O documento descreve a evolução dos modelos atómicos ao longo do tempo, começando pelo modelo de Dalton, passando pelos modelos de Thomson, Rutherford, Bohr, Heisenberg e Schrödinger, até chegar ao atual modelo quântico. Explica também os principais conceitos associados ao modelo quântico, como números quânticos, orbitais e configurações eletrônicas.

2. Modelos atómicos
Dalton (séc. XIX)
 0s átomos eram indivisíveis (não tinham outras partículas no seu
interior).
2
Thomson
 Descobriu o eletrão em 1897. O átomo
era uma esfera com carga positiva e
com eletrões (com carga negativa) no
seu interior, espalhados como passas
num bolo.
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3. Rutherford (cientista neozelandês)
O átomo era constituído por:
 Um núcleo, com protões com carga positiva, e por eletrões
que se moviam à volta do núcleo, como um planeta à volta
do Sol (modelo planetário).
 A maior parte do átomo era espaço vazio.
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4. Bohr
 O núcleo do átomo era constituído por protões e neutrões.
 Os eletrões encontravam-se à volta do núcleo, em órbitas bem
definidas, com certos níveis de energia (quantificação da
energia dos eletrões).
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5. Heisenberg (físico alemão)
 A posição e a energia do eletrão não podem ser conhecidas, ao
mesmo tempo, com exatidão (Princípio da Incerteza de
Heisenberg).
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Schrödinger (físico austríaco)
 A posição e a energia do eletrão são calculadas
por uma equação matemática (equação de
onda).
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6. Órbita ≠ Orbital
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Órbita – linha onde existe a certeza de encontrar
o eletrão com uma dada energia.
Orbital – região do espaço onde há probabilidade
de se encontrar o eletrão com uma dada energia.
Representa-se por um conjunto de pontos que
formam uma nuvem à volta do núcleo.
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7. Modelo da nuvem eletrónica ou
modelo quântico
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 É o modelo atual do átomo;
 Os eletrões encontram-se à volta do núcleo,
em orbitais, com certos níveis de energia,
mas sem uma posição exata (sem uma
trajetória definida - um eletrão pode estar mais
perto do núcleo ou mais afastado);
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Maior probabilidade de
encontrar o eletrão
Menor probabilidade de
encontrar o eletrão

8. Número quântico principal (n)
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Indica a energia e o tamanho da orbital (distância média do eletrão ao
núcleo).
Só pode ter valores inteiros: n = 1, n = 2, n = 3…
Quando o valor de n é maior, a energia e o tamanho da orbital serão
maiores.
Orbitais com o mesmo valor de n pertencem ao mesmo nível de
energia.
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9. Número quântico de
momento angular (l)
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Indica a forma da orbital (tipo de orbital):
Só pode ter valores inteiros entre 0 e n - 1:
• Se n = 1, então l = 0;
• Se n = 2, então pode ser l = 0 ou l = 1;
• Se n = 3, então pode ser l = 0, l = 1 ou l = 2.
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10. Número quântico magnético (ml)
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Indica a orientação da orbital no espaço.
 As orbitais podem estar orientadas segundo os eixos x, y ou z (ex.:
px, py ou pz).
Só pode ter valores inteiros entre – l e + l :
 Se l = 0, então ml = 0;
 Se l = 1, então pode ser ml = -1, ml = 0 ou ml = +1
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11. Para cada n há n2 orbitais.
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1 0 0 (1,0,0)
2
0 0 (2,0,0)
1
-1 (2,1,-1)
0 (2,1,0)
1 (2,1,1)
n 𝒍 𝒎𝒍 Orbital

12. Quando os átomos de hidrogénio, atravessam um campo magnético
provocado por um íman, desviam-se em sentidos opostos. Isto
acontece porque os eletrões têm um movimento de rotação e
comportam-se como ímanes.
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13. Número quântico de spin (ms)
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Indica o sentido do movimento de rotação do eletrão (no sentido
dos ponteiros do relógio ou no sentido contrário) e explica o facto dos
eletrões se comportarem como pequenos ímanes.
Só pode ter os valores ms = +1/2 ou ms = -1/2
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14. Resumindo…
As orbitais atómicas são identificadas por três números
quânticos:
 n – número quântico principal;
 l – número quântico de momento angular, secundário
ou azimutal;
 ml – número quântico magnético.
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15. Para identificar um eletrão no átomo são necessários quatro números
quânticos (n, l, ml e ms).
 ms - número quântico de spin
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A orbital 3s é identificada por três números quânticos:
n = 3, l = 0 e ml = 0 ou (3, 0, 0).
Os eletrões que se podem encontrar numa orbital 3s são identificados
por quatro números quânticos:
n = 3, l = 0, ml = 0 e ms = +1/2 ou (3, 0, 0, +1/2);
n = 3, l = 0, ml = 0 e ms = -1/2 ou (3, 0, 0, -1/2).
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16. Orbitais
As orbitais s têm uma forma esférica.
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Orbitais s são orbitais com 𝑙 = 0
As orbitais são caracterizadas pelos números quânticos:
1𝑠 – 1,0,0 2𝑠 – 2,0,0 3𝑠 – (3,0,0)

