GRUPO EDUCACIONAL KROTON
UNIVERSIDADE DE CUIABÁ- UNIC
Disciplina: Química Geral
A ESTRUTURA DO ÁTOMO
A DESCOBERTA DO ÁTOMO
Após Dalton ter apresentado sua teoria atômica, em 1808, na qual sugeria que os
átomos eram indivisíveis, maciços (rígidos) e esféricos, vários cientistas realizaram
diversos experimentos que demonstraram que os átomos são constituídos por partículas
ainda menores, subatômicas.
O elétron (e)
Em 1897, Joseph John Thomson (1856-1940) conseguiu demonstrar que o
átomo não é indivisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de raios
catódicos. Dentro do tubo de vidro havia, além de uma pequena quantidade de gás, dois
eletrodos ligados a uma fonte elétrica externa. Quando o circuito era ligado, aparecia
um feixe de raios provenientes do cátodo (eletrodo negativo), que se dirigia para o
ânodo (eletrodo positivo). Esses raios eram desviados na direção do pólo positivo de um
campo elétrico. Com base nesse experimento, Thomson concluiu que: a) os raios eram
partículas (corpúsculos) menores que os átomos; b) os raios apresentavam carga elétrica
negativa. Essas partículas foram denominadas elétrons (e).
Thomson propôs então um novo modelo, denominado pudim de passas: “O
átomo é maciço e constituído por um fluido com carga elétrica positiva, no qual estão
dispersos os elétrons”. Como um todo, o átomo seria eletricamente neutro.
Próton (p)
Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein, usando uma aparelhagem
semelhante à de Thomson, observou o aparecimento de um feixe luminoso no sentido
oposto ao dos elétrons. Concluiu que os componentes desse feixe deveriam apresentar
carga elétrica positiva. Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o
mesmo experimento com o gás hidrogênio, detectou a presença de partículas com carga
elétrica positiva ainda menores, as quais ele denominou prótons (p). A massa de um
próton é aproximadamente 1 836 vezes maior que a de um elétron.
A experiência de Rutherford
Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma
finíssima lâmina de ouro (de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de
carga elétrica positiva, denominadas partículas alfa (  ), emitidas por um material
radioativo.
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma
série de conclusões:
Observação
a) A maior parte das partículas  atravessava a lâmina sem sofrer desvios: A
maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse espaço (eletrosfera) devem estar localizados
os elétrons.
b) Poucas partículas  (1 em 20 000) não atravessavam a lâmina e voltavam: Deve
existir no átomo uma pequena região onde está concentrada sua massa (o núcleo).
c) Algumas partículas  sofriam desvios de trajetória ao atravessar a lâmina: O
núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas 
(positivas).
A comparação do número de partículas  que atravessavam a lâmina com o
número de partículas  que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é
10 mil vezes maior que o raio do núcleo. A partir dessas conclusões, Rutherford propôs
um novo modelo atômico, semelhante ao sistema solar.
O nêutron (n)
Essas partículas foram descobertas em 1932 por Chadwick, durante experiências
com material radioativo. Ele as denominou nêutrons. Os nêutrons estão localizados no
núcleo e apresentam massa muito próxima à dos prótons, mas não têm carga elétrica. O
modelo atômico mais utilizado até hoje é o de Rutherford, com a inclusão dos nêutrons
no núcleo.
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO
NÚMERO ATÔMICO (Z)
Em 1913, ao realizar experiências de bombardeamento de vários elementos
químicos com raios X, Moseley percebeu que o comportamento de cada elemento
químico estava relacionado com a quantidade de cargas positivas existentes no seu
núcleo. Assim, a carga do núcleo, ou seu número de prótons, é a grandeza que
caracteriza cada elemento, sendo este número denominado número atômico.
Número atômico (Z): o número que indica a quantidade de prótons existentes
no núcleo de um átomo. Z = nº de prótons
NÚMERO DE MASSA (A)
Número de massa (A): a soma do número de prótons (p) com o número de
nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo. A = p + n
Como tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são inteiros, o
número de massa (A) sempre será um número inteiro. O número de massa é, na
verdade, o que determina a massa de um átomo, pois os elétrons são partículas com
massa desprezível, não tendo influência significativa na massa dos átomos.
Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número
atômico (Z).
Atualmente, conhecemos um total de 115 elementos químicos, entre naturais e
artificiais, com números atômicos variando de 1 a 118. A cada elemento químico
corresponde um número atômico (Z) que o identifica. De acordo com a IUPAC (sigla
em inglês da União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar um
elemento químico, devem-se indicar, junto ao seu símbolo, seu número atômico e seu
número de massa. Uma forma esquemática dessa representação é a seguinte:
ÍONS
Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons, formando
novos sistemas, eletricamente carregados, denominados íons.
Íon: a espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número
de elétrons.
Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons:
• íons positivos = cátions;
• íons negativos = ânions.
Íons positivos ou cátions
Os cátions formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons, resultando
num sistema eletricamente positivo, em que o número de prótons é maior que o número
de elétrons.
Íons negativos ou ânions
Os ânions formam-se quando um átomo ganha ou recebe um ou mais elétrons,
resultando num sistema eletricamente negativo, em que o número de prótons é menor
que o número de elétrons.
SEMELHANÇAS ATÔMICAS
Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), por
pertencerem ao mesmo elemento químico, mas diferentes números de massa (A).
A maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos, os
quais podem ser encontrados, na natureza, em proporção praticamente constante.
Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas
mesmo número de massa (A). Os isóbaros pertencem, portanto, a elementos químicos
diferentes.
Isótonos: são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas
diferentes números atômicos (Z) e de massa (A).
Isoeletrônicos: átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons.
