelos 
subníveis s e p. A camada M é composta pelos subníveis s, p e d. A camada N 
é composta pelos subníveis s, p, d e f. A camada O é composta pelos subníveis 
s, p, d, f e g. A camada P é composta pelos subníveis s, p, d, f, g, e h. A camada 
Q é composta pelos subníveis s, p, d, f, g, h e i. 
Os subníveis suportam no máximo: s – 2 elétrons; p – 6 elétrons; d – 10 
elétrons; f – 14 elétrons; g – 18 elétrons; h – 22 elétrons; i – 26 elétrons. 
Assim, a camada K, que só possui o subnível s, apresenta no máximo 2 
elétrons. Já a camada L, que possui os subníveis s e p, apresenta no máximo 8 
elétrons (2 provenientes do subnível s e 6 provenientes do subnível p), e assim 
sucessivamente. 
Linus Pauling elaborou, portanto, um dispositivo prático que permite 
colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de 
energia. É o processo das diagonais, denominado Diagrama de Pauling. A ordem 
crescente de energia dos subníveis é a ordem na sequência das diagonais, em 
que cada número corresponde a uma camada eletrônica: 
1=K, 2=L, 3=M, 4=N, 5=O, 6=P, 7=Q 
A representação deste diagrama segue abaixo: 
Figura 25 – Diagrama de Linus Pauling 
 
Fonte: CC BY-SA 3.0. 
 
 
27 
TEMA 5 – FAZENDO A REPRESENTAÇÃO DA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Chegamos à parte final desta aula. Mostraremos, neste tema, como usar 
os conhecimentos anteriores para fazer a representação da distribuição dos 
elétrons ao redor do núcleo e, com isso, prever algumas características dos 
elementos químicos. 
5.1 Ferramentas úteis e representação 
Vamos nos valer inicialmente de alguns conceitos já vistos: 
• O primeiro conceito é o do número atômico e da equivalência do número 
de prótons e de elétrons. Vimos que o número atômico é o número de 
prótons no núcleo e que os átomos possuem o mesmo número de prótons 
e de elétrons em sua estrutura. Acrescento a isso, como 
complementação, o conceito de massa atômica, que é a soma do número 
de prótons e nêutrons do núcleo. Antecipando o que veremos na aula 3, 
quando abordaremos a Tabela Periódica, a representação do número 
atômico (Z) e da massa atômica (A) nos elementos ocorre como abaixo: 
AEZ 
Digamos que um elemento tenha a seguinte representação: 9E4. Neste 
caso, os valores do número atômico e da massa atômica seriam Z=4 e 
A=9. O fato de ter Z=4 indica 4 prótons no núcleo. Como o número de 
elétrons é igual ao número de prótons, ele terá 4 elétrons distribuídos em 
níveis de energia ao redor do núcleo. Também podemos determinar a 
quantidade de nêutrons que possui, pois a massa atômica é a soma do 
número de prótons com o de nêutrons no núcleo. Como A=9 e Z=4, o 
número de nêutrons será dado por 9-4=5, ou seja, 5 nêutrons no núcleo. 
A propósito, o elemento que possui esta configuração é o berílio (Be). 
• O segundo é o Diagrama de Linus Pauling. Usando como base a 
representação do diagrama da figura 25, poderemos fazer a distribuição 
dos elétrons do berílio por níveis de energia. Como vimos, ele tem 4 
elétrons. Assim, usando o diagrama, sua distribuição será: 
1s2, 2s2 
 
 
28 
Repare que foram alocados 2 elétrons na camada K e dois elétrons na 
camada L. 
• O terceiro é o Modelo de Bohr, segundo o qual o átomo é formado pelo 
núcleo contendo prótons e nêutrons, circulando ao redor dele elétrons em 
órbitas circulares bem definidas. Como já obtivemos o número de prótons, 
o número de nêutrons e a distribuição dos elétrons, agora é só transcrever 
para o modelo de Bohr: colocamos um núcleo contendo 4 prótons e 5 
nêutrons e distribuímos os elétrons nas camadas ao redor do núcleo: 
 