17. Orbitais p são orbitais com 𝑙 = 1
As orbitais são caracterizadas pelos números quânticos (exemplo):
2𝑝 𝑥 – 2,1, −1 2𝑝 𝑦 – 2,1,0 2𝑝 𝑧 – 2,1,1
As orbitais p têm uma forma de dois lóbulos simétricos,
orientados segundo cada um dos eixos x, y ou z.
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18. Em átomos monoeletrónicos (só com um eletrão), as orbitais com o
mesmo valor de n têm a mesma energia.
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A energia das orbitais é maior quando n é maior.
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19. 19
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1s < 2s =2p < 3s=3p=3d < 4s=4p=4d=4f < ......Energia
E1
E2
E3
1s
2s 2p2p2p
3p3p3p3s 3d3d3d3d 3d
n = 2
n = 3
n = 1

20. Em átomos polieletrónicos, as orbitais com o mesmo valor de n e com
maior valor de l têm mais energia (ex.: E2p > E2s).
As orbitais com o mesmo valor de n e de l (ex.: 2px, 2py e 2pz) têm a
mesma energia (orbitais degeneradas).
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21. 21
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Energia
1s
2s
2p 2p2p
3p3p3p
3s
3d 3d3d3d 3d
n = 2
n = 3
n = 1
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 3d .....

22. O tamanho e a energia do mesmo tipo de orbital são diferentes
quando os átomos são diferentes.
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Por exemplo, a orbital 1s do magnésio (12Mg) é menor e tem menos
energia do que a orbital 1s do sódio (11Na). Isto acontece porque o
núcleo do magnésio tem mais protões e atrai mais os eletrões (ficam
mais perto do núcleo e a sua energia é menor).
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23. Configurações eletrónicas
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Indica como os eletrões se distribuem nas orbitais.
• Diagrama de caixas
Representação duma orbital com 2 eletrões:
• A seta para cima representa ms = +1/2 e a seta para baixo representa
o ms = -1/2
• Uma orbital 3s, com os números (3,0,0), com dois eletrões representa-
se por 3s2.
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24. Princípio da Energia Mínima
Os eletrões estão distribuídos
nas orbitais de menor
energia, de modo a que a
energia do átomo seja
mínima (o átomo está no
estado fundamental e é mais
estável).
Se os átomos estiverem
excitados, têm eletrões que
estão em níveis de energia
superiores, quando podiam
estar em orbitais com menor
energia.
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25. Princípio de Exclusão de Pauli
25
Numa orbital só podem existir, no máximo, dois eletrões com spins
opostos (não pode existir mais do que um eletrão com os mesmos
números quânticos).
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2He

26. Diagrama de Linus Pauling – Diagrama de preenchimento das orbitais, que
facilita a escrita das configurações eletrónicas dos átomos, de acordo com o
Princípio da Energia Mínima.
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27. Diagramas de caixas
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𝐻1 ↑
1s1 2s 2p
𝐻𝑒2 ↑↓
1s2 2s 2p
𝐵5 ↑↓ ↑↓ ↑
1s2 2s2 2p1
𝐵5 ↑↓ ↑↓ ↑
1s2 2s2 2p1
ou
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28. Regra de Hund
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Nas orbitais com a mesma energia (ex.: 2px, 2py e 2pz ), coloca-se
primeiro um eletrão em cada orbital (eletrão desemparelhado), de modo
a ficarem com o mesmo spin, e só depois se completam as orbitais
com um eletrão de spin oposto.
𝑁7 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
1s2 2s2 2p3
𝑂8 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
1s2 2s2 2p4
𝑁7 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑
1s2 2s2 2px
1 2py
1 2pz
1
𝑂8 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑
1s2 2s2 2px
1 2py
2 2pz
1
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29. 29
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1s2 2s2 2px
2 2py
0 2pz
0
2px
1 2py
1 2pz
0
2px
1 2py
1 2pz
0
ou
ou
6C

30. Configurações eletrónicas de átomos no estado fundamental (os
eletrões estão todos nas orbitais de menor energia):
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31. Cerne – Conjunto do núcleo com os eletrões mais internos.
 Os eletrões do cerne de um elemento representam-se através da
configuração electrónica do gás nobre que é anterior a esse
elemento.
 Neste tipo de representação, aparecem apenas as orbitais de
valência (orbitais do último nível que têm mais energia), com os
respetivos eletrões de valência, e as orbitais d dos elementos de
transição.
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32. Configurações electrónicas de átomos no estado excitado (existem
eletrões em orbitais de maior energia, com lugares livres em
orbitais de energia inferior):
• 1s2 2s2 2p6 3s1 3p1
• 1s2 2s2 2p3 3s1
• 1s2 2s2 2p6 4s1
32
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