Teoria Atomica

Prévia do material em texto

1 
 
 
Instituto de Química 
Departamento de Química Fundamental 
Material Suplementar para Turmas de Química Geral IC310 
 
 
 
Estrutura Atômica 
 
 
 
 
Material criado pelo Professor Doutor Leonardo da Cunha Ferreira, 
DQF-IQ, UFRRJ 
2 
 
Sumário 
Tópico Página 
1. A Filosofia Grega e as Primeiras Concepções 
da Matéria 
 
3 
2. O Método Científico 
 
8 
3. O Modelo Atômico de Dalton 
 
11 
4. A Natureza Elétrica da Matéria 
 
13 
5. A Descoberta de Informação Quantitativa do 
elétron e o Modelo Atômico de Thomson 
 
15 
6. A Carga e a Massa do elétron 
 
17 
7. Partículas Positivas 
 
18 
8. Radioatividade 
 
21 
9. O Átomo Nuclear: O Modelo Atômico de 
Rutherford 
 
22 
10. O Nêutron 
 
24 
11. Isótopos, Isóbaros, Isótonos e i 
isoeletrônicos 
 
26 
12. Radiação Eletromagnética e o Espectro 
Atômico 
 
29 
13. A Teoria de Bohr do átomo de Hidrogênio 
 
35 
14. A Mecânica Quântica Ondulatória 
 
39 
15. A Origem dos Elementos Químicos 
 
51 
16. A Tabela Periódica 55 
 Bibliografia 59 
3 
 
“O Fogo vive a morte da terra e nossas vidas a morte do fogo.” 
Heráclito de Éfeso, filósofo grego 
 
1. A Filosofia Grega e as Primeiras Concepções da Matéria 
 
As primeiras concepções acerca da composição da matéria foram feitas 
pelos chamados filósofos pré-socráticos. Eles recebem essa denominação 
porque antecedem o aparecimento de Sócrates (470-399 a.c), que juntamente 
com seu discípulo Platão (428-348 a.c) fomentam uma ruptura na forma de 
pensar dos antigos filósofos gregos materialistas. Antes de Sócrates e Platão, 
alguns filósofos criaram uma série de Escolas de Filosofia que se preocupavam 
em formular ideias sobre a estrutura básica da matéria. Na língua grega, a 
palavra Physis (Φύσις) significa Natureza, daí que todos os filósofos que se 
preocupavam com a estrutura do universo e, consequentemente da natureza 
em si, eram chamados de físicos. 
Neste pensamento original pré-socrático, os filósofos buscavam o 
chamado arKhé (ἀρχή), que seria o princípio ou elemento básico a partir do 
qual todas as coisas na natureza seriam constituídas. Como veremos mais 
adiante, diferentes filósofos (ou físicos, como eram conhecidos) e escolas de 
filosofia pré-socráticas criadas por estes, defendiam que a matéria seria 
constituída por um arkhé em particular. Neste momento de nosso texto é 
importante ressaltar que todas as concepções que serão mostradas a seguir 
faziam uso apenas da intuição e imaginação filosóficas e não faziam uso 
daquilo que mostraremos adiante como sendo o chamado Método Científico. 
Ou seja, os físicos pré-socráticos não verificavam seus conceitos acerca da 
constituição da matéria empiricamente e cientificamente, mas apenas pela 
imaginação filosófica. 
O primeiro dos físicos pré-socráticos conhecido é Tales de Mileto (624-
546 a.c) que viveu na ásia menor ainda no século VII antes da era cristã. Tales 
criou uma escola de filosofia que sustentava que a água seria o arkhé ou 
elemento original de todas as coisas. Dentro dessa escola de filosofia, tudo que 
4 
 
existe no universo teria a água como elemento primordial, ou seja, a água 
estaria presente como elemento constitucional em toda a matéria conhecida, 
afinal, o mundo está cercado de água, tendo dela nascido em última instância, 
ideia que muito provavelmente teve origem numa cosmogonia grega anterior e 
em concepções de outras culturas. Tales adotou o que poderíamos chamar de 
uma perspectiva naturalística - uma explicação de fenômenos naturais em 
termos de outros fenômenos naturais manifestos. Importante frisar que embora 
utilizemos aqui o termo “elemento”, tal como os físicos pré-socráticos 
utilizavam, com o avanço de nossos conhecimentos acerca da constituição da 
matéria, sabemos que esta palavra possui um outro sentido e conotação, como 
detalharemos mais adiante. Por exemplo, sabemos hoje que a água (H2O) é 
constituída por 2 elementos químicos, oxigênio e hidrogênio. 
O filósofo Anaximandro (610-546 a.c) sustentava que o elemento ou 
princípio primordial de todas as coisas é algo indefinido e infinito, que se 
expressaria diferentemente em termos qualitativos e quantitativos; a isso ele 
deu o nome de Apeiron. Comparativamente à formulação de Tales de Mileto e 
de outros filósofos pré-socráticos como veremos a seguir, Anaximandro optou 
por uma concepção mais abstrata e indefinida acerca do arkhé. Rejeitando a 
visão de um mundo feito de água professada por Tales, Anaximandro 
organizou a cosmologia tradicional grega, distinguindo terra, ar, fogo e água, e 
explicou como várias propriedades desses elementos – o quente e o frio, o 
molhado e o seco – atuavam umas sobre as outras e se opunham entre si. 
Pressionado a dizer, em resposta a uma pergunta de Tales, qual dos 
elementos era o mais básico, Anaximandro declarou: “Nenhum deles” e disse 
que a fonte última do universo e o ingrediente básico de todas as coisas é algo 
que não poderíamos perceber, o Apeiron. 
Anaxímenes de Mileto (570-500 a.c), discípulo de Anaximandro, 
discordou de seus antecessores e defendeu que o princípio de todas as 
coisas seria na verdade o ar, que governava e sustentava o universo, o mais 
essencial de todos os elementos, condensando-se e evaporando, aquecendo-
se e resfriando-se, adensando-se e rarefazendo-se. 
5 
 
Tales, Anaximandro e Anaxímenes, os chamados “milésios” deram um 
grande passo na superação das antigas mitologias e lendas populares gregas. 
Em contraposição aos milésios, Pitágoras (571-497) insistiu que os 
ingredientes básicos do cosmo eram números e proporções, nenhum tipo de 
matéria, e sim formas e relações. 
Curiosidade: Vemos até hoje os ecos dessa formulação do ar como sendo 
elemento essencial da matéria e da vida em si quando dizemos a palavra 
“saúde” para alguém que acabou de espirrar, pois alguém que espirra coloca 
pra fora do corpo este elemento essencial que seria o ar e perderia assim 
parte de sua constituição primordial vital. 
 
Para o filósofo Xenófanes (570-460 a.c), a terra seria o elemento 
fundamental da natureza. Já Heráclito (540-480 a.c) e sua filosofia da eterna 
transformação dizia que o elemento essencial ao universo seria o fogo. Como 
todos nós podemos observar, o fogo não possui forma constante, está sempre 
em profunda transformação. Foi este filósofo que formulou um dito célebre, que 
não podemos nos banhar duas vezes no mesmo rio; o que ele disse realmente 
foi: “Sobre aqueles que se banham nos mesmos rios, águas diferentes e 
novamente diferentes fluem”. Creio ser significativo frisar que esta concepção 
da eterna transformação encontrará uma forte ressonância em um dos pais da 
química moderna, Antoine Lavoisier (1743-1794 d.c), que formulou que na 
natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma. De fato, o fogo nada 
mais seria do que uma reação química que transforma a matéria em outro tipo 
de matéria. 
Após todas essas formulações acerca do arkhé grego, surge um filósofo 
que uniria todos esses “elementos” constituintes da matéria em uma concepção 
mais abrangente; este filósofo era Empédocles (490-430 a.c). Empédocles 
retoma a distinção feita por Anaximandro dos 4 elementos (ar, terra, fogo e 
água), porém afirma que estes seriam essenciais e dariam origem a todas as 
coisas. Segundo Empédocles e sua escola de físicos, a união destes 
elementos criaria um tipo de qualidade, tais como frio, seco, úmido e quente. 
Por exemplo, o fogo e a terra juntos criariam a qualidade “seco”, o fogo e o ar 
6 
 
criariam a qualidade “quente”, a terra e a água a qualidade “frio” e a água e o ar 
a qualidade “úmida”. A representação dos elementos e as qualidades geradas 
pela união destes podem ser visualizados na Figura 1. Reparem que ar e terra 
são colocados como elementos opostos, assim como fogo e água. 
 
 
Figura 1: Os 4 elementos de Empédocles e suas qualidades 
 
No século V a.c, na chamadaEscola de Abdera, surge um termo que é 
utilizado até os tempos de hoje, embora seja importante frisar que a palavra 
pode ser a mesma, porém suas concepções são distintas. Leucipo (500-440 
a.c) e seu discípulo Demócrito (460-370 a.c), conhecidos como “os atomistas”, 
formulariam este primevo modelo atômico no qual tudo seria formado por 
pequenas partículas indivisíveis, que eles denominaram de átomos. Essa 
palavra vem do grego a, que significa “não”, e tomo, que significa “parte”, ou 
seja, “sem partes” ou “indivisível”. Essa concepção do átomo surge através de 
um simples exercício de pensamento que consiste no seguinte: imagine que 
fosse possível quebrar uma pedra (na verdade, qualquer matéria) até 
chegarmos em algo muito pequeno que seria impossível de ser quebrado ainda 
mais; ter-se-ia chegado assim ao átomo, a algo indivisível. Com a evolução da 
ciência, sabemos hoje que o átomo não é indivisível como acreditavam Leucipo 
e Demócrito; um átomo pode perder elétrons, um átomo pode ter seu núcleo 
fragmentado, como veremos mais adiante. Lembrem-se que a ideia original 
7 
 
desses atomistas é muito válida, porém suas concepções do que viriam a ser 
esses chamados átomos vieram apenas da imaginação e de uma pequena 
dose de empirismo. Por exemplo, Leucipo e Demócrito acreditavam que uma 
substância ácida corroía nossa pele porque os átomos que constituíam esse 
ácido teriam uma forma recoberta de espinhos; já substâncias como a água e o 
mel seriam constituídas por átomos sem esses espinhos, e desceriam por 
nossas gargantas melifluamente. Esses atomistas foram pluralistas extremados 
em sua crença de que o mundo consistia em um número indefinido de múltiplas 
partículas que diferiam em tamanhos e formas mas, como elementos, tinham 
um traço distintivo em comum. Para os atomistas, só o que existe são os 
átomos, movendo-se no vácuo. Todo átomo seria eterno, não podendo ser nem 
criado nem destruído. 
Creio ser importante ressaltar aqui um dado importante. Embora 
Filosofia e Ciência tenham se separado em um determinado momento da 
evolução do pensamento humano, a Ciência tem como sua origem a Filosofia. 
Aquilo que diferencia essas primeiras tentativas filosóficas acerca da 
constituição da matéria e a os modelos atômicos que discutiremos adiante é o 
chamado Método Científico. 
 
