ESTRUTURA ATÔMICA
MODELOS ATÔMICOS
1 OS ÁTOMOS
Já é de longos tempos a preocupação sobre a constituição da matéria. As primeiras idéias
datam do sec. V a.C.. Na Grécia, filósofos gregos acreditavam que tudo na natureza seria
constituído por combinações diferentes de água, fogo, terra e ar.
A primeira idéia filosófica e sem caráter científico sobre o átomo foi lançada a
aproximadamente 400 a.C., pelos filósofos gregos Demócrito e Leucipo através do princípio da
divisibilidade. Segundo eles, ”A matéria pode ser dividida em partes cada vez menores , sem
perder suas propriedades”. A menor parte desta divisão seria uma minúscula partícula denominada
átomo ( do grego = indivisível). É importante lembrar que esta visão apresenta apenas cunho
filosófico e não experimental e por isso não pode ser considerado um modelo científico.
Séculos se passaram, surgiram os alquimista, e evoluções a passo lento foram alavancando o
estudo químico.
Cientistas como Lavoisier e Proust contribuíram significadamente com a
realização de experiências relacionando as massa dos participantes das reações químicas.
Na primeira década do sec. XIX, Jonh Dalton, utilizando dos conhecimentos acumulados
graças a contribuição de inúmeros cientistas, cria o primeiro modelo atômico científico baseado-se
em resultados experimentais de laboratório.
O modelo atômico é a tentativa de explicar o átomo , sem porém visualiza-lo. É uma idéia da
estrutura a nível microscópico. Os modelos estão baseados em fatos experimentais e por isso
apresentam cunho científico , e não mais filosófico.
1.1 Modelo Atômico de John Dalton(1808)
A teoria atômica de Dalton marca o início da era moderna
da Química. As principais características do modelo de Dalton
são:

O átomo é uma pequeníssima esfera maciça e indivisível.

Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em
massa, tamanho e em todas as propriedades químicas.

Os átomos numa reação química nunca são destruídos e
nem criados. O que ocorre é apenas uma separação,
rearranjo e combinação.
O modelo atômico de Dalton fica conhecido como “MODELO DA BOLA DE BILHAR”
6
1.2 Modelo Atômico de Thomson(1898)
Segundo a teoria atômica de Dalton, o átomo é a menor partícula constituinte da matéria.
Porém estudos posteriores vieram a mostras a existência de uma estrutura interna do átomo.
Evidenciou-se que o átomo era constituído por partículas mais pequenas, chamadas de partículas
subatômicas.
J.J.Thomson através de estudos usando os tubos de raios catódicos - desenvolvidos pelos
físicos Geissler e Crookes e que são um percursor dos tubos atualmente utilizados em televisores
e monitores de computadores - provou que na constituição dos átomos existia uma partícula
menor que o próprio átomo e que apresentava carga elétrica negativa, o Elétron.
Joseph John Thomson
As características do modelo de Thomson são:

O átomo passou a ser divisível.

O átomo é uma esfera maciça e positiva onde estão
mergulhadas todas as cargas elétricas negativas.

Os elétrons incrustados são suficientes para neutralizara
massa positiva do átomo, resultando em uma estrutura
“MODELO DO PUDIM DE PASSAS”
eletricamente neutra.
Lembrete: Através de experiência semelhante a de Thomson o alemão Eugene Goldstain
demonstrou a existência de um feixe de raios positivos (raios canais) , que levou a descoberta de
um partícula subatômica de carga positiva e 1836 vezes mais pesada que o elétron. A esta
partícula foi dado o nome de próton.
7
1.3 Modelo Atômico de Rutherford(1911)
Na década de 1890 os estudos sobre raios catódicos e outros
tipos de raios estavam no topo das pesquisas científicas. Alguns
destes raios estavam sendo associados ao fenômeno da
radioatividade, ou seja, da emissão espontânea de radiação (
energia transmitida através do espaço sob a forma de ondas e
partículas). Marie Curie e seu esposo Pierre Curie identificaram e
estudaram posteriormente um grande número de elementos
radioativos. Investigações subsequentes permitiram identificar três tipos de raios radioativos. –
alfa (), beta () e gama ().
Até então existiam duas certezas sobre o átomo, a de que ele continha elétrons e que era
eletricamente neutro.
Em 1909, Ernest Rutherford decidiu usar as partículas alfa para estudar a estrutura atômica e
esclarecer um pouco mais sobre a constituição da matéria. Rutherford e colaboradores
bombardearam uma finíssima lâmina de ouro com partículas  como é mostrado a seguir.
Observe a experiência:
Se pudéssemos visualizar a lâmina de Ouro em sua espessura:
Os resultados podem ser explicados observando 3 comportamentos diferentes para a
radiação:
8
1.
A maior parte das partículas  atravessaram a lâmina de metal sem sofrer desvios. Por
conseqüência acredita-se que estas partículas não encontraram obstáculos pela frente.
Conclui-se diante desta observação que a maior parte do átomo são espaços vazios.
2.
Um pequeno número de partículas  conseguem atravessar a lâmina, porém sofrem desvios
muito intensos. Acredita-se que essas partículas encontraram algum obstáculo , porém não
muito grande , quando atravessaram os átomos da lâmina. O choque lateral com estes
obstáculos provocaram os desvios.
3.
Pouquíssimas partículas  não conseguiram atravessar a lâmina, e retornaram para o mesmo
lado de onde foram lançadas (ricochetearam). Isto evidencia, que foi encontrado um
obstáculo maciço e irremovível.
Uma análise minuciosa dos resultados obtidos com a realização do experimento permitiu que
Rutherford elaborasse um modelo mais amplo no qual evidenciam as seguintes características:

O átomo é formado pôr duas regiões, o núcleo e a eletrosfera.

Os elétrons giram aleatoriamente em torno do núcleo.
O núcleo é muito pequeno quando comparado ao tamanho total do átomo. Nele concentram -
se partículas eletricamente positivas. É a única região maciça do átomo. Nele praticamente
concentra-se toda a massa do atômica.
A eletrosfera é cerca de 10000 a 100000 vezes maior que o núcleo. Nela encontra-se as
partículas negativas (elétrons). É basicamente constituída de espaços vazios.
“MODELO DO SISTEMA
SOLAR OU PL ANETÁRIO”
O modelo atômico de Rutherford contudo deixava algumas perguntas a serem
respondidas para que se tivesse um satisfatório entendimento da constituição atômica da matéria.
-
Como poderiam, numa região tão pequena – o núcleo – concentrar todas as partículas
positivas – os prótons – sem que houvessem repulsão das mesmas?
-
Como que os elétrons que estão em constante movimento na eletrosfera não são atraídos
pelo núcleo e vem a cair sobre este?
9
Para a primeira pergunta a resposta veio de resultados dos trabalhos do cientista James
Chadwick. No núcleo, além dos prótons, existia também uma outra partícula. Esta apresentava
massa pouco superior a dos prótons e era desprovida de carga elétrica. Chadwick chamou-a de
Nêutron.
A resposta a outra indagação será feita em momentos posteriores deste nosso estudo.
1.4 Características das Partículas Fundamentais

Prótons: partículas dotadas de carga positiva.

Nêutrons: partículas com aproximadamente a mesma massa que os prótons, mas
sem carga elétrica.

Elétrons: partículas de massa desprezível e carga negativa.
As massas e cargas reais das partículas fundamentais não são números cômodos.
Valores Reais
Partícula
Massa(g)
Carga(C)
-24
próton
1,672 x 10
nêutron
1,674 x 10
-19
+ 1,6 x 10
-24
0
-28
elétron
-19
9,11 x 10
- 1,6 x 10
Por isso foi adotado um sistema de cargas e massas relativas, tomando-se como
base o próton. Em resumo, temos:
Valores Relativos
Massa
Carga
próton
Partícula
Representação
1
+1
1
nêutron
1
0
0
elétron
0
-1
1
p
1
n
e-
1.5 Massa e Carga do Átomo
A massa do átomo está praticamente toda concentrada no núcleo, porque nele se
localizam prótons e nêutrons.
Quanto à carga, todo átomo em seu estado normal é eletricamente neutro, porque seu
número de carga positiva (prótons) é igual ao seu número de carga negativa (elétrons).
1
Átomo  n.º de (1 p ) = n.º de (e-)
1.6 Número Atômico (Z)
É o número de prótons de um átomo. A característica mais importante de um átomo.
10
Z = n.º de prótons
1.7 Número de Massa (A)
Número de massa é a soma do número de prótons com o número de nêutrons do
átomo.
A = n.º de prótons + n.º de nêutrons
1.8 Elemento Químico
É um conjunto de átomos com o mesmo número atômico.
Ex.:
nome
Flúor
Alum ínio
Argônio
Chumbo (Plumbum)
símbolo
F
Al
Ar
Pb
A cada elemento corresponde único Número Atômico.
1.9 Representação do Elemento
Numa representação completa de um elemento, devemos indicar seu símbolo(E),
número atômico(Z) e número de massa(A).
A
E
Ex.:
24
Mg
12
Z
- indica o átomo de magnésio de número atômico 12 e número de massa 24.
Pelo número atômico, sabemos que este átomo apresenta 12 prótons e 12 elétrons.
Subtraindo do número de massa o número de prótons, encontramos para esse átomo 12
nêutrons.
2 OS ÍONS
Quando um átomo perde ou ganha elétrons, o seu número de elétrons passa a ser
diferenciado do número de prótons. Com isso o átomo ficará eletricamente carregado,
caracterizando o íon.
Esquema
+1
n.º de (1P ) > n.º de (e-)  Cátion
+1
n.º de (1P ) < n.º de (e-)  Ânion
11
Duas ou mais espécies químicas são isoeletrônicas quando apresentar o mesmo
número de elétrons.
3 ISÓTOPOS
São átomos de mesmo número atômico (pertencem a um mesmo elemento) e
diferentes números de massa.
Os isótopos são identificados colocando-se o número de massa após o nome do
elemento. Assim, os isótopos
235
92
U
14
e 6C são chamados, respectivamente, Urânio - 235 e
Carbono - 14.
Ex:
1) Composição isotópica do cloro