OS NOVOS MODELOS ATÔMICOS
Depois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas direcionaram seus
estudos para a distribuição dos elétrons na elestrofera. Fizeram progressos levando em
conta conhecimentos anteriores. Há muito tempo os químicos já sabiam que os
compostos de sódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma chama. Em
1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos, submetidos a uma chama,
produziam cores diferentes.
O estudo da luz conseguida dessa maneira permitiu a obtenção dos chamados
espectros descontínuos, característicos de cada elemento. A cada cor desses espectros
foi associada certa quantidade de energia. Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um
novo modelo atômico, relacionando a distribuição dos elétrons na eletrosfera com sua
quantidade de energia.
O MODELO ATÔMICO DE BÖHR
Esse modelo baseia-se nos seguintes postulados:
1. Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.
2. Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os
elétrons que estão situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior
quantidade de energia.
3. Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta para uma órbita
mais energética. Quando ele retorna à sua órbita original, libera a mesma quantidade de
energia, na forma de onda eletromagnética (luz).
Essas órbitas foram denominadas níveis de energia. Hoje são conhecidos sete
níveis de energia ou camadas, denominadas K, L, M, N, O, P e Q.
O modelo de Böhr permite relacionar as órbitas (níveis de energia) com os
espectros descontínuos dos elementos.
OS SUBNÍVEIS
O trabalho de Böhr despertou o interesse de vários cientistas para o estudo dos
espectros descontínuos. Um deles, Sommerfield, percebeu, em 1916, que as raias
obtidas por Böhr eram na verdade um conjunto de raias mais finas e supôs então que os
níveis de energia estariam divididos em regiões ainda menores, por ele denominadas
subníveis de energia.
O número de cada nível indica a quantidade de subníveis nele existentes. Por exemplo,
o nível 1 apresenta um subnível, o nível 2 apresenta dois subníveis, e assim por diante.
Esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, g, h, … . Estudos específicos
para determinar a energia dos subníveis mostraram que: existe uma ordem crescente de
energia nos subníveis; s < p < d < f; os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma
quantidade de energia; os elétrons se distribuem pela eletrosfera ocupando o subnível de
menor energia disponível.
A criação de uma representação gráfica para os subníveis facilitou a visualização
da sua ordem crescente de energia. Essa representação é conhecida como diagrama de
Linus Pauling.
O preenchimento da eletrosfera pelos elétrons em subníveis obedece à ordem
crescente de energia definida pelo diagrama de Pauling:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d
Cada um desses subníveis pode acomodar um número máximo de elétrons:
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA POR SUBNÍVEL
Como num átomo o número de prótons (Z) é igual ao número de elétrons,
conhecendo o número atômico poderemos fazer a distribuição dos elétrons nos
subníveis. Vejamos alguns exemplos:
O subnível mais energético nem sempre é o mais afastado do núcleo.
O PRINCÍPIO DA INCERTEZA: HEISENBERG
Em 1926, Werner Heisenberg (1901-1976) demonstrou, usando os conceitos
quânticos (mecânica quântica), que é impossível determinar, simultaneamente, com
absoluta precisão, a velocidade e a posição de um elétron em um átomo. Este princípio,
conhecido por Princípio da Incerteza, estabelece que não se pode afirmar que exista uma
órbita definida para o elétron. O mais adequado é considerar que existam regiões,
denominadas orbitais, em torno do núcleo nas quais é máxima a probabilidade de se
encontrar o elétron.
Orbital: a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron no átomo.
Assim, os orbitais podem ser considerados nuvens que correspondem às regiões
em que é máxima a probabilidade de encontrarmos um determinado elétron. O
movimento do elétron ao redor do núcleo foi descrito por Erwin Schrödinger, em 1927,
mediante equação matemática que relaciona a natureza corpuscular (partícula), a
energia, a carga e a massa do elétron. As soluções numéricas para essa equação,
denominadas números quânticos, permitem que cada elétron seja caracterizado pela sua
quantidade de energia.
Números quânticos: códigos matemáticos associados à energia do elétron.
A caracterização de cada elétron no átomo é feita por quatro números quânticos:
principal, secundário (ou azimutal), magnético e spin.
Num mesmo átomo não existem dois elétrons com os mesmos números
quânticos.
Principal (n) Indica o nível de energia do elétron. n = 1, 2, 3, … 7
Secundário (  ) Está associado ao subnível de energia do elétron.
Magnético (m)
Está associado à região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron,
denominada orbital. Cada orbital comporta no máximo 2 elétrons.
Espacialmente, os orbitais s e p apresentam o seguinte aspecto:
Spin (s ou ms)
Está relacionado à rotação do elétron. Esse número quântico é utilizado para
distinguir os elétrons de um mesmo orbital. A um deles atribui-se arbitrariamente o
valor +1/2 e ao outro, o valor –1/2. A representação gráfica dos elétrons num mesmo
orbital pode ser feita de duas maneiras:
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ORBITAIS
Essa distribuição deve ser feita de acordo com dois conceitos:
Princípio da exclusão de Pauli: Num orbital existem no máximo 2 elétrons com spins
opostos.
Regra de Hund: Os orbitais de um mesmo subnível são preenchidos de modo que se
obtenha o maior número possível de elétrons isolados (desemparelhados).
Vejamos alguns exemplos de distribuição com a atribuição dos quatro números
quânticos ao elétron de maior energia.
RFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS
Usberco, João. Química: volume único. 5. ed. São Paulo : Saraiva, 2002.
RUSSELL, John B. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. 1 v.
BRADY, James E; HUMISTON, Gerard E. Química Geral. 2. ed. São Paulo:
LTC, 2008. 1 v.