 
Figura 2: Leucipo e Demócrito, os chamados “atomistas” 
 
 
 
 
8 
 
“Existem muitas hipóteses em ciência que estão erradas. Isso é 
perfeitamente aceitável, elas são a abertura para achar as que estão 
certas.” 
Carl Sagan, astrônomo americano 
 
2. O Método Científico 
 
Desde o século V a.c até o século XVIII de nossa Era Moderna, observa-
se um grande hiato no que diz respeito às formulações sobre a constituição da 
matéria. Isso é explicado porque a Ciência e seu Método Científico tiveram 
suas origens por volta do século XVI-XVII com o aparecimento de grandes 
nomes da ciência como Nicolau Copérnico (1473-1543), Galileu Galilei (1564-
1542) e Isaac Newton (1643-1727). Mas o que seria o Método Científico? 
Muitos dos mais importantes avanços na ciência, como as descobertas 
da radioatividade por Henri Becquerel (1852-1908) e da Penicilina por 
Alexander Fleming (1881-1955), ocorreram por acidente. Essas descobertas, 
porém, foram parcialmente acidentais, pois na verdade as pessoas envolvidas 
haviam aprendido a “pensar cientificamente”, estando, portanto, conscientes de 
que observavam algo novo e interessante. 
Os progressos em química, assim como nas outras ciências, são 
geralmente bem menos espetaculares do que as descobertas de Becquerel ou 
Fleming. Elas são acompanhadas de muitas horas de trabalho cuidadoso que 
segue um caminho mais ou menos sistemático na busca de respostas à 
questões científicas. Este caminho é chamado método científico. O método 
científico não é nada mais do que uma sequência formal de passos que 
seguimos ao atacarmos logicamente qualquer problema. Considere, por 
exemplo, um técnico em eletrônica tentando consertar um aparelho de 
televisão defeituoso. Primeiramente, ele localiza um componente defeituoso 
observando os resultados de uma série de testes. A seguir, ele substitui o 
componente ruim e, finalmente, ele liga o aparelho para verificar se o reparo foi 
feito corretamente. 
9 
 
Quando atacamos um problema em ciência procedemos da mesma 
forma. A primeira etapa no método científico chama-se observação. Este é o 
objetivo das experiências que você e os outros cientistas realizam nos 
laboratórios. Aí, a natureza é observada em condições controladas de forma 
que os resultados das experiências são reproduzíveis. As informações que 
você obtém são chamados dados e podem ser classificadas como 
qualitativas e quantitativas. As observações qualitativas não possuem 
números associados a elas. Um exemplo é a observação de que a adição de 
bicarbonato de sódio ao ácido acético (vinagre) provoca o aparecimento de 
muitas bolhas, à medida que as substâncias reagem. Entretanto, ao medirmos 
a quantidade de bicarbonato de sódio necessária para reagir com uma dada 
quantidade de ácido estaremos fazendo uma observação quantitativa, uma 
vez que dela resultará um dado numérico. Veremos que as medidas 
quantitativas são, geralmente, mais úteis para um cientista do que observações 
qualitativas, uma vez que as primeiras fornecem mais informações. 
Após adquirir uma grande quantidade de dados, é conveniente 
expressá-los sob uma forma concisa. As correlações que atingem este objetivo 
chamam-se Leis e são, portanto, um meio bastante poderoso de se armazenar 
grandes quantidades de fatos experimentais. As leis possibilitam, também, 
predizer os resultados de algumas experiências que nunca foram realizadas. 
Por exemplo, sempre se verifica que, quando gases hidrogênio e oxigênio, na 
mesma temperatura e pressão, combinam-se para formar água, são 
necessários dois volumes de hidrogênio para consumir completamente um 
volume de oxigênio. Se tivermos cinco metros cúbicos de gás oxigênio, 
podemos prever que necessitamos de 10 metros cúbicos de hidrogênio para a 
reação ser completa. 
Pode se expressar uma lei através de uma simples correlação verbal, tal 
como acima nos referimos à reação do hidrogênio com o oxigênio. Todavia, 
frequentemente, é mais útil ter-se uma lei expressa sob a forma de uma 
expressão matemática. Por exemplo, sabe-se que a atração entre duas 
partículas com cargas opostas diminui à medida que sua distância aumenta. 
Isto é dito com muito maior precisão por meio da equação ou Lei de Coulomb: 
10 
 
 
 
 
na qual F é a força de atração entre duas partículas com cargas opostas, Q1 e 
Q2 são as cargas das partículas, r a distância de separação entre elas e k a 
constante de proporcionalidade. Comumente, expressa-se as leis sob a forma 
de uma equação matemática. 
Como já se observou anteriormente, uma lei simplesmente correlaciona 
grandes quantidades de informação. As leis por si só não explicam por quê a 
natureza comporta-se de uma determinada maneira. Os cientistas, como 
quaisquer outros homens comuns (mesmo que à primeira vista não pareçam 
como tal), não se satisfazem com as simples correlações dos fatos, e procuram 
uma explicação para as suas observações. Assim, a segunda etapa do método 
científico é a proposição de explicações, tentativas ou hipóteses, que possam 
ser testadas através de um experimento. Se confirmadas por repetidas 
experiências, evoluem para o que se chama de Teoria. Estas servem sempre 
de guia para novas experiências e são constantemente testadas. Quando uma 
experiência demonstra que uma teoria é incorreta, esta deve ser substituída 
por outra ou, como é mais frequente, modificada de tal forma que todas as 
observações experimentais possam ser explicadas. A ciência evolui, portanto, 
através de uma constante interação de teoria e experiência. 
Não podemos esquecer que, raramente, se pode comprovarque uma 
teoria está correta. Normalmente, o máximo que pode ocorrer é não se 
encontrar uma experiência que a desaprove. Um cientista deve estar sempre 
atento para não confundir teoria com fato experimental. Por muitas vezes, no 
passado, tomaram-se teorias errôneas como fatos, retardando-se, com isso, o 
progresso da ciência. 
 
11 
 
“Toda a nossa ciência comparada com a realidade, é primitiva e infantil - e 
no entanto, é a coisa mais preciosa que temos.” 
Albert Einsten, físico alemão 
 
3. O Modelo Atômico de Dalton 
 
 Em 1808, John Dalton (1766-1844) publicou o seu famoso livro intitulado 
Um Novo Sistema de Filosofia Química (do original A New System Of Chemical 
Philosophy), no qual continha os cinco postulados que serviam como alicerce 
da primeira teoria atômica da matéria fundamentada no método científico. Ao 
contrário de Leucipo e Demócrito, Dalton conduziu uma série de experimentos 
que balizavam sua teoria, a partir de dados quantitativos e qualitativos. Os 
cinco postulados são numerados a seguir. 
1- A matéria é constituída de átomos indivisíveis 
2- Todos os átomos de um dado elemento químico são idênticos em massa 
e em todas as outras propriedades. 
3- Diferentes elementos químicos têm diferentes tipos de átomos: em 
particular, seus átomos tem diferentes massas. 
4- Os átomos são indestrutíveis e nas reações químicas mantém suas 
identidades. 
5- Átomos de elementos químicos combinam-se com átomos de outros 
elementos químicos em proporções de números inteiros pequenos para 
formar compostos. 
O Modelo de Dalton pode ser resumido como sendo aquele em que átomos 
seriam esferas maciças, indivisíveis e sem carga, ou seja neutro. É comumente 
também conhecido como o modelo da “bola de bilhar” (Figura 3). 
 
12 
 
 
Figura 3: Representação esquemática do modelo atômico de Dalton; átomo 
como esferas maciças, indivisíveis e sem carga, a “bola de bilhar”. 
 
Após o modelo de Dalton, outros modelos baseados em outros dados 
experimentais evidenciaram, entre outras coisas, a natureza elétrica da 
matéria, a composição e organização do átomo e a quantização da energia no 
modelo atômico, como veremos no decorrer de nosso estudo. 
Curiosidade: O termo Daltonismo tem sua origem em John Dalton, que sofria 
dessa deficiência em distinguir corretamente as cores e muito pesquisou sobre 
ela. 
 
A teoria atômica proposta por Dalton representou uma grande revolução 
no desenvolvimento da química. Todos os cálculos que o aluno aprenderá no 
tópico Estequiometria, estão, de fato, baseados em sua ideia de que os 
átomos de cada elemento têm uma massa atômica característica. Ainda que a 
teoria de Dalton tenha justificado as relações de massa observadas nas 
reações químicas, ela não foi capaz de explicar por que as substâncias reagem 
de forma como se observa. Podia se determinar, por exemplo, que um átomo 
de oxigênio era capaz de reagir com um máximo de dois átomos de hidrogênio, 
mas ninguém entendia o porquê. Além disso, à medida que surgiam mais 
evidências, tornava-se cada vez mais claro que a imagem simples de um 
átomo indivisível não era mais suficiente para explicar todos os fatos, e foi por 
um processo fascinante de reunir pedaços de informações que nossa visão 
corrente do átomo se desenvolveu. Veremos como nosso conhecimento atual 
da estrutura atômica foi desenvolvido, e como uma compreensão da estrutura 
atômica pode ajudar a explicar e correlacionar muitas propriedades químicas e 
físicas dos elementos. 
13 
 
 “A ciência nunca resolve um problema sem criar pelo menos outros dez.” 
George Bernard Shaw, romancista irlandês 
 
4. A Natureza Elétrica da Matéria 
 
Em 1834, um cientista inglês chamado Michael Faraday (1791-1867) 
relatou os resultados de experiências mostrando que uma transformação 
química pode ser causada pela passagem de eletricidade através de soluções 
aquosas de compostos químicos. Estas experiências demonstraram que a 
matéria possuía uma natureza elétrica e conduziram G.J. Stoney (1826-1911), 
40 anos mais tarde, a propor a existência de partículas de eletricidade a que 
chamou elétrons. 
Curiosidade: Elétron vem do Grego ELEKTRON, “âmbar”. Como esta 
substância, quando esfregada, produz eletricidade estática bem discernível, 
seu nome foi aplicado aos fenômenos elétricos através do Latim científico 
ELECTRICUS, “o que lembra o âmbar”. 
 