35
17
Cl
17
Cl
37
tem 75,4% de ocorrência e
tem 24,6% de ocorrência
2) Composição isotópica do hidrogênio
1

1

1

1
H (prótio) tem 99,98% de ocorrência,
2
2
H ou 1D (deutério) tem 0,02% de ocorrência e
3
3
H ou T (trítio) tem 10-9% de ocorrência
1
Somente os isótopos do hidrogênio apresentam símbolos e nomes particulares.
4 ISÓBAROS
São átomos de mesmo número de massa e números atômicos diferentes.
14
14
Ex.: Carbono - 14 (6C ) e Nitrogênio - 14 (7N )
12
5 ISÓTONOS
São átomos de mesmo número de nêutrons. Pertencem a elementos diferentes por
apresentarem diferentes números atômicos.
39
40
Ex.: Potássio - 39 (19K ) e Cálcio - 40 (20Ca )
6 ELETROSFERA
A eletrosfera é dividida em camadas ou níveis de energia. Cada camada é
subdividida em subcamadas ou subníveis.
Cada subnível apresenta regiões, os orbitais, onde é máxima a probabilidade de se
encontrar um determinado elétron.
As características da eletrosfera acima descritas surgiram a partir das observações de
Niels Bohr que ao estudar o espectro de emissão do hidrogênio, previu a existência das
camadas.
6.1 Os Níveis ou Camadas
Fazendo-se passar a luz proveniente de uma lâmpada comum através de um prisma,
observa-se a decomposição desta luz em um espectro contínuo:
Ao analisar o espectro produzido na decomposição da luz emitida pelo Hidrogênio,
oberva-se uma descontinuidade:
13
A formação de cada raia no espectro levou Bohr a propor que cada uma corresponde a
um salto do elétron de uma camada de maior para outra de menor energia. Assim, o elétron
ao ser excitado(energizado) saltaria para um nível energético MAIOR (mais externo) e, ao
voltar ao seu nível de origem (mais interno) liberaria esta energia na forma de LUZ (onda
eletromagnética).
Assim:
Os níveis seriam em número máximo de sete para os átomos dos elementos
conhecidos. A partir do núcleo são representadas pelas letras maiúsculas K, L, M, N, O, P e
Q. Contudo, essas letras podem ser substituídas por números, os números quânticos
principais, que são representados genericamente por n.
O número máximo de elétrons que cada camada pode comportar pode ser
determinado. Para os átomos dos elementos conhecidos, temos:
NÍVEL
nº quântico principal
nº máximo de elétrons
K
L
M
N
O
P
1
2
2
8
3
18
4
32
5
32
6
18
A energia das camadas aumenta no sentido da camada K para a camada Q.
Q
7
2
14
6.2 Os Subníveis
Em alguns casos, notou-se que a raia do espectro é formada de várias linhas muito
próximas. Isto força a aceitar que cada camada seja dividida em subcamadas de energias
bem próximas, o que permite saltos bem semelhantes do elétron para formar as várias
linhas de uma mesma raia. Pode se concluir que uma camada pode ter elétrons com
energias diferentes ou ocupem “posições intermediárias”.
Estas posições energéticas serão chamadas de subníveis.
São em número máximo de 4 para os átomos dos elementos conhecidos, sendo
representados pelas letras minúsculas s, p, d, f.
Os números que aparecem associados aos subníveis são denominados números
quânticos secundários e são representados genericamente por  .
SUB-NÍVEIS
s
p
d
f
n.º quântico secundário
0
1
2
3
nº máximo de elétrons
2
6
10
14
Cada subnível comporta um número máximo de elétrons, que é representado como
expoente da letra que identifica o subnível.
2
6
s ,p ,d
10
14
f
e
Lembrando que cada camada só admite um número máximo de elétrons, fica fácil
determinar o número de subníveis por camada.
Observe:
camada
K
L
M
N
O
P
Q
n.º máximo
de elétrons
2
8
18
32
32
18
2
subníveis possíveis
2
s
2
s
2
s
2
s
2
s
2
s
2
s
6
p
6
p
6
p
6
p
6
p
10
d
10
14
d
f
10
14
d
f
10
d
Para se distribuir os elétrons nos subníveis, usa-se o Diagrama de Linus Pauling. No
diagrama o sentido das setas indica valores de energia crescente e a ordem de
preenchimento dos subníveis.
15
Agrupando os subníveis, podemos obter a distribuição eletrônica nas camadas. No
caso do átomo de ferro (26Fe), temos:
1s
2
2
K-2
6
2
6
6
2
2s 2p
3s 3p 3d
4s
L-8
M - 14
N–2
A última camada de um átomo é denominada camada de valência. Portanto, o
átomo de ferro (26Fe) possui 2 elétrons de valência.
A distribuição eletrônica de íons segue ao padrão abaixo:

cátion
1) Faz-se a distribuição eletrônica como se a carga não existisse.
2) Retira-se, iniciando na camada mais externa, um número de elétrons igual à carga do
íon.
+3
Ex.: 26Fe
2
2
6
2
6
2
2
2
6
2
6
5
6
1) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2) 1s 2s 2p 3s 3p 3d

Ânion
1) Faz-se a distribuição eletrônica como se a carga não existisse.
2) Acrescenta-se ao subnível incompleto um número de elétrons igual a cargo do íon.
Ex.: 16S
-2
2
2
6
2
4
2
2
6
2
6
1) 1s 2s 2p 3s 3p
2) 1s 2s 2p 3s 3p
16
6.3 Os Orbitais
De Bröglie(1924) verificou que o elétron não podia ser encarado nem como partícula
material nem como onda eletromagnética, ele teria um duplo caráter.
Por essa mesma época, Heisenberg estabeleceu, pelo princípio da incerteza, a
impossibilidade de se determinar com precisão a velocidade e a posição de um elétron
simultaneamente.
Scröndinger proporá a definição de orbital como sendo a região onde é máxima a
probabilidade de se “encontrar” o elétron.
Representa-se cada orbital por ou .
O número de orbitais para os subníveis s, p, d, f é, respectivamente, um, três, cinco,
sete. Os números que aparecem associados aos orbitais, os números quânticos
magnéticos, são representados genericamente por m.
Esquema
Subnível s
0
Subnível p
-1
0
+1
Subnível d
-2
-1
0
+1
+2
Subnível f
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
6.4 Princípio da Exclusão de Pauli
Um orbital pode comportar, no máximo, dois elétrons.
Para que estes elétron não sofram repulsão seria necessário que tivessem “rotações”
contrárias. Cada sentido de rotação geraria um campo magnético e, assim, dois elétrons
ocupariam o mesmo orbital.
A cada sentido de rotação corresponde um número, chamados números quânticos
de spin, representados por s ou ms e representado por  .
17
Cada orbital fica bem determinado com os números quânticos principais, secundário e
magnético. Já um elétron necessita de um quarto número quântico, o número quântico de
spin (s ou ms). O número quântico de spin caracteriza o movimento de rotação do elétron e
assume dois valores: -1/2 ou +1/2.
;
certo
errado
6.5 Regra de Hund
No preenchimento dos orbitais de um mesmo subnível, devemos colocar primeiro, um
elétron de cada spin em cada orbital, para depois, iniciar o emparelhamento.
;
errado
certo
6.6 Forma dos Orbitais
O orbital s tem forma de esfera:
O orbital p forma de duplo-ovóide(halteres).
Os três orbitais p são orientados segundo a direção de três eixos triortogonais x, y, z.