quimica 1

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Teoria atômica da matéria
 Pesos atômicos ou massas atômicas
Unidade 1 - Estrutura Atômica
Teoria atômica da matéria
Introdução à unidade de ensino
A Estrutura Atômica
Linha do Tempo
A Evolução do Átomo
Estrutura atômica | Tópico 1: Teoria atômica da
matéria
Nome dos professores-autores
 
• Clarissa Lussoli Lopes
• Katiusca Wessler Miranda 
Introdução à unidade de ensino
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Introdução à unidade de ensino
Olhe para os seus arredores. Veja a infinidade de formas, cores, texturas e inúmeras outras propriedades de
tudo o que lhe envolve. Como podemos explicar isso?
Por exemplo, o que difere uma safira de um rubi? Por que a safira pode ser incolor, azul, púrpura ou rósea? O
que lhe confere a transparência ou a opacidade? O que define a sua rigidez estrutural? Quais são os
materiais que lhe cercam?
As respostas para essas questões começam lá na estrutura mínima da qual tudo é formado - O ÁTOMO.
Toda a matéria que existe no mundo é formada por, pelo menos, um dos 118 tipos de átomos, sendo cada
um deles um diferente elemento químico.
Conhecer o átomo, saber quais partículas o constituem e como elas se comportam, pode responder
algumas dessas questões. E é isso que vamos explorar nesta unidade de ensino.
Ao final desta unidade, você será capaz de:
VA M O S C O M E Ç A R ?
Entender a natureza mais profunda de tudo o que existe foi algo que sempre intrigou e instigou a
humanidade. As primeiras teorias de que o mundo material era composto de pequenas partículas
indivisíveis, geralmente, têm seu início atribuído à Grécia com Leucipo de Mileto e seu discípulo Demócrito
de Abdera. No entanto, o objetivo aqui não é entrar em fatos históricos, mas conhecer, principalmente, a
evolução da estrutura atômica.
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A Estrutura Atômica
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Linha do Tempo
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A Evolução do Átomo
1808
John Dalton - Bola de Bilhar
Vamos partir da teoria do químico John Dalton, que publicou quatro postulados que originaram a teoria atômica:
 
1. Cada elemento é composto de partículas extremamente pequenas, indivisíveis, chamadas de átomos;
2. Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos;
3. Os átomos de um elemento não podem ser transformados em átomos de outros elementos por meio de
reações químicas – os átomos não são criados ou destruídos em reações químicas;
4. Compostos são formados quando os átomos de mais de um elemento se combinam.
Observe que dois dos postulados de Dalton chamam muito a atenção: 1) o átomo é indivisível (daí o nome
Átomo - do grego indivisível) e 2) átomos de um mesmo elemento são idênticos.
 
FIGURA 1 - Átomo - Bola de Bilhar
Enquanto os cientistas desenvolviam métodos para comprovar a característica indivisível da matéria, eles
começaram a perceber que o átomo não era uma partícula mínima e indivisível, mas, sim, uma estrutura
complexa e repleta de partículas subatômicas, com diferentes tamanhos e cargas (BRADY; HUMISTON, 1986;
BROWN, 2015). 
1897
Joseph John Thomson - Pudim de Passas
Em 1897, surgiu a primeira evidência da estrutura interna do átomo, com a descoberta do elétron. Thomson
realizou experimentos com raios catódicos e concluiu que o átomo seria algo maciço, com carga elétrica
positiva, e elétrons (cargas elétricas negativas) suspensos nele.
 
O modelo proposto por Thomson, conhecido como pudim de passas, consiste em uma esfera maior, que
representa massa positiva e esferas menores, distribuídas ali dentro, que representam as cargas negativas. No
entanto, esse modelo foi descartado logo em seguida.
 
FIGURA 2 - O Átomo - Pudim de Passas
1908
Ernest Rutherford - Modelo Planetário
Rutherford estudava ângulos de deflexão de partículas alfa, que eram bombardeadas em uma fina folha de
platina. Surpreendentemente, ele notou que algumas partículas passavam pela lâmina de platina, sem desvio,
ou com um desvio muito baixo, outras eram desviadas em, praticamente, todas as direções, e outras, ainda,
eram completamente refletidas. Isso sugeria que as partículas haviam encontrado campos elétricos,
consideravelmente, maiores que aqueles previstos pelo modelo de Thomson.
 