Ao final do século XIX, os físicos começaram a investigar a condição da 
corrente elétrica em tubos de descarga de gás. Quando se aplicava uma alta 
voltagem em um tubo de vidro, totalmente vedado, constituído por dois 
eletrodos em cada extremidade, observava-se uma corrente elétrica e o ar 
dentro do tubo iluminava-se (letreiros luminosos são versões modernas dos 
tubos nas quais o neônio ou outros gases são usados em vez do ar). Quando o 
ar era totalmente removido, não havia mais produção de luz, mas a descarga 
elétrica continuava. A inserção de sulfeto de zinco (ZnS) fluorescente no tubo 
fazia com que este produto brilhasse do lado que estava voltado para o 
eletrodo negativo (catodo), indicando que a descarga elétrica se originava no 
eletrodo negativo e fluía para o eletrodo positivo (anodo). Esses raios, como 
foram chamados, receberam a denominação de Raios Catódicos. A Figura 4 
traz uma representação dos tubos de descarga de gás. 
14 
 
 
Figura 4: Representação esquemática do tubo de descarga de gás 
 
Investigações posteriores mostraram algumas características dos então 
chamados os raios catódicos. São elas: 
1- Movimentam-se em linha reta. 
2- Delineiam sombras. 
3- Podem mover pequenos moinhos colocados em seu caminho, 
sugerindo que eles são formados por partículas. 
4- Aquecem uma folha metálica entre os eletrodos. 
5- Podem ser curvados por um campo eletromagnético numa direção tal 
que se deduz serem as partículas carregadas e que a carga é 
negativa (Figura 5). 
6- Os raios são sempre os mesmos, independente da natureza dos 
eletrodos e do gás residual no interior do tubo. 
Estas observações sugeriram que os raios catódicos eram formados de 
partículas energéticas, carregadas negativamente, as quais faziam parte da 
constituição de todas as substâncias conhecidas. Tais partículas são 
chamadas de partículas fundamentais e as partículas dos raios catódicos 
são, na verdade, os elétrons descritos por Stoney. 
15 
 
 
Figura 5: Representação esquemática da ação de um campo magnético sob os 
raios catódicos. 
 
“Não é na ciência que está a felicidade, mas na aquisição da 
ciência.” 
Edgar Allan Poe, escritor americano 
 
5. A Descoberta de Informação Quantitativa do elétron e o 
Modelo Atômico de Thomson 
 
A descoberta de informação quantitativa sobre o elétron foi feita em 1897, 
quando Joseph John Thomson (1856-1940) usou um tubo de raios catódicos 
bastante similar aos (não tão atuais) tubos de imagem de televisão para medir 
a razão entre a carga e a massa do elétron, q/m. Este dispositivo é mostrado 
esquematicamente na Figura 6. Os elétrons produzidos no catodo são 
acelerados para o anodo perfurado. Alguns elétrons passam através do orifício 
e prosseguem seu caminho, chocando-se com a parede do tubo, recoberta 
com substância fosforescente, e produzindo um ponto brilhante. Colocando-se 
placas, com cargas opostas, acima e abaixo do tubo, o feixe é defletido em 
direção à placa positiva e choca-se com a parede do tubo. A quantidade de 
deflexão que a partícula sofre é diretamente proporcional à sua carga, isto é, 
uma partícula com carga negativa grande será atraída para a placa positiva 
mais fortemente do que uma com carga pequena. A quantidade de deflexão 
também será inversamente proporcional à massa da partícula, porque uma 
16 
 
partícula muito pesada, ao passar entre as placas, será menos afetada pela 
atração eletrostática do que uma partícula de massa menor. Esta diferença é 
semelhante à forma com que uma brisa afeta a trajetóriade uma bola de 
futebol e uma bola de pingue-pongue, esta última muito mais leve. As 
influências da carga e da massa sobre a quantidade de deflexão podem ser 
combinadas dizendo-se que a deflexão observada depende da razão entre a 
carga, q, e a massa, m, das partículas. Esta é razão carga-massa é 
simbolizada por q/m. Se um campo magnético é gerado em ângulo reto ao 
campo elétrico, os elétrons são defletidos na direção exatamente oposta à que 
é causada pelas placas carregadas eletricamente. Na ausência do campo 
elétrico, o feixe de elétrons é curvado pelo campo magnético, de modo que 
colide com a superfície na parede do tubo um pouco mais abaixo. 
Na Prática, Thomson aplicou um campo magnético de intensidade 
conhecida através do tubo e verificou a deflexão do feixe de elétrons. A partir 
das intensidades dos campos elétrico e magnético, Thomson calculou a razão 
carga-massa do elétron, e/m, igual a -1,76 x 108 coulombs/grama. O coulomb 
é a unidade de carga no sistema internacional, SI. Trata-se da quantidade de 
carga que passa por um ponto de um fio com uma corrente de 1 ampère. 
 
Figura 6: Representação esquemática do tubo utilizado por Thomson 
 
Após todas as suas observações e descobertas posteriores, Thomson, 
em 1904, propôs um novo modelo atômico, conhecido comumente como 
“pudim de passas”, em que o átomo seria constituído por esferas maciças 
carregadas positivamente, e os elétrons estariam imersos nestas esferas 
positivas, tal como representado esquematicamente na Figura 7. 
17 
 
 
Figura 7: Representação esquemática do modelo atômico proposto por 
Thomson em 1904. 
 
“A ciência de hoje é a tecnologia de amanhã.” 
Edward Teller, físico americano 
 
6. A Carga e a Massa do elétron 
 
A carga do elétron foi determinada por meio de uma bela experiência 
levada a efeito em 1908 por Robert Andrews Millikan (1868-1953). Em seu 
aparelho, ilustrado na Figura 8, uma fina névoa de gotículas de óleo foi 
aspergida sobre um par de placas metálicas paralelas. As gotículas passavam 
através de um orifício na placa superior e o ar entre as placas era irradiado por 
raios X por um pequeno espaço de tempo. 
Os elétrons dos átomos constituíntes do ar eram arrancados (ionização) 
pelo feixe de raios X e uniam-se às gotas de óleo, que passavam a ter uma 
carga negativa. Aplicando-se uma corrente elétrica às placas (superior positiva 
e inferior negativa), as gotas tinham suas quedas retardadas. Calculou-se 
então a quantidade de carga na gota, sabendo-se a massa da gota e a 
quantidade de carga nas placas necessárias para manter a gota suspensa. 
Após inúmeros experimentos, Millikan observou que a quantidade de carga nas 
gotas era sempre um múltiplo de -1,60 x 10-19 Coulombs, a carga do elétron. 
Uma vez medida a carga do elétron, mediu-se a massa, 9,11 x 10-28 
gramas, utilizando-se a relação carga-massa (q/m) obtida por Thomson. 
 
18 
 
 
Figura 8: Representação esquemática do aparelho utilizado por Millikan 
 
 
“O começo de todas as ciências é o espanto de as coisas serem o que 
são.” 
Aristóteles, filósofo grego 
 
7. Partículas Positivas 
 
As coisas ordinárias que encontramos todo dia são eletricamente 
neutras. Portanto, uma vez que os elétrons carregados negativamente fazem 
parte de todas as coisas, devem existir, também em toda matéria, partículas 
carregadas positivamente. A pesquisa por estas partículas começou com 
experiências que usavam tubos de descarga perfurados, desenhados 
especialmente para isto. Quando uma corrente elétrica passava pelo tubo, 
observava-se fachos de luz provenientes dos furos na parte de trás do eletrodo 
negativo (Figura 9). Estes foram chamados raios canais. 
19 
 
 
Figura 9: Representação esquemática do tubo de descarga com catodos 
perfurados. 
Durante uma descarga elétrica, os elétrons emitidos do catodo colidem 
com os átomos neutros do ar, arrancando-lhes elétrons. Os átomos, pela perda 
de elétrons, tornam-se íons (um íon é uma partícula carregada eletricamente 
que se forma quando elétrons são adicionados ou removidos de um átomo ou 
de molécula neutra) carregados positivamente, os chamados cátions. Estes 
íons positivos são atraídos em direção ao catodo. Embora a maioria deles 
colidam com o catodo, alguns passam pelas perfurações e emergem na parte 
de trás, onde são observados como os raios canais. Se a parede da parte de 
trás do tubo de descarga é coberta com uma substância fosforescente, também 
podem ser vistos pontos luminosos onde estas partículas positivas chocam-se 
com a parede. Um instrumento projetado para determinar a razão carga-massa 
de íons positivos chama-se Espectrômetro de Massas (Figura 10). 
 
 
Figura 10: Representação esquemática de um espectrômetro de massas. 
20 
 
O material a ser analisado, em estado gasoso, é introduzido e ionizado – 
convertido em íons – por uma descarga elétrica através dos eletrodos. Os íons 
positivos assim produzidos são acelerados através da grade de malha. A 
medida que eles passam através das fendas, formam um feixe estreito, que é 
alimentado entre os pólos de um poderoso imã. O campo magnético age 
defletindo as partículas em trajetória circular, com o grau de curvatura 
determinado pela razão carga-massa dos íons. Para íons com a mesma carga, 
os raios de curvatura dependem de suas massas, sendo uma partícula leve 
mais defletida que uma outra pesada. Para íons com a mesma massa, o grau 
de curvatura da trajetória é diretamente proporcional às suas cargas. 
Ajustando-se a intensidade do campo magnético, os íons com qualquer razão 
carga-massa desejada podem ser focalizados no detector. Os íons com altas 
razões carga-massa (íons mais leves) são mais defletidos. 
A medida de carga-massa para partículas revela as seguintes 
informações: 
1. Os íons positivos sempre tem razões carga-massa, e/m, muito 
menores que as dos elétrons. Isto quer dizer que tem massa muito 
maior que o elétron (isto é, m é muito grande) ou que possuem 
cargas positivas muito pequenas (isto é, q é pequeno). Uma vez que 
são formados a partir de átomos neutros pela perda de elétrons, a 
carga que transporta é igual à magnitude da carga do elétron ou um 
múltiplo inteiro desta. Portanto, a fim de terem uma razão carga-
massa muito menor que a do elétron, suas massas devem ser muito 
maiores. 
2. Quando o hidrogênio, o mais leve de todos os gases, é colocado no 
espectrômetro de massa, a carga-massa encontrada para o íon H+ é 
9,63 x 104 C.g-1. Esta é a maior carga-massa observada para 
qualquer íon positivo. Assim, considera-se que o íon H+ representa 
uma partícula fundamental de carga positiva, o próton. Um átomo de 
hidrogênio neutro, portanto, é composto de um elétron e de um 
próton. Se compararmos as razões carga-massa do próton e do 
elétron, constataremos que o próton é 1836 vezes mais pesado que 
21 
 
o elétron. Assim, quase toda a massa do átomo está associada, de 
alguma forma, à sua carga positiva. 
 