Repare que, no núcleo, foi indicada numericamente a quantidade de 
prótons e de nêutrons presentes, e que estes foram alocados conforme a 
distribuição eletrônica segundo o Diagrama de Linus Pauling – dois 
elétrons na camada K (os dois alocados no seu orbital s) e dois elétrons 
na camada L (os dois alocados no seu orbital s). Estes elétrons podem 
ser alocados em qualquer posição dessas camadas, em função do 
Princípio da Incerteza.de Heisenberg. Como ficaria, então, a 
representação da distribuição eletrônica para o flúor? 
35Cl17 
No caso do Cl, teremos Z=17 e A=35. Assim, serão 17 prótons, 17 elétrons 
e 18 nêutrons (35-17=18). Sua distribuição eletrônica será: 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 
Repare que, no nível de energia mais alto, embora possam existir até 6 
elétrons no orbital p, foram alocados 5, pois os outros 12 já haviam sido 
alocados nos níveis de energia anteriores. Assim, ficará com 2 elétrons 
na camada K (os dois do orbital s) e 8 elétrons na camada L (os dois do 
orbital s mais os seis do orbital p) e 7 elétrons na camada M. Portanto, 
sua representação será: 
 
 
29 
 
5.2 Predizendo algumas propriedades 
Através da análise comparativa entre os elementos Be e Cl representados 
anteriormente, podemos predizer algumas propriedades, até de forma intuitiva. 
Levando em conta que o raio atômico é a distância entre o centro do 
núcleo e a última camada de energia, comparativamente o Cl terá raio atômico 
maior que o Be. Se levarmos em conta que os elétrons são atraídos pelas cargas 
positivas do núcleo, podemos dizer que a camada mais externa – a “camada de 
valência” – do Cl sofre maior atração para o núcleo que a camada mais externa 
do Be. Esta atração se refletirá na eletronegatividade proposta por Linus Pauling, 
e que veremos já na aula 2, quando abordaremos as ligações químicas. Mais 
propriedades serão tratadas nas próximas aulas. 
FINALIZANDO 
Com os conhecimentos apresentados nesta aula, mostramos a 
importância de compreender a estrutura atômica e de sabermos representá-la. 
Agora, você está habilitado a usar estes conceitos como base para entender as 
propriedades e, mais adiante, com os conhecimentos das aulas seguintes, 
predizer os comportamentos dos elementos químicos e das substâncias e 
materiais formados por eles. 
 
 
 
30 
REFERÊNCIAS 
COTARDIERE, P. História das ciências: da antiguidade aos nossos dias. São 
Paulo: Texto & Grafia, 2011. v. 1. 
FARNDON, J. A história da ciência por seus grandes nomes. 6. ed. São 
Paulo: Coquetel, 2015. 
GOMPERZ, T. Pensadores da Grécia. História da filosofia antiga. São Paulo: 
Ícone, 2011. Tomo I. 
MAHAN, H.; BRUCE, M. & MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4. ed. 
São Paulo: Edegard Blücher, 1995. 
PAZ, M. L. de A. L. Grande enciclopédia do saber – física e química. São 
Paulo: Editorial Amereida, 2010. 
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo:McGraw-Hill do Brasil, 1994. v. 
1 e 2. 
THEODORE, l. B.; LEMAY, E. H. Jr. & BURSTEN, E. B. Química, a ciência 
central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
 
	Conversa inicial
	Nos anos em que venho ensinando Química, cada vez mais fica evidenciada sua importância, pois, sem ela, não existiriam novos materiais, como o grafeno, responsável por um salto evolutivo na transmissão e processamento de dados, os motores elétricos e ...
	TEMA 1 – O ÁTOMO
	TEMA 2 – ESTRUTURA ATÔMICA
	TEMA 3 – ORBITAIS
	TEMA 4 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
	TEMA 5 – FAZENDO A REPRESENTAÇÃO DA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
	FINALIZANDO
	REFERÊNCIAS