FIGURA 3 - O Átomo de Rutherford
O modelo planetário seria constituído de pequenas esferas de intensa carga positiva, o núcleo, com os elétrons
separados por um vasto espaço vazio, formando uma nuvem ao redor desse núcleo. Assim, as partículas que
passaram pela lâmina, praticamente, sem desvios foram aquelas que cruzaram o espaço vazio entre a nuvem e
o núcleo, e as defletidas foram aquelas que atingiram o núcleo de intensa carga positiva, sendo a repulsão
gerada entre cargas iguais (BRADY; HUMISTON, 1986; BROWN, 2015).
 
FIGURA 4 - O átomo – modelo planetário
1913
Niels Henrik David Bohr - Modelo Rutherford-Bohr
Bohr dizia que os elétrons não formavam uma nuvem estática ao redor do núcleo, mas se encontravam
orbitando esse núcleo em trajetórias circulares mantidas por forças eletrostáticas.
 
FIGURA 5 - O Átomo - Rutherford-Bohr
Segundo Bohr:
1. Cada órbita contém um nível de energia, definido e constante, na qual estão os elétrons. A quantidade de
energia está em função da distância do núcleo;
2. O nível de energia é quantizado, ou seja, cada elétron, em uma determinada órbita, tem uma quantidade de
energia não irradiada;
3. É possível fornecer energia para um elétron para que ele realize um salto quântico. Quando isso acontece
dizemos que o átomo está em seu estado excitado. No entanto, o elétron tende a voltar para o seu estado
fundamental e devolve a mesma quantidade de energia absorvida. Quando isso ocorre, o átomo emite
radiação eletromagnética com um determinado comprimento de onda, que é característico da quantidade
de energia que ele está emitindo.
FIGURA 6 - Salto Quântico dos Elétrons
1919 e 1932
Ernest Rutherford e James Chadwick - Descoberta de prótons e nêutrons
Estudos subsequentes levaram a uma melhor compreensão do núcleo do átomo. Em 1919, Rutherford
descobriu as partículas positivas (prótons) e, em 1932, James Chadwick descobriu as partículas neutras
(nêutrons).
1922
Erwin Schrödinger - Equação da onda, os Orbitais
Após o entendimento de Bohr, que os elétrons estavam orbitando em torno do núcleo, Schrödinger propôs
equações que descrevem o comportamento desse elétron. Essas equações nos indicam a probabilidade de
encontrar um elétron em um determinado local do espaço, que Schrödinger chamou de orbital. 
 
Portanto, essas equações nos mostram, graficamente, as formas físicas dos orbitais ao redor do núcleo. Os
orbitais s apresentam uma forma esférica, centrada no núcleo do átomo. Observe que temos vários tamanhos,
isso por que existem elétrons há várias distâncias do núcleo (níveis energéticos).
 
FIGURA 7 - Orbitais s
Os orbitais p apresentam maior concentração em lados opostos do núcleo, mostrando uma forma de haltere
com dois lóbulos. Observe que temos nas 3 direções x, y e z.
 
FIGURA 8 - Orbitais p
Os orbitais d e f apresentam diferentes formas e orientações no espaço. Abaixo, podemos ver os formatos dos
orbitais d em todas as direções.
 