Os átomos que possuem massas maiores do que o hidrogênio contém 
mais do que um próton e cada átomo de um elemento em particular possui o 
mesmo número deles. O número de prótons num átomo de um elemento é 
chamado de Número Atômico do elemento, simbolizado pela letra Z. 
Em virtude de os íons serem formados, a partir de partículas neutras, 
pela adição (formando-se assim os chamados ânions) ou remoção de elétrons, 
cada um dos quais adicionando ou retirando 1,60 x 10-19 Coulomb de carga, é 
conveniente expressar as cargas destas partículas em unidade desta 
dimensão. Por exemplo, o elétron teria uma (1) unidade de carga negativa. 
Nesta escala, temos, uma carga de 1-. Duas unidades de carga positiva seriam 
representadas por 2+. Comumente, indicamos a carga de um íon formado de 
um átomo escrevendo o número de unidades de carga positiva ou negativa 
com um índice superior do lado direito do símbolo químico. Assim, o íon He2+ é 
formado do átomo de héliopela perda de dois elétrons. O íon O2- é formado a 
partir de oxigênio pela adição de dois elétrons. 
 
“O aspecto mais triste da vida de hoje é que a ciência ganha em 
conhecimento mais rapidamente que a sociedade em sabedoria.” 
Isaac Asimov, escritor russo 
 
8. Radioatividade 
 
Os átomos de alguns elementos não são estáveis. Eles emitem, 
espontaneamente, radiações de vários tipos. Este fenômeno, chamado 
radioatividade, foi descoberto por Henri Becquerel em 1896. As substâncias 
radioativas emitem 3 tipos importantes de radiação. 
22 
 
1. Radiação alfa, formada de íons He2+, chamados partículas alfa, . 
2. Radiação beta, que consiste de elétrons, neste caso, chamados 
partículas beta, . 
3. Radiação gama (raios ), altamente energética, consistindo de ondas 
de luz penetrantes e semelhantes aos raios X. 
O fenômeno de radioatividade fornece, ainda, mais uma evidência de 
que os átomos não são partículas indestrutíveis e que eles contêm partes ainda 
mais simples. 
 
 
 
“Nós somos uma maneira do Cosmos conhecer a si mesmo.” 
Carl Sagan, astrônomo americano 
 
9. O átomo nuclear: o Modelo Atômico de Rutherford 
 
Um dos passos mais significativos no desenvolvimento do nosso 
conhecimento sobre a estrutura do átomo foi dado por Ernest Rutherford 
(1871-1937), em 1911. Anteriormente, pensava-se que o átomo tivesse, 
aproximadamente, uma densidade uniforme em todo ele, com os elétrons 
embebidos em uma esfera de carga positiva (Modelo de Thomson), formando 
um conjunto muito parecido com as passas em um pudim. Com esta visão mal 
definida do átomo em mente, Rutherford atribuiu a um dos seus estudantes a 
tarefa de medir o espalhamento de partículas alfa que se projetassem de 
encontro à uma folha fina de ouro (Figura 11). 
 
23 
 
 
Figura 11: Representação esquemática da experiência de Rutherford 
 
A partir dos resultados de suas experiências anteriores, Rutherford 
esperava que as partículas alfa passassem através da folha, virtualmente, sem 
serem perturbadas, o que era consistente com uma distribuição mais ou menos 
uniforme das cargas positivas e negativas. Apesar disto, ele sugeriu que o 
estudante verificasse se nenhuma partícula alfa era espalhada para ângulos 
grandes e ele ficou surpreso ao saber que algumas partículas eram. Na 
verdade, ele verificou que algumas partículas alfa percorriam a trajetória 
exatamente oposta, em direção à fonte, o que significava que elas haviam 
encontrado alguma coisa positiva e de massa extremamente grande. 
A única maneira pela qual Rutherford pôde explicar por que a maior 
parte das partículas alfa passavam facilmente através da folha, mas umas 
poucas eram defletidas a ângulos extremamente grandes, foi concluir que o 
átomo possuía um núcleo positivo, muito pequeno e extremamente denso, que 
continha todos os prótons e praticamente toda a massa do átomo. Uma vez 
que o núcleo contém a carga positiva no átomo, segue que os elétrons devem 
estar distribuídos em algum lugar do volume restante do átomo, a chamada 
eletrosfera. 
Difícil imaginar quão extremamente pequeno um núcleo é. Seu diâmetro 
é de aproximadamente 10-13 cm e pode ser comparado com o átomo cujo 
diâmetro é da ordem de 10-8 cm. Uma vez que praticamente toda a massa do 
24 
 
átomo está empacotada no núcleo, a densidade do material é enorme – em 
torno de 1014 g.cm-3. Para se ter ideia de quão grande esta densidade é, 
imagine se todos os núcleos de um carregamento de petróleo, de um dos 
maiores supertanques do mundo, pudessem ser confinados de forma que eles 
se tocassem, eles ocupariam apenas 0,004 cm3, cerca de 1/10 do volume de 
uma gota d’água, mas eles teriam uma massa de 180 gigagramas (1,8 x 108 
Kg)! A Figura 12 traz uma representação esquemática do modelo atômico de 
Rutherford. 
 
Figura 12: Representação esquemática do modelo atômico de Rutherrfod 
 
“Os poetas reclamam que a ciência retira a beleza das estrelas. Mas 
eu posso vê-las de noite no deserto, e senti-las. Vejo menos ou mais?” 
Richard Feynman, físico americano 
 
10. O Nêutron 
 
Rutherford havia observado que apenas cerca de metade da massa 
nuclear podia ser justificada pelos prótons. Sugeriu, portanto, que partículas de 
carga zero e de massa aproximadamente igual à massa dos prótons também 
estavam presentes nos núcleos. A existência dessas partículas foi confirmada 
apenas em 1932, por J. Chadwick (1891-1974), que bombardeou átomos de 
berílio com partículas alfa (o núcleo de He2+) e descobriu que eram emitidas 
25 
 
partículas não carregadas altamente energéticas dos núcleos. Estas partículas 
receberam o nome de nêutrons e tem massa ligeiramente maior que a do 
próton. 
As propriedades das três maiores partículas encontradas em um átomo 
estão descritas na Tabela 1. Em resumo, um átomo é composto de um núcleo 
denso que contém prótons e nêutrons. Estas partículas fornecem, 
aproximadamente, toda a massa do átomo. O núcleo está rodeado de algum 
modo pelos elétrons do átomo, que estão distribuídos de alguma forma por 
todo o volume restante do átomo. A forma como esses elétrons estão 
distribuídos em torno do núcleo é o que estudaremos mais adiante em mais um 
modelo atômico. 
Tabela 1: Propriedades das partículas que compõem o átomo. 
Partícula Símbolo Gramas Unidades 
Unificadas 
de Massa 
Atômica (u*) 
Coulombs Unidade 
de carga 
elétrica 
Próton p+ 1,673 x 10-24 1,007276 +1,60 x 10-19 +1 
Nêutron n0 1,675 x 10-24 1,008665 0 0 
Elétron e- 9,110 x 10-28 0,0005486 -1,60 x 10-19 -1 
*1u=1,6605 x 10-27 Kg 
Depois de Rutherford ter criado este modelo atômico nuclear, resta-nos 
saber de que forma os elétrons estão distribuídos em torno do núcleo atômico. 
Neste momento, a chamada Quântica começa! Mas antes, só mais um item 
importante. 
Curiosidade: Se formos ainda mais longe na constituição da matéria, 
veremos que mesmo os prótons e nêutrons são constituídos de partículas 
ainda menores, os chamados Quarks, nome retirado do livro do escritor 
irlandês James Joyce, Finnegans Wake. Um próton é constituído por dois 
quarks Up e um quark Down, e o nêutron é constituído por três quarks, um 
quark Up e dois quarks Down. 
26 
 
 “Os progressos da ciência obedecem à lei da repulsão: para dar um 
passo em frente, é preciso começar por derrubar o domínio do erro e das 
falsas teorias.” 
Boris Pasternak, escritor russo 
 
11. Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isoeletrônicos 
 
Contrariamente à hipótese de Dalton, nem todos os átomos do mesmo 
elemento tem massas idênticas. Referimo-nos à estas diferentes espécies de 
átomos como isótopos. A existência de isótopos é um fenômeno comum, e a 
maioria dos elementos ocorre, naturalmente, como mistura de isótopos. 
Como veremos adiante, as propriedades de um elemento são 
determinadas quase que inteiramente pelo número e pela distribuição dos seus 
elétrons. Portanto, é o número atômico (ou número de prótons) que serve, 
indiretamente, para distinguir o átomo de um elemento do átomo de outro 
elemento, uma vez que o número de elétrons deve ser igual ao número de 
prótons em um átomo eletricamente neutro. Em outras palavras, um número 
atômico identifica que elemento ele é. Qualquer diferença de massa existente 
entre átomos do mesmo elemento deve, então, originar-se de diferentes 
números de nêutrons. 
Determinado isótopo de um elemento é identificado mediante 
especificação do seu número atômico, Z, e do seu número de massa, A. o 
número de massa é a soma do número de prótons e nêutrons no átomo. O 
número de nêutrons presentes pode ser obtido pela diferença A - Z. Indicamos 
um átomo simbolicamente escrevendo o número de massa como índice 
superior e o número atômico como índice inferior. Ambos precedendo o 
símbolo atômico, como pode ser visualizado na Figura 13 em que observamos 
3 isótopos para o elemento hidrogênio. 
 
