112_Teoria_atomica_-_Resumo

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TEORIA ATÔMICA 
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1 
AULA 1 - ATOMÍSTICA / MODELOS ATÔMICOS 
Evolução histórica dos modelos atômicos 
450 a.C. 
Demócrito e 
Leucipo 
Cunhagem 
do termo 
ÁTOMO 
Toda matéria 
era formada 
por átomos 
Séc. XIX J. Dalton 
Modelo 
“Bola de 
Bilhar” 
Átomos: 
esferas 
maciças, 
indivisíveis e 
imutáveis 
Séc. XIX J.J. Thomson 
Modelo 
“Pudim de 
Passas” 
Átomos 
divisíveis: 
descoberta do 
elétron 
Séc. XX E. Rutherford 
Átomo é 
um grande 
vazio 
Átomo dividido 
em núcleo 
(prótons e 
nêutrons) e 
eletrosfera 
(elétrons) 
 
 
 
 
AULA 2 - DESCRIÇÃO DO ELEMENTO - NÚMERO 
ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA 
Número Atômico (Z) 
O número atômico é dado pela letra Z. Representa a 
quantidade de prótons no núcleo. É este número que 
caracteriza um elemento químico. 
 
Número de Massa (A) 
O número de massa é o somatório do número de prótons 
(p) com o número de nêutrons (n) existentes no núcleo 
atômico. Assim, temos: 
A = p + n 
Através desta fórmula, podemos calcular o número de 
nêutrons de um determinado átomo: 
n = A - p 
É importante lembrar que quando falamos de átomos, 
estamos pensando numa espécie eletricamente neutra, ou 
seja, a quantidade de elétrons é igual em relação à 
quantidade de prótons: 
Átomo Elétricamente Neutro
n elétrons = n prótons

  
Exemplo 
23
11
sódio
Z = 11
A = 23
Na 
n = 12
e = 11






 
 
Elemento Químico 
Dizemos elemento químico quando pensamos na reunião 
de átomos de mesmo número atômico (Z). 
 
 
 
AULA 3 – DESCRIÇÃO DO ELEMENTO - ÍONS 
Os íons são espécies não eletricamente neutras, ou seja, 
são espécies carregadas positiva ou negativamente. Isto 
ocorre pela perda de elétrons. 
Dividimos os íons em cátions (positivos) e ânions 
(negativos). 
perde elétrons perde 1e23 23
11 11
íons positivos
ganha elétrons ganha 1e19 19
9 9
íons negativos
Átomo Cátions Na Na
Átomo Ânions F F




 
 
 
 
 
AULA 4 – DESCRIÇÃO DO ELEMENTO – RELAÇÕES 
ATÔMICAS 
Isótopos 
São espécies que apresentam o mesmo número atômico 
(Z), ou seja, pertencem ao mesmo elemento químico, mas 
se diferem no número de massa (A). 
1 2 3
1 1 1
Pr ótio Deutério Trítio
H H H 
 
 
Isóbaros 
Átomos que possuem igual número de massa (A), mas 
diferentes números atômicos (Z). 
40 40
20 18
Cálcio Argônio
Ca Ar
 
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2 
 
Isótonos 
Átomos com igual número de nêutrons (n), mas diferentes 
massa (A) e número atômico (Z). 
26 28
12 14
Magnésio Silício
Mg Si
 
n = 14 n = 14
 
 
 
Isoeletrônicos 
Átomos e também íons que possuem igual número de 
elétrons: 
2 2
12 8 10
10 elétrons
Mg O Ne 
 
 
 
 
AULA 5 – ESTUDO DA ELETROSFERA E MODELO DE 
RUTHERFORD-BOHR 
Modelo Atômico de Rutherford-Bohr 
Segundo Rutherford o átomo era apenas divido em núcleo 
e eletrosfera. 
O núcleo consiste numa região extremamente pequena e 
densa do átomo sendo sua carga positiva devido à 
presença dos prótons. A eletrosfera é a região externa ao 
núcleo, onde encontramos os elétrons orbitando, segundo 
Rutherford, em qualquer posição possível. 
Bohr, considerando a natureza quântica da matéria, 
consegue observar que a eletrosfera estava dividida em 
camadas ou níveis de energia. 
Ao total temos sete camadas ou sete níveis de energia, 
sendo que cada uma possui um número máximo de 
elétrons permitidos: 
 Níveis 1 2 3 4 5 6 7
Camadas K L M N O P Q
Máx de e 2 8 18 32 32 18 8



 
À medida que nos afastamos do núcleo, ou seja, nos 
caminhamos para camadas mais externas, a quantidade 
de energia aumenta. Sendo assim, a camada Q (nível 7) 
possui mais energia em relação a camada K (nível 1) da 
eletrosfera. 
Além dos níveis de energia, a eletrosfera também possui 
subdivisões, chamadas neste caso de subníveis de 
energia: 
número máx de elétrons por subnível
Subníveis energéticos
2 6 10 14
 s p d f
    
 
Considerando estas observações, o bioquímico Linus 
Pauling propôs a criação de um diagrama onde se observa 
uma sequência crescente de energia na distribuição dos 
elétrons da eletrosfera de um átomo. 
 