FIGURA 9 - Orbitais d
FIGURA 10 - Orbitais f
Caso tenha interesse em buscar mais informações em relação aos fatos históricos do desenvolvimento do
átomo, você pode encontrar no livro Química Geral e reações químicas. vol. 1 (2009) de John C. Kotz, que está
disponível em “Minha Biblioteca” na plataforma SOL Aluno.
Pesos atômicos ou massas atômicas
O Átomo Moderno
O Diagrama da Linus Pauling
Bibliogra�a
Estrutura atômica | Tópico 2: Pesos atômicos ou
massas atômicas
Agora que você aprendeu sobre a evolução do modelo atômico, vamos enxergar o átomo como umaglomerado de partículas carregadas. Cada átomo apresentará um núcleo no qual se encontram os prótons
(+) e os nêutrons (sem carga), e a maior parte do raio desse átomo se deve ao espaço em que estão os
elétrons (-). Para medidas em escala atômica, é comum fazer o uso do angstrom (símbolo Å), sendo que 1 Å
= 1 x 10-10 m. Nessa escala, notamos que a maioria dos átomos apresenta um diâmetro de 1 a 5 Å.
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O Átomo Moderno
Peso ou massa atômica
Como já visto, no núcleo dos átomos, encontram-se prótons (p) e nêutrons (n), sendo que a quantidade
dessas partículas é muito importante para a caracterização dos átomos. Observe, na tabela, que a massa do
átomo (A) é, basicamente, a massa das partículas presentes no núcleo, pois a massa dos elétrons é,
praticamente, desprezível.
QUADRO 01 - Massa de partículas atômicas
Fonte: Elaborado pelo autor.
Logo, podemos concluir que a massa do átomo é calculada por:
A = p + N
Se enxergarmos o átomo como um aglomerado de cargas elétricas, é esperado que, para termos o equilíbrio
desse átomo, a quantidade de cargas positivas (prótons) deva ser igual à quantidade de cargas negativas
(elétrons). Sabendo que o número atômico (Z) de um átomo é, exatamente, o número de prótons contidos
nesse mesmo átomo, podemos descrever a igualdade fundamental do átomo como.
Z = p = e
Um átomo pode ser, então, representado com o seu número atômico subscrito à sua esquerda e seu número
de massa sobrescrito à sua esquerda. Assim, o símbolo representa um átomo de carbono com número de
massa igual a 12 e número de prótons igual a 6, como vemos abaixo.
A massa dos átomos também apresenta uma escala especial para ser medida: visto que os átomos são,
extremamente, diminutos, em vez de usarmos a escala da grama para representar a massa atômica,
usamos a unidade de massa atômica (u) para representar a massa em escala atômica.
Agora, quando uma reação ocorre, as partículas dos átomos responsáveis por tal interação são os elétrons,
e não os núcleos. Então, as propriedades químicas dos átomos são decorrentes do modo como esses
elétrons encontram-se organizados na nuvem eletrônica que circunda o núcleo do átomo, algo que tem
ligação direta com a quantidade de prótons do núcleo, pois, para um átomo ser neutro, o número de elétrons
deverá ser idêntico ao número de prótons. É possível descrever cada elétron em um átomo a partir de
quatro números quânticos:
1. Número quântico
principal (n), número inteiro
e positivo. Quanto maior for
esse número, mais alta é a
energia do elétron e mais
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g
longe do núcleo ele se
encontra.
2. Número de momento
angular quântico (l), esse
número quântico define a
forma do orbital e,
geralmente, seus valores
são representados por
letras: 0 → s, 1→ p, 2 → d e
3 → f.
3. Número quântico
magnético (ml), que pode
apresentar valores entre −l
e +l, com zero incluso. Esse
número descreve a
orientação do orbital no
espaço.
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4. Número quântico de spin
(s), que representa o
movimento de rotação dos
elétrons em torno do
próprio eixo. Por
convenção, os valores
possíveis são +½ (sentido
horário) e -½ (sentido anti-
Cada subnível de energia é
dividido em orbitais,
representados no
diagrama, abaixo, por
caixas. 
A i b í l l
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03
04
Assim, no subnível s, no qual
localizam-se, no máximo, dois
elétrons, apenas uma caixa é
mostrada. 
No subnível p, no qual
localizam-se, no máximo, 6
elétrons, três caixas são
mostradas, ou seja, cada
orbital (ou caixa) acomoda
até dois elétrons.
Os formatos reais desse
orbitais, desenvolvidos por
Schrödinger, são
demonstrados ao lado do
diagrama de energia
FIGURA 11 - Diagrama de níveis de energia de orbitais nos átomos
Fonte: Ânima Digital, 2018.
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Depois de tudo o que vimos, até aqui, podemos fazer a distribuição eletrônica e por nível de energia, de
elétrons em um átomo. Para fazer essa distribuição por nível de energia, nos baseamos no diagrama de
Linus Pauling, representado abaixo:
FIGURA 12 - Diagrama de Linus Pauling
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O Diagrama da Linus Pauling
Fonte: Ânima Digital, 2018.
Nesse diagrama, enxergamos a distribuição dos elétrons em camadas (distâncias do núcleo), que são
representadas por números de 1 a 7, bem como dentro dos subníveis, s, p, d e f, respeitando o número
máximo de elétrons que cada subnível comporta. Observe, na imagem abaixo, o que cada letra ou número
representa.
Leia o diagrama sempre seguindo o sentido das flechas, por exemplo, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, e assim por
diante. 
Vamos fazer a distribuição eletrônica, por nível de energia, para um átomo
com número atômico Z = 16?
RESOLVENDO –
O último conjunto de orbital, na sequência da distribuição, é chamado nível mais energético, segundo Linus
Pauling. Já a camada de valência é a camada onde estão os orbitais e elétrons que participarão de uma
possível ligação química. Vamos ver mais alguns exemplos?
Sabemos que z = p = e. Logo, o átomo tem 16 prótons e 16 elétrons. Esse átomo é o Enxofre (S) e sua
distribuição será: S - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
 