27 
 
 
Figura 13: Representação esquemática dos isótopos do hidrogênio 
 
Umisótopo do elemento carbono (Z=6) é, casualmente, a base da 
escala corrente de massas atômicas, isto é, a massa de um átomo de 12C é 
definida exatamente como 12 unidades unificadas de massa atomica, u. 
Já os chamados isóbaros são átomos de distintos elementos químicos 
os quais apresentam o mesmo número de massa (A) e diferentes números 
atômicos (Z). Exemplos de isóbaros: 
 
20
40Ca 1940K 1840Ar 
 
Reparem que todos os átomos apresentam o mesmo número de massa, 
A, igual a 40, porém se diferem em relação ao número atômico e 
consequentemente são átomos de elementos distintos. Com esses dados em 
mãos, calculem a quantidade de nêutrons que cada átomo apresenta em seu 
núcleo. Lembrem-se, A= Z+n, em que n é igual ao número de nêutrons. 
Átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons no núcleo são 
chamados isótonos. Seus números atômicos e de massa, contudo, são 
diferentes. Eis alguns exemplos de isótonos. 
 
 
28 
 
17
37Cl 20
40Ca Possuem 20 nêutrons no núcleo 
 12
26Mg 14
28Si Possuem 14 nêutrons no núcleo 
 
Os chamados isoeletrônicos são átomos ou íons que possuem o 
mesmo número de elétrons. Para determinar a quantidade de elétrons, é 
necessário verificar se trata-se de um átomo no estado fundamental ou um íon. 
Se for um átomo no estado fundamental, a quantidade de elétrons será 
exatamente igual à quantidade de prótons, pois, nessa condição, a carga total 
do átomo é nula. Por outro lado, no caso dos íons, a quantidade de elétrons 
será indicada pela sua carga. Se a carga é positiva (cátion), quer dizer que o 
átomo perdeu elétrons; mas se é negativa (ânion), significa que o átomo 
ganhou elétrons. Por exemplo, note os casos a seguir: 
 
10
20Ne 1123Na+ 816O2- 
 
O neônio está no estado fundamental e não possui carga, logo, a sua 
quantidade de elétrons é igual ao número de prótons, isto é, 10. Já o cátion 
sódio tinha onze elétrons no estado fundamental, mas sua carga (1+) indica 
que ele perdeu um elétron, ficando, assim, com dez. Por fim, o ânion oxigênio 
(íon óxido) tinha oito elétrons no estado fundamental, mas sua carga indica que 
ele ganhou dois, ficando, portanto, com dez elétrons. Assim, esses três 
exemplos possuem dez elétrons, sendo, portanto, isoeletrônicos entre si. A 
soma total de carga positiva oriunda do núcleo de um átomo é chamada de 
carga nuclear. Já a soma das cargas negativas oriundas da eletrosfera de um 
átomo é chamada carga periférica. 
Por fim, como observamos acima, quase todos os elementos 
encontrados na natureza ocorrem como mistura de isótopos. Por exemplo, o 
cobre contém os isótopos 63Cu e 65Cu, cujas massas foram acuradamente 
determinadas, sendo, respectivamente, 62,9298 e 64,9278 u. Suas 
abundâncias relativas são 69,09% e 30,91%. O peso atômico observado para 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/Ions.htm
29 
 
o cobre, 63,55, é obtido como uma média das massas isotópicas ponderada, 
de acordo com as abundâncias relativas de cada isótopo. 
 
“Do atrito de duas pedras chispam faíscas; das faíscas vem o fogo; 
do fogo brota a luz.” 
Victor Hugo, escritor francês 
 
12. Radiação Eletromagnética e o Espectro Atômico 
 
Quando os átomos se combinam durante reações químicas, são os 
elétrons que envolvem o núcleo que interagem, pois apenas as partes externas 
dos átomos, sua eletrosfera, ficam em contato umas com as outras. Portanto, 
as propriedades químicas dos elementos são determinadas pela forma como 
os elétrons nesses átomos estão arrumados. Chamamos isto de estrutura 
eletrônica do átomo. O núcleo serve, principalmente, para determinar o 
número de elétrons que devem estar presentes para se ter um átomo neutro. A 
chave que permitiu a dedução da estrutura eletrônica dos elementos foi uma 
análise da luz que os átomos emitem quando são energizados aquecendo-os 
em uma chama ou passando-se uma descarga elétrica através deles. Antes de 
discutirmos isso, aprenderemos o que é a luz. 
A luz, em todas as suas formas (raios X, luz visível, radiação ultravioleta, 
infravermelho, ondas de rádio, televisão), é chamada radiação 
eletromagnética. Ela viaja através do espaço a uma velocidade constante c de 
aproximadamente 300.000 Km/s, a chamada velocidade da luz, c. Essas 
ondas são caracterizadas pela sua intensidade ou amplitude, pelo seu 
comprimento de onda, λ, que é a distância entre os picos consecutivos (ou 
vales) na onda, e pela sua frequência, v, que é o número de picos que 
passam por um dado ponto por segundo (Figura 14) . O comprimento de onda 
e a frequência relacionam-se entre si pela equação a seguir. 
 
30 
 
λ.v=c 
 
 
Figura 14: Representação esquemática das propriedades de uma onda 
 
Curiosidade: A luz é tão veloz, que ela é capaz de dar 7 voltas em torno do planeta 
Terra em apenas 1 segundo! Segundo a Teoria da Relatividade Especial de Einstein, 
é a velocidade limite encontrada no Universo. 
 
O comprimento de onda é especificado em unidades de comprimento 
que normalmente dependem da região do espectro no qual a radiação ocorre 
(Figura 15). A região de ondas de rádio, por exemplo, possui ondas com 
comprimento de cerca de 11 metros. A radiação eletromagnética na parte 
visível do espectro possui comprimento de onda muito menor, que são 
geralmente dados em nanometros (10-9 m). O espectro visível, ou seja, aquilo 
que nossos olhos conseguem ver, estende-se desde 400 nm até cerca de 800 
nm. A unidade de frequência no sistema internacional SI é o Hertz (Hz), na qual 
1 Hz= 1 s-1. 
31 
 
 
Figura 15: Representação esquemática do espectro eletromagnético 
 
Se a luz solar, ou a luz de uma lâmpada incandescente, for colimada, 
passando por uma fenda, em um feixe estreito e, posteriormente, atravessar 
um prisma, ao chocar-se com um anteparo, observa-se um arco-íris (Figura 
16). Este espectro é chamado espectro contínuo. 
 
Figura 16: Representação esquemática da decomposição da luz em vários 
comprimentos de onda 
 
 Todavia, se a fonte de luz é um tubo de descarga contendo um gás, tal 
como hidrogênio, o espectro projetado no anteparo consiste em um número 
de linhas bem definidas. O espectro é chamado de espectro de linhas. 
Certamente, a luz visível emitida pelo hidrogênio não contém radiação de todos 
os comprimentos de onda, como a luz solar, mas apenas alguns comprimentos 
de onda. Os espectros de linhas produzidos pelos elementos químicos são 
todos similares, ainda que distintos (Figura 17). Os comprimentos de onda das 
32 
 
linhas são característicos de um elemento particular e podem ser usados para 
identificar os elementos. 
 
 
Figura 17: Representação de espectros de linhas na região do visível para 
alguns elementos químicos. 
 
A existência do espectro de linhas desconcertou os físicos por muitos 
anos. Em 1885, Johann Balmer (1825-1898) encontrou uma equação 
matemática relativamente simples que podia ser usada para calcular os 
comprimentos de onda de todas as linhas no espectro visível do hidrogênio. 
 
1/λ=109678 cm-1(1/22 – 1/n2) 
 
 
Nesta fórmula, λ é o comprimento de onda e n é um número inteiro que 
pode ter os valores 3, 4, 5, 6 ..... ∞. Pela escolha de um determinado valor de 
n, o comprimento de onda de uma linha do espectro pode ser calculado. Assim, 
quando n=3, temos o valor de λ=656,5 nm, correspondente à linha vermelha 
no espectro de linhas do hidrogênio. Da mesma forma, quando n=4,5 e 6, 
calculamos λ como sendo 486,3 nm (anil), 432,4 nm (azul) e 410,3 nm (violeta), 
respectivamente. Estes valores, como se pode observar em perspectiva na 
Figura 18, são iguais aos comprimentos de onda das linhas na porção visível 
33 
 
do espectro de linhas do hidrogênio. Todas as linhas relacionadas constituem o 
que chamamos de Série de Balmer. 
 
Figura 18: Representação de espectros de linhas na região do visível para o 
hidrogênio 
 
O espectrodo hidrogênio da Figura acima mostra somente as linhas que 
aparecem na região do visível do espectro. O hidrogênio também emite luz nas 
regiões do infravermelho e do ultravioleta. O espectroscopista Johann 
Rydberg (1854-1919) descobriu que todos os comprimentos de onda emitidos 
em todas as regiões podem ser descritos por uma única expressão 
matemática, a chamada Equação de Rydberg, mostrada a seguir. 
 
 
 
 
A Equação de Rydberg 
RH= 109730 cm-1, a constante de Rydberg 
 
 Nesta fórnula, n1 e n2 são números inteiros que podem assumir valores 
1,2,3 .... ∞, com a condição de que n2 seja sempre maior que n1. Assim, 
quando n1=1, os valores de n2 podem ser 2,3,4 ... ∞ e são obtidas as linhas da 
Série de Lyman (ultravioleta). Quando n1=2 e n2=3,4,5 .... ∞, temos a Série 
de Balmer (visível). Estas e outras séries encontram-se na Tabela 2 a seguir. 
 
 
34 
 
Tabela 2: Séries de Linhas do espectro do hidrogênio 
 
 
 Um adendo à essa história do espectro atômico é a descoberta dos 
números atômicos por Henry Moseley (1887-1915). Em 1895, Wilhelm 
Roentgen (1845-1923) descobriu que, quando elétrons com alta energia, em 
um tubo de descarga, colidiam com o anodo, produzia-se um tipo de radiação 
muito penetrante. Roentgen chamou essa radiação de raios X. Moseley 
descobriu que as frequências dos raios X produzidos pelo tubo dependiam do 
material usado no anodo. Assim, cada elemento produzia o seu próprio 
espectro de raios X característico. Analisando as frequências desses raios X, 
Moseley descobriu que elas podiam ser relacionadas com a localização dos 
elementos na Tabela Periódica. Ele foi capaz de atribuir um número inteiro - o 
número atômico - que era igual ao número da posição do elemento na tabela. 
As experiências de Rutherford e seus estudantes já discutidas aqui permitiram 
a Moseley concluir que este número atômico representava o número de 
prótons no núcleo. 
 