 
 
AULA 6 – DIAGRAMA DE LINUS PAULING 
 
 
 
 
 
 
 
 
1s2 
2s2 
3s2 
2p6 
3d10 3p
6 
4s2 4p
6 4d10 4f14 
5s2 5p
6 
5d10 5f14 
6s2 6p
6 
6d10 
7s2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Utilizando as diagonais, podemos obter a sequência 
abaixo: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 
6p6 7s2 5f14 6d10 
 
Exemplos 
1
1
K
2 2 6 2
12
K M
L
M
2 2 6 2 6 2 10
21
K N
L
 H : 1 s 
 
Mg : 1 s 2s 2p 3s 
 Sc : 1 s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
 
Observe que na distribuição do escândio (Sc) o quarto 
nível aparece no meio do terceiro quando seguimos o 
diagrama de Linus Pauling. Podemos fazer a distribuição 
considerando a sequência dos níveis e assim chamamos 
de distribuição em ordem geométrica ou ordem de 
distância: 
2 2 6 2 6 10 2
21
K N
L M
Sc: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
 
 
 
 
AULA 7 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Camada de Valência 
A camada de valência é indicada sempre pelo maior valor 
do nível de uma distribuição eletrônica. Observe abaixo a 
distribuição eletrônica do ferro: 
2 2 6 2 6 2 6
26Fe: s s p s p 4s 3d1 2 2 3 3 
Subnível mais energético
2 2 6 2 6 2 6
26
Camada de Valência
(Maior nível)
 Fe: s s p s p 4s 3d1 2 2 3 3
 
Chamamos de subnível mais energético sempre o último 
subnível escrito na distribuição. No caso do ferro, temos o 
subnível d como o mais energético. Note que a camada de 
valência e o subnível mais energético são conceitos 
diferentes. Em alguns casos a camada de valência 
comporta também o subnível mais energético. 
Camada de Valência
2 2 6 2 4
16
Subnível 
mais energético
S: 1s 2s 2p 3s 3p
 
 
 
 
AULA 8 – NÚMEROS QUÂNTICOS 
Em 1926, Werner Heisenberg (físico alemão, 1901 – 
1976), considerando os conceitos estabelecidos pela 
mecânica quântica, demonstrou ser impossível determinar 
com precisão absoluta a velocidade e a posição de um 
elétron num átomo. Essas considerações ficaram 
conhecidas como princípio da incerteza de Heisenberg. 
Sendo assim, podemos considerar de forma mais 
adequada que os elétrons se encontram ao redor do 
núcleo numa região chamada de orbital. 
Orbital: região de máxima probabilidade de se encontrar 
um elétron. 
Cada orbital possui energia e forma características. 
Após entendido o conceito de orbital, podemos entrar em 
contato com os números quânticos, que caracterizam os 
elétrons em relação às suas energias. 
Quatro números quânticos definem os elétrons: 
 Principal 
 Secundário ou Azimutal 
 Magnético 
 Spin 
Atenção: em um mesmo átomo, é nula a possibilidade de 
se encontrarem dois elétrons com os mesmos números 
quânticos. 
 
Número quânticoprincipal (N) 
Define o nível de energia do elétron num orbital. 
Quanto maior o valor de número quântico principal, maior 
a energia do elétron. Também podemos considerar que 
ele indica um distanciamento do elétron em relação ao 
núcleo. 
 
Valores possíveis para n: n = 1, 2, 3, 4, ... 
 
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É importante notar que para os elementos conhecidos 
atualmente contém elétrons apenas até o sétimo nível 
energético. Sendo assim, os valores de n vão de 1 até 7 
no máximo. 
 
Número quântico secundário ou azimutal (ℓ) 
Indica os subníveis de energia associados a cada nível 
principal. 
São designados pelas letras minúsculas s, p, d, f, g, h, 
etc. 
Os valores dos números quânticos secundário são simples 
de calcular, uma vez que vão de 0 até ℓ – 1. 
Para os elementos conhecidos, temos: 
n ℓ Letra 
1 0 s sharp 
2 1 p principal 
3 2 d diffuse 
4 3 f fundamental 
 
Cada valor do número quântico secundário indica a forma 
do orbital. 
 
Número quântico magnético (M) 
O número quântico magnético indica a orientação do 
orbital no espaço. 
Os valores assumidos pelo número quântico magnético 
são calculados da seguinte maneira: 
M ou m = - ...0... 
 ℓ mℓ 
s 0 0 
p 1 1, 0, +1 
d 2 2, 1, 0, +1, +2 
f 3 3, 2, 1, 0, +1, +2, +3 
 
 
Número quântico de spin (Ms ou S) 
O número quântico de spin indica a rotação dos elétrons 
num orbital. 
Podem assumir valores de +1/2 ou -1/2. 
É interessante notar que os químicos representam um 
orbital através de um quadrado ou um círculo. 
 
Cada orbital possui no máximo, segundo o princípio da 
exclusão de Pauli, dois elétrons com spins opostos. 
 
Observação: levando-se em consideração o primeiro 
elétron a preencher um orbital, devemos considerar: 
 Não existe uma convenção para o sentido da 
seta que representa o primeiro elétrons a 
preencher um orbital: 
 
 Também não existe uma convenção sobre o 
valor do spin: 
 
Atenção: a grande maioria dos autores do ensino médio e 
também os exercícios de vestibulares têm como 
convenção particular a seta para cima possuindo valor de 
spin -1/2.