Pressione a imagem abaixo para vê-la em um tamanho maior.  
OBSERVE QUE –
1. Cada orbital será representado por uma caixa e cada elétron será representado por uma meia seta,
apontando para cima, se o número de spin for +½, ou apontando para baixo, se o número de spin for -
½. Quando um orbital está completo, ou seja, com dois elétrons, dizemos que os elétrons estão
emparelhados;
2. Pela Lei de Hund, os elétrons devem ser emparelhados de forma paralela (com o mesmo sentido de
rotação/spin), até que todos os orbitais apresentem elétrons, pois, assim, os elétrons (cargas iguais)
estarão mais afastados uns dos outros e, consequentemente, com menor nível de energia. Veja o
exemplo do orbital 3p4.
Veja o Exemplo do Magnésio que tem Z = 12.
RESOLVENDO –
Sabemos que z = p = e. Logo, o átomo tem 12 prótons e 12 elétrons.
 
Pressione a imagem abaixo para vê-la em um tamanho maior. 
OBSERVE QUE –
1. Nesse exemplo, o nível mais energético também é a camada de valência e, assim, podemos concluir
que esse átomo apresenta 2 elétrons para realizar uma ligação química.
Agora, vejamos o exemplo do Fe:
RESOLVENDO –
Sabemos que z = p = e. Logo, o átomo tem 26 prótons e 26 elétrons.
 
Pressione a imagem abaixo para vê-la em um tamanho maior. 
OBSERVE QUE –
1. Nesse caso, a camada mais energética não é a camada de valência. É muito comum os alunos
indicarem o último conjunto de orbitais (nesse caso 3d6) como a camada de valência. Como
reconhecer a camada de valência, então? Lembre-se que os orbitais e elétrons, que participam da
ligação química (os que estão na camada de valência), devem ser os mais expostos possíveis, pois
eles devem fazer contato com a eletrosfera do átomo vizinho, que também participará da ligação
química. Então, a camada de valência é sempre a que está mais afastada do núcleo, ou seja, a de
maior número quântico principal (nesse exemplo, o 4);
Vamos analisar o exemplo do átomo de Bromo com z = 35
2. O átomo de ferro utiliza, primeiramente, os elétrons do orbital 4s para fazer uma ligação química, caso
ele necessite de mais, ele passa a utilizar os elétrons do orbital 3d.
RESOLVENDO –
Sabemos que z = p = e. Logo, o átomo tem 35 prótons e 35 elétrons.
 
Pressione a imagem abaixo para vê-la em um tamanho maior. 
OBSERVE QUE –
1. A camada de valência é a 4 e, nessa camada, temos um total de 7 elétrons para participarem da
ligação química;
2. O nível mais energético é o 4p5, pois é o último conjunto de orbitais, segundo Linus Pauling.
Você pode saber mais sobre a distribuição dos elétrons no livro Princípios de Química: questionando a vida
moderna e o meio ambiente, de Peter W. Atkins e Loretta Jones, (2012) que está disponívelem “Minha
Biblioteca” na plataforma SOL Aluno.
VIDEOAULA - O Átomo
Então gostaram? Acharam interessante como ocorreu o
C O NT I NU E
Então, gostaram? Acharam interessante como ocorreu o
entendimento do átomo? 
ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto
Alegre: Bookman, 2012.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química Geral e reações químicas. vol. 1. São Paulo: Cengage
Learning, 2009.
BRADY, J. Química: a matéria e suas transformações. Rio de Janeiro: LTC, 2009.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química, a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall,
2005.
Fotos: Grupo Ănima Educação e Banco de Imagens DP Content.
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Bibliografia