 
 
 
 
 
35 
 
“Ainda bem que chegamos a um paradoxo. Agora, há esperança de 
conseguirmos algum progresso.” 
Niels Bohr, físico dinamarquês 
 
13. A Teoria de Bohr do átomo de Hidrogênio 
 
 As primeiras tentativas de explicar a existência do espectro de linhas, 
com base no movimento dos elétrons no átomo, falharam completamente. Um 
elétron, movendo-se em torno de um núcleo, deve seguir uma trajetória curva; 
de outra forma, simplesmente sairia do átomo. Entretanto, uma partícula que 
seguisse uma trajetória curva sofreria aceleração (centrípeta) e, de acordo com 
as leis da Física aceitas naquela época, uma partícula carregada (tal como o 
elétron), quando sofre uma aceleração, perde continuamente energia emitindo 
radiação eletromagnética. Em termos do átomo, as leis físicas conhecidas 
implicavam que o elétron deveria perder energia gradualmente e espiralar em 
direção ao núcleo, provocando o colapso do átomo. Uma vez que isso não 
acontece, os físicos estavam diante de um problema que desafiava suas 
teorias fundamentais. 
 A solução deste problema encontra suas origens no trabalho de Max 
Planck (1858-1947), em 1900, e Albert Einstein (1879-1955) em 1905. Eles 
demonstraram que, além de possuírem propriedades ondulatórias, a luz 
também tem propriedades de partículas. Assim, existem circunstâncias em que 
a luz se comporta como se fosse composta de pequenas porções de energia, 
ou quanta (mais tarde chamados fótons). A energia, E, do fóton, emitido ou 
absorvido por uma substância é proporcional à frequência da luz, v. Estas duas 
quantidades estão relacionadas pela equação 
 
Efóton=h.v 
 
36 
 
onde h é a constante de proporcionalidade chamada constante de Planck que 
tem valor de 6.63 x 10-34 joule por segundo (as unidades são um produto de 
energia x tempo). 
 Em 1913, Niels Bohr desenvolveu uma teoria que incorporava as ideias 
de Planck e Einstein e que obteve completo sucesso na explicação do espectro 
do hidrogênio. Lamentavelmente, a teoria falhava para átomos mais 
complicados que o hidrogênio e foi, então, substituída por outra mais bem 
sucedida. Faz-se necessário ver a Teoria de Bohr, ainda que brevemente, pois 
isso ilustra como as teorias sobre o mundo submicroscópico dos átomos se 
desenvolvem e como são testadas. 
 O tratamento de Bohr para a estrutura do átomo consistiu simplesmente 
em postular que, como os átomos não sofrem colapso e a luz emitida por um 
átomo possui somente certas frequências (significando que só ocorrem 
certas trocas específicas de energia), o elétron em um átomo pode possuir 
apenas certas quantidades restritas de energia. Este princípio é 
frequentemente expresso da seguinte forma: a energia do elétron é 
quantizada. Isto significa que o elétron só pode ter certas quantidades 
discretas de energia e, nunca, valores intermediários. Expressamos isto 
dizendo que o elétron está restrito a níveis de energia específicos no átomo. 
 O modelo teórico de Bohr imaginava que o elétron movia-se ao redor do 
núcleo em órbitas de tamanho e energia fixos. A partir deste modelo, ele 
derivou matematicamente uma equação para a energia do elétron e que tinha a 
forma 
E=-A.(1/n2) 
 
na qual a constante A pode ser calculada a partir do conhecimento da massa e 
da carga do elétron e da constante de Planck. O valor de A é 2,18 x 10-18 joule. 
A quantidade n é um número inteiro, chamado número quântico, que pode ter 
somente valores inteiros iguais a 1,2, 3 e assim por diante até o infinito. O 
número quântico serve para identificar a órbita do elétron e a energia de um 
elétron em uma dada órbita em particular depende do valor de n. O nível mais 
37 
 
baixo de energia é obtido quando n=1, uma vez que este fornece o maior valor 
para a fração 1/n2 e o mais negativo (e, portanto, o mais baixo) E. A ideia de 
uma energia negativa parece estranha, à primeira vista. Realmente, o sinal 
menos (-) ocorre em virtude de uma escolha arbitrária do ponto zero na escala 
de energia. Aprenderemos mais tarde que só podemos medir diferenças de 
energia, de forma que a escolha do ponto zero é, na verdade, irrelevante. 
 Com sua teoria, Bohr criou um modelo de como o elétron se comporta 
no átomo. Sua teoria, exatamente como qualquer outra, deve ser passível de 
comprovação experimental; de outra forma, não poderemos saber se está 
correta. Não existe hoje, nenhum meio de se observar o elétron. Entretanto, 
devemos usar evidências indiretas para comprovar a validade do modelo. Para 
tanto, Bohr derivou matematicamente uma equação para os comprimentos de 
onda da luz emitida pelo hidrogênio, quando este produz o seu espectro 
atômico. De acordo com Bohr, quando um átomo absorve energia, como, por 
exemplo, em uma descarga elétrica, o elétron aumenta de energia, passando 
de um nível (órbita) para outro e, quando o elétron retorna para um nível de 
energia mais baixa, emite um fóton, cuja energia é igual a diferença entre os 
dois níveis (Figura 19). 
 
 
Figura 19: Representação esquemática das orbitas pela teoria de Bohr e os 
saltos quânticos dos elétrons 
 
38 
 
Se tomarmos n2 como o número quântico de nível mais alto e n1 como o nível 
mais baixo (tal que n2 > n1), a diferença em energia, ∆E, entre os dois será 
∆E= En2-En1 
∆E={[-A.(1/n22)] – [-A.(1/n12)]} 
que pode ser escrita como: 
∆E= A(1/n12 – 1/n22) 
se esta diferença de energia aparecer como um fóton, este terá uma frequência 
v, dada pela equação 
∆E= h.v 
que pode ser expressa como 
∆E=h.(c/λ)=hc.(1/λ) 
substituindo na equação acima, obtemos 
hc.(1/λ)= A(1/n12 – 1/n22) 
a quantidade A/hc tem um valor de 109730 cm-1, de forma que a equação final 
seria 
1/λ= 109730 cm-1(1/n12 – 1/n22) 
 
 Comparando esta equação com a equação de Rydberg mostrada no 
item anterior, vemos uma total concordância entre as duas. A equação de 
Rydberg é obtida a partir de uma observação experimental enquanto a 
equaçãoobtida por Bohr foi deduzida teoricamente. Esta correspondência 
entre teoria e experiencia sugeriu que Bohr estava no caminho certo. 
Lamentavelmente, sua abordagem não foi de todo bem sucedida com átomos 
mais complexos que o hidrogênio; todavia, a introdução da noção de números 
quânticos e de níveis de energia quantizada desempenhou papel significativo 
no desenvolvimento de nossa compreensão sobre a estrutura atômica. 
 
39 
 
“A física quântica revela uma unidade básica do universo.” 
Erwin Schrödinger, físico austríaco 
 
14. A Mecânica Quântica Ondulatória 
 
Embora Bohr tenha obtido o valor correto de R, a constante de Rydberg, 
seu modelo se mostrou falho diante de uma nova versão de teoria quântica 
desenvolvida por Erwin Schrödinger (1887-1961) e Werner Heisenberg (1901-
1976) em 1926. 
A teoria correntemente aceita, que explica o comportamento dos 
elétrons nos átomos, é a chamada Mecânica Ondulatória, que tem suas 
raízes numa hipótese formulada por Louis de Broglie (1892-1987) em 1924. 
Louis de Broglie sugeriu que, devido ao fato da radiação eletromagnética poder 
ser considerada como constituída de partículas chamadas fótons e ao mesmo 
tempo exibir propriedades de onda (interferência e difração), então o mesmo 
raciocínio pode ser aplicado aos elétrons. Esta natureza dual é chamada 
Dualidade Partícula-Onda. 
Vejamos como o argumento de de Broglie se originou. Einstein havia 
demonstrado que a energia equivalente, E, de uma partícula de massa m é 
igual a 
E=mc2 
 
onde c é a velocidade da luz. Max Planck mostrara, também, que a energia de 
um fóton é dada pela equação 
 
E= h.v= hc/λ 
40 
 
Segundo a hipótese de de Broglie, os elétrons também teriam 
propriedades de ondas e, portanto, seguiriam esta mesma equação. 
Combinando-se as duas equações, temos 
 
hc/λ=mc2 
 
ao resolvermos para o comprimento de onda, λ, obtemos 
 
λ =h/mc 
 
se esta equação também se aplica a partículas, tais como o elétron, a 
equação pode ser escrita como 
 
λ =h/mv 
 
onde substituimos c, a velocidade da luz, por v, a velocidade da partícula. 
 
Experimentalmente, existem evidências para essa natureza dual onda-
partícula da matéria sob a forma de um fenômeno chamado difração, uma 
propriedade que só pode ser explicada pelo movimento ondulatório. Se a luz 
passar através de uma pequena fenda cuja abertura seja aproximadamente 
igual ao comprimento da onda da luz, a fenda comporta-se como se fosse uma 
fonte de luz muito pequena, espalhando luz em todas as direções. Este 
fenômeno é chamado de difração (Figura 20). 
 
41 
 
 
Figura 20: Representação esquemática da difração da luz 
 
Além do espalhamaneto da luz, na difração surge um padrão de 
interferência característico. Este pode ser entendido como sendo formado pela 
interação das ondas geradas por diferentes pontos dentro da fenda, como se a 
fenda no material fosse composta de várias fendas menores e cada uma delas 
se comporta-se como uma fonte de luz individual. Para simplificar, pode-se 
considerar a interação entre apenas duas destas fendas menores. Se duas 
dessas fendas são colocadas uma ao lado da outra, cada uma comporta-se 
como uma fonte de luz separada. Colocando-se um anteparo diante dessas 
fendas, observa-se que a luz que nele incide forma um padrão, chamado de 
padrão de interferência, que consiste de áreas claras e escuras, como mostra a 
Figura 21. 
 
Figura 21: Representação esquemática da difração da luz com dupla fenda 
 
 Nas áreas brilhantes, as ondas luminosas que chegam de cada uma 
das fendas estão em fase, isto é, os máximos e mínimos das duas ondas estão 
42 
 
superpostos de tal modo que as amplitudes das ondas somam-se produzindo 
uma onda resultante, de maior intensidade (Figura 22). 
 
 
 
Figura 22: Representação esquemática da chamada interferência construtiva 
de ondas 
 
 Nas áreas escuras, as ondas que chegam das duas fendas estão fora 
de fase uma da outra. Quando isso acontece, as amplitudes das ondas se 
cancelam de tal modo que se pode observar uma intensidade nula e, portanto, 
escura (Figura 23). 
 
Figura 23: Representação esquemática da chamada interferência destrutiva de 
ondas 
 
43 
 
 Figuras de difração similares podem ser produzidas com certas 
partículas, incluindo elétrons, prótons e nêutrons. Uma vez que a difração só 
pode ser explicada como uma propriedade de ondas, isto confirma a natureza 
ondulatória da matéria. A razão por que a natureza ondulatória da matéria não 
foi descoberta mais cedo deve-se ao fato de que os objetos suficientemente 
grandes para serem vistos, tanto a olho nu, como com auxílio de um 
microscópio, possuem tanta massa que seus comprimentos de onda são 
também muito curtos para ser observados. 
 Uma consequência imediata desta dualidade é que é impossível saber o 
momento linear (produto da massa pela velocidade) e a localização de um 
elétron (na verdade, qualquer partícula), simultaneamente. Esta restrição é 
conhecida como Princípio de Incerteza de Heisenberg. Em termos 
matemáticos, o produto da incerteza no momento linear e a incerteza na 
posição não pode ser menor que a quantidade da ordem da constante de 
Planck (especificamente, h/4.) 
∆𝑥∆𝑝 ≥
ℎ
4𝜋
 
∆χ= incerteza na posição do elétron 
∆p= Incerteza no momento do elétron 
 
 A precisão em energia também implica precisão no momento linear (∆p 
é pequena); logo, de acordo com Heisenberg há uma grande incerteza na 
localização do elétron (∆χ é grande). Isto significa que não podemos tratar 
elétrons como simples partículas com seu movimento descrito precisamente, 
mas devemos, ao invés, considerar as propriedades de onda dos elétrons, 
caracterizado por um grau de incerteza em sua posição. 
 Erwin Schrödinger (1887-1961) formulou uma equação que dá conta 
da dualidade onda-partícula e descreve o movimento dos elétrons nos átomos. 
Para isso, ele introduziu o conceito de Função de Onda, Ψ(psi), uma função 
44 
 
matemática de coordenadas de posição x, y e z. A Equação de Schrödinger, 
cuja resolução é a função de onda, é: 
 
 
 
A equação de Schrödinger 
 
 V é a energia potencial do elétron no campo do núcleo, m é a massa 
do elétron e E é a energia total. A Equação de Schrödinger é uma equação 
diferencial de segunda ordem e é difícil de ser resolvida, exceto para sistemas 
simples. Todavia, nós precisamos apenas de aspectos qualitativos de sua 
solução. Uma Característica crucial desta equação é que soluções fisicamente 
aceitáveis somente existem para certos valores de E. Logo, a quantização de 
energia, o fato de que o elétron pode possuir apenas certas energias no átomo, 
segue naturalmente da equação. A Função de Onda contém toda informação 
possível acerca do elétron. A Função de Onda de um elétron em um átomo é 
chamada de Orbital Atômico. 
 Cada Função de Onda obtida pela resolução da Equação de 
Schrödinger para um átomo hidrogenóide (átomo com apenas 1 elétron) é 
caracterizada por um conjunto de 3 números inteiros, chamados números 
quânticos. Estes números são designados n, l, ml. 
 n é chamado número quântico principal e indica a energia, tamanho 
do orbital, com orbitais de alta energia mais difusos do que compactos. 
 l é chamado de número quântico de momento angular (ou azimutal), 
especificando o momento angular, a forma angular dos orbitais, com o 
número de lóbulos aumentando à medida que l aumenta. 
45 
 
 ml é chamado de número quântico magnético e indica a orientação 
do momento angular, a orientação do orbital no espaço. 
 Todos os orbitais com um dado valor de n pertencem à mesma camada; 
todos os orbitais de uma dada camada com o mesmo valor de l pertencem a 
mesma subcamada, e orbitais individuais são distintos pelo valor de ml. Em 
um átomo hidrogenóide, todos osorbitais com o mesmo valor de n têm a 
mesma energia e são ditos degenerados. 
 O número quântico principal, define a série de camadas de um átomo ou 
grupo de orbitais com o mesmo valor de n e logo com a mesma energia e 
aproximadamente a mesma extensão radial. 
 Os orbitais pertencentes a cada camada são classificados em 
subcamadas distintas pelo número quântico l. Para um dado valor de n, o 
número quântico l pode ter valores l=0,1,...n-1. Exemplo: a camada com n=1 
consiste de apenas uma subcamada com l=0, a camada com n=2 consiste de 
duas subcamadas com l=0 e outra com l=1. A camada com n=3 consiste de 3 
subcamadas com l=0, l=1 e l=2. 
É comum nos referirmos a cada subcamada por uma letra. 
l=0 (s), l=1(p), l=2(d), l=3(f), l=4(g)....... 
Em química consideramos apenas as subcamadas s, p, d e f. 
 Uma subcamada com número quântico l consiste de 2l+1 orbitais 
individuais. Estes orbitais são distintos pelo número quântico magnético, ml, 
que podem ter integrais variando de -l a +l. Então, por exemplo, uma 
subcamada d consiste de 5 orbitais atômicos individuais que são distintos pelos 
números quânticos magnéticos ml=-2, -1, 0, +1 e +2. 
 Em termos práticos químicos, há apenas um orbital em uma subcamada s 
(l=0), aquele com ml =0; este orbital é chamado orbital s. Há 3 orbitais em uma 
subcamada p (l=1), com números quânticos magnéticos iguais a -1, 0, +1; 
estes são chamados de orbitais p. Os 5 orbitais de uma subcamada d (l=2) são 
chamados orbitais d. 
46 
 
 Em adição aos 3 números quânticos requeridos para especificar a 
distribuição espacial de um elétron em um átomo hidrogenóide, dois outros 
números quânticos são necessários para definir o estado de um elétron. Eles 
estão relacionados ao momento angular de um elétron, seu dito spin. Spin não 
representa uma rotação do elétron em torno de seu eixo; spin é uma 
propriedade puramente quântica. Spin é descrito por dois números quânticos, s 
e ms. O valor de s apresenta um valor fixo e imutável igual a 1/2. O segundo 
número quântico, o que mais nos importa, ms, número quântico magnético 
de spin, pode ter dois valores: +1/2 (α) ou -1/2 (β). 
 A Função de Onda Radial expressa a variação do orbital com a 
distância do núcleo e a Função de Onda Angular expressa a forma angular do 
orbital. Os locais onde a Função de Onda Radial passa pelo zero são 
chamadas de nodos radiais. Os planos nos quais a Função de Onda Angular 
passa pelo zero são chamados de planos nodais. 
 Um orbital 1s (n=1, l=0 e ml=0) decai exponencialmente com a distância 
a partir do núcleo e nunca passa pelo zero. Todos os orbitais decaem 
exponencialmente à suficientes distâncias do núcleo, mas alguns oscilam pelo 
zero perto do núcleo, e então têm 1 ou mais nodos radiais antes de decaírem 
totalmente (2s e 3s). Um orbital com números quânticos n e l em geral têm n-l-1 
nodos radiais. (Figura 24). 
 
Figura 24: Funções de onda radiais para orbitais 1s, 2s e 3s 
 
47 
 
 Um orbital 2p (n=2, l=1) não tem nodos radiais porque sua função de 
onda radial não passa pelo zero em nenhum momento. Todavia, um orbital 2p, 
assim como todos os outros orbitais diferentes dos orbitais s, é zero no núcleo 
(r=0). As funções de onda radiais de orbitais 2p e 3p possuem, 
respectivamente 0 e 1 nodos radiais. Cada orbital tem uma amplitude zero no 
núcleo (Figura 25). 
 
Figura 25: Funções de onda radiais para orbitais 2p e 3p 
 
 A Função de Distribuição Radial fornece a probabilidade de um 
elétron ser encontrado a uma dada distância do núcleo. A probabilidade total 
de encontrarmos um elétron em uma camada esférica de raio r e espessura dr 
é a integral ψ2 dτ em todos os ângulos. Em geral, a função de distribuição 
radial para um orbital em uma camada de número quântico principal n 
apresenta n picos, sendo o mais externo o maior de todos (maior 
probabilidade). Ver as Figuras 26 e 27. 
48 
 
 
Figura 26: Funções de distribuição radiais para orbitais 1s, 2s e 3s 
 
 
Figura 27: Funções de distribuição radiais para orbitais 2s e 2p 
 A Superfície de Fronteira de um orbital delimita a região do espaço 
dentro da qual o elétron é mais provável de ser encontrado; orbitais com 
números quânticos l tem l planos nodais. 
49 
 
 Um orbital s tem a mesma amplitude a uma dada distância do núcleo, 
independente das coordenadas angulares do ponto de interesse; daí decorre 
que o orbital s é esfericamente simétrico. O orbital é normalmente representado 
por uma superfície esférica com o núcleo no centro. A superfície é chamada 
superfície de fronteira ou superfície de contorno do orbital e define a região do 
espaço dentro da qual há uma alta probabilidade de encontrar o elétron, 
tipicamente de 90%. 
 
Figura 28: A superfície de fronteira de qualquer orbital s é esférica 
 
 Todos os orbitais com l>0 têm amplitudes que variam com o ângulo. 
 
Figura 29: A superfície de fronteira de orbitais 2p e suas diferentes orientações no 
espaço (diferentes valores de ml) 
 
 Em geral, um orbital com número quântico l tem l planos nodais. No 
caso específico de orbitais d, l=2, existem 2 planos nodais para cada orbital. 
 
50 
 
 
Figura 30: A superfície de fronteira de orbitais 3d e suas diferentes orientações no 
espaço (diferentes valores de ml). 
 
 
 
Figura 31: Representação dos orbitais 3d e suas diferentes orientações no espaço 
(diferentes valores de ml) com seus respectivos sinais ou amplitudes. 
 
 
51 
 
 “Nós somos feitos de poeira de estrelas.” 
Carl Sagan, astrônomo americano 
 
15.Origem dos Elementos Químicos 
 
 A observação de que o universo está se expandindo levou a corrente 
visão que em torno de 14 bilhões de anos atrás o universo observável estava 
concentrado em um único ponto que explodiu no evento chamado de Big 
Bang. Com temperaturas inicias em torno de 109 K, as partículas fundamentais 
produzidas na explosão tinham muita energia cinética (energia de movimento) 
para que pudessem se ligar aos núcleos. À medida que o universo ia esfriando 
ao se expandir, as partículas passaram a ter menos energia cinética e logo 
passaram a se atrair em função de uma variedade de forças. A Força Forte, 
uma força de curta distância, porém extremamente poderosa, mantém prótons 
e nêutrons unidos no núcleo. A Força Eletromagnética foi responsável pela 
atração entre partículas eletricamente carregadas, aproximando dessa forma 
elétrons dos núcleos positivos e gerando assim os átomos. 
 
Figura 32: Representação cosmológica da evolução do universo. 
52 
 
Curiosidade: Enquanto uma típica reação química pode liberar em torno de 
103 Kj/mol, uma reação nuclear pode liberar 109 Kj/mol!!!! Ou seja, a Força 
Nuclear Forte é muito mais forte que a Força Eletromagnética. Vejam a tabela 
abaixo e comparem a intensidade relativa entre as forças. A força 
eletromagnética é muito mais forte que a gravitacional e é por isso que você 
consegue segurar um molho de chaves com um imã contra toda a força 
gravitacional do planeta Terra. 
 
As Partículas Transmissoras das 4 Forças: 
Glúon: Força Nuclear Forte 
Fóton: Força Eletromagnética 
Bóson W e Z: Força Nuclear Fraca 
Gráviton: Força Gravitacional 
 
 
Figura 33: Representação das 4 forças da Natureza 
53 
 
 Em torno de duas horas depois do início do universo, a temperatura caiu 
drasticamente, e a maior parte da matéria era formada por núcleos de 
hidrogênio, Z=1 (89%) e Hélio, Z=2 (11%) - na verdade haviam traços de Lítio, 
Z=3 e Berílio, Z=4. Hidrogênio e Hélio continuam sendo os elementos mais 
abundantes do universo. Todavia, reações nucleares nos núcleos de 
estrelas formaram uma variedade de outros elementos e enriqueceu 
enormemente a variedade de matéria no universo, gerando assim toda a 
área da química. 
 
 
Figura 34: Representaçãode mecanismo proposto para a nucleossíntese do elemento 
hélio a partir do elemento hidrogênio. Tal nucleossíntese acontece em todas as 
estrelas no universo. 
 As estrelas que vemos no céu em uma noite clara são os verdadeiros 
artífices do universo. São elas que criam os elementos químicos que formam 
eu, você e tudo o que existe no universo. Algumas, devido ao seu tamanho e 
gravidade, morrem pacificamente, como o nosso sol morrerá daqui a 5 bilhões 
de anos, quando se transformará em uma anã branca, um grande diamante no 
céu. O nosso sol produz hélio a partir de hidrogênio, e daqui a alguns milhares 
de anos, produzirá carbono a partir de camadas mais externas de hélio e então 
a fusão nuclear cessará. Contudo, estrelas com massas de 8 a 10 vezes a 
massa do nosso sol, em função de sua maior massa e maior gravidade, 
produzem muitos outros elementos químicos e, ao morrerem por colapso 
54 
 
gravitacional, a chamada supernova, semeiam o universo com novos 
elementos químicos. Eu, você e tudo o que existe, somos filhos delas! Vejam a 
Figura 35 que traz uma representação de uma estrela massiva e a produção de 
diferentes elementos químicos. Quanto maior a estrela, maior será sua 
gravidade e mais elementos ela produzirá a partir de seu núcleo. A Figura 
abaixo mostra as diferentes camadas de elementos em uma estrela como, por 
exemplo, Canis Majoris, localizada na constelação do Cão Maior, uma das 
maiores estrelas já observadas. Quanto maior é a estrela, menos tempo ela 
vive, pois consome mais rapidamente seu combustível para fusão nuclear. 
Quando uma estrela massiva começa a produzir o elemento ferro, Z=26, ela 
inicia a sua própria destruição, porque este elemento absorve grande parte da 
energia necessária para manter a força criada pelo núcleo em equilíbrio com a 
força da gravidade que comprime a estrela, de tal forma que a estrela entra em 
colapso gravitacional, a supernova. Durante a supernova, a estrela agonizante 
produz elementos químicos mais pesados que o ferro. Logo, certos elementos 
químicos só podem ser produzidos a partir da morte da estrela. Cada átomo do 
seu corpo, caro leitor, já esteve um dia no núcleo de uma estrela 
incandescente! 
 
 
Figura 35: Representação da nucleossíntese de elementos químicos no interior 
de uma estrela massiva. 
55 
 
 “Desejo estabelecer algum tipo de sistema não guiado pelo acaso, mas 
por algum tipo de princípio definido e exato.” 
Dmitri Mendeleev, químico russo 
 
16.A Tabela Periódica 
 
 Uma classificação mais detalhada dos elementos foi elaborada por 
Dmitri Mendeleev (1834-1907) em 1869, a conhecida Tabela Periódica. Na 
verdade, essa tabela foi resultado do esforço do russo Mendeleev e do alemão 
Julius Lothar Meyer (1830-1895) que trabalharam independentemente e 
estabeleceram tabelas similares na mesma época. Mendeleev apresentou os 
resultados no começo de 1869 e Lothar Meyer no fim deste mesmo ano, e por 
isso se atribui a Tabela Periódica a Mendeleev. Mendeleev arranjou os 
elementos conhecidos em ordem de peso atômico (os números atômicos 
ainda não eram conhecidos), a partir de dados experimentais referentes aos 
padrões de reatividade de certos elementos. A genialidade de Mendeleev 
consistiu em dividir a lista de elementos químicos em série de linhas, com os 
elementos de propriedades semelhantes arrumados em colunas. Mendeleev 
colocou os elementos em colunas mesmo que isso implicasse em deixar 
espaços em branco na tabela. Mendeleev acreditava que os elementos que 
preencheriam estes espaços ainda não haviam sido descobertos. Uma 
vantagem da tabela de Mendeleev é que, por ela, foi possível predizer as 
propriedades dos elementos que faltavam, pois os elementos agrupados em 
uma mesma coluna tinham que ter propriedades similares (no tópico de 
Propriedades Periódicas, veremos que este padrão de reatividade similar é 
consequência da distribuição de elétrons de valência de átomos de um mesmo 
grupo). Por exemplo, o germânio, que se situa abaixo do silício e acima do 
estanho, no grupo 14, não tinha sido descoberto quando Mendeleev criou sua 
tabela. Logo, aparecia um espaço vazio nesta posição. Com base na sua 
posição na tabela, Mendeleev predisse que as propriedades do germânio, que 
56 
 
ele chamou de “eca-silício”, deveriam ser intermediárias entre as do silício e 
estanho. O Germânio foi descoberto em 1886, e exibia as propriedades 
previstas por Mendeleev. 
 
 
Figura 36: Dmitri Mendeleev e uma primeva versão da tabela periódica 
 
 A Tabela Periódica moderna (Figura 37) é dividida em 18 grupos (as 
colunas da tabela, verticais) e 7 períodos (as linhas da tabela, horizontais); os 
grupos pertencem a quatro grandes blocos. 
 os elementos do chamado grupo principal pertencem aos blocos s e p. 
 Os elementos do bloco d (com exceção dos elementos do grupo 12) 
são chamados elementos de transição. 
 Os elementos do bloco f se dividem em duas séries: Lantanídeos (Z de 
57-71) e Actinídeos (Z de 89-103). 
 Os elementos ditos representativos pertencem aos 3 primeiros 
períodos da tabela periódica. 
 
 
57 
 
 Certos grupos de elementos são caracterizados por nomes bem como pelo 
número do grupo. Por exemplo, os elementos do Grupo 1 são frequentemente 
chamados de metais alcalinos, uma vez que os seus compostos são 
cáusticos ou “alcalinos”. Os elementos do grupo 2 são chamados de metais 
alcalinos terrosos; estes elementos encontram-se nos minerais e alguns dos 
seus compostos também são cáusticos. Os elementos do Grupo 17 são 
chamados de halogênios, um nome derivado do grego, significando 
“formadores de sal”. O Grupo 16 é conhecido como o grupo dos calcogênios. 
Por fim, o Grupo 18 é conhecido como o grupo dos gases nobres e recebem 
esse nome não porque são raros de se encontrar na natureza (vimos no item 
anterior que o hélio é o segundo elemento mais abundante no universo), mas 
sim porque apresentam uma capacidade extremamente limitada de reagir 
quimicamente. 
 Os elementos químicos são divididos em metais, não-metais e 
metalóides, de acordo com suas propriedades físicas e químicas. 
 Elementos metálicos (como cobre e ferro) são tipicamente lustrosos, 
maleáveis, dúcteis, sólidos condutores de eletricidade à temperatura 
ambiente. 
 Elementos não-metálicos são frequentemente gasosos (oxigênio), 
líquidos (bromo) ou sólidos que não conduzem eletricidade 
apreciavelmente (enxofre). 
 
De forma introdutória, pode-se dizer que: 
 
 Metais combinam-se com não-metais gerando compostos que são 
tipicamente duros, sólidos não-voláteis (Cloreto de sódio) 
 Quando combinados entre si, não-metais frequentemente formam 
compostos moleculares voláteis (tricloreto de fósforo). 
 Quando metais são combinados, ou simplesmente misturados, eles 
produzem ligas que têm características físicas de metais (bronze, a 
partir de cobre e zinco). 
58 
 
 Alguns elementos apresentam propriedades que os tornam difíceis de 
serem classificados como metais ou não-metais; estes elementos são 
chamados de metalóides ( silício, germânio, arsênio e telúrio). 
 
 
Figura 37: A Tabela Periódica atual 
 
Nota: Nós retomaremos a Tabela Periódica de forma minuciosa no nosso 
próximo capítulo intitulado Propriedades Periódicas. Então, 
correlacionaremos os grupos e períodos aos quais os elementos pertencem às 
suas configurações eletrônicas. 
 
 
 
 
 
 
 
59 
 
Bibliografia 
 
1-BRADY, J. E., HUMISTON, G. E. Química Geral. 2a ed. Rio de Janeiro: 
Livros técnicos e científicos, 1992. 
2-RUSSEL, J. B. Química Geral. 2a ed. São Paulo: Makron Books do Brasil, 
1994. 
3– SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W. Química Inorgânica. Porto Alegre: 
Bookman, 3a ed., 2003. 
4– MIESSLER, G.L.; FISHER, P.J.; TARR, D.A. Inorganic Chemistry. New 
York: Pearson, 2014. 
5– HUHEEY, J.E.; KEITER, E.A.; KEITER, R.L. Inorganic Chemistry: 
principles of