1) O documento descreve a evolução do modelo atômico desde Dalton até o modelo atômico moderno, com mudanças propostas por Thomson, Rutherford e Bohr. 2) Explica os principais conceitos do modelo atômico atual, incluindo o núcleo, os elétrons e seus números quânticos. 3) Detalha as regras para preenchimento das orbitais eletrônicas em um átomo, resultando na configuração eletrônica em seu estado fundamental.

1. FÍSICA E QUÍMICA A
10º A

2. Lição nº de outubro de 2011

3.  Modelo quântico
Evolução do modelo atómico:
 John Dalton, em 1808, propôs a teoria do modelo atómico,
onde o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável,
indestrutível e indivisível. Seu modelo atómico foi apelidado
de “modelo atómico da bola de bilhar”.
Todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos:
- Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si.
-Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e de peso
invariável.
Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados.
Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas
1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc.

4.  Em 1897, Joseph John Thomson formulou uma
teoria segundo a qual o átomo era como uma
esfera de carga positiva que continha corpúsculos
(eletrões) de carga negativa distribuídos
uniformemente à semelhança de um pudim de
passas.
O "modelo atómico do pudim com passas", substituiu então ao
"modelo da bola de bilhar", mas não eliminou totalmente as
deduções de Dalton, apenas foram acrescentadas mais informações.

5.  Ernest Rutherford, em 1911, comprovou
que o átomo era constituído por um núcleo,
de carga positiva (onde se localizava quase
toda a massa do átomo), em torno do qual se
distribuíam os eletrões de carga negativa.
Dada a semelhança com o modelo do sistema solar, este modelo ficou
conhecido por modelo planetário.

6.  Em 1920, Niels Bohr os eletrões não se
encontravam em qualquer posição:
movimentavam-se à volta do núcleo em
órbitas circulares, fixas e definidas. Bohr
definiu também o número de eletrões
presentes em cada camada e mostrou que
apenas algumas órbitas seriam possíveis,
correspondendo cada uma delas a um nível
bem definido de energia.
Descobriu ainda que as propriedades químicas dos elementos eram
determinadas pela camada mais externa.

7. O modelo atual aceite é o da nuvem eletrónica, onde não
se representam as trajetórias (orbitas), já que não são
conhecidas, mas as zonas onde há maior probabilidade
de encontrar os eletrões (orbitais).
A ideia de órbita eletrónica acabou por ficar desconexa, sendo substituída
pelo conceito de orbital - determinada região do espaço onde há maior
probabilidade de se encontrar um dado eletrão num instante qualquer.
É sabido que os eletrões possuem carga negativa, massa muito pequena e
que se movem em órbitas ao redor do núcleo atómico.
O núcleo atómico é situado no centro do átomo e constituído por protões
que são partículas de carga positiva, cuja massa é aproximadamente 1.837
vezes superior a massa do eletrão, e por neutrões, partículas sem carga e
com massa ligeiramente superior à dos protões.
O átomo é eletricamente neutro, por possuir números iguais de eletrões e
protões.

8. Números quânticos
 Caracterização das orbitais:
• Número quântico principal (n) – relaciona-se com a energia e o
tamanho da orbital (o tamanho da energia é tanto maior quanto maior
for o valor de n).
n = 1, 2, 3, …
n=1 n=2 n=3

9. • Número quântico de momento angular, secundário ou azimutal ( )–
relaciona-se com a forma da orbital.
= 0,… , n-1
Tipo de orbital s p d f g h
0 1 2 3 4 5
orbital s orbital p orbital d

10. • Número quântico magnético ( ) – relaciona-se com a orientação da
orbital no espaço.
=- ,…,

11.  Caracterização do eletrão:
• Número quântico de spin (ms) – relaciona-se com o sentido do
movimento de rotação do eletrão sobre si próprio.
Para caracterizar uma orbital são necessários três números quânticos:
n, ,
Para caracterizar um eletrão são necessários quatro números quânticos:
n, , , ms

12. n orbital Nº de orbitais
1 0 0 1s 1
0 0 2s 1
-1 2px 4
2
1 0 2py 3
1 2pz
0 0 3s 1
-1 3px
1 0 3py 3
3 1 3pz 9
-2 3d
-1 3d
2 0 3d 3
1 3d
2 3d

13. (3,2, -2) (3,2, -1) (3,2, 0) (3,2, 1) (3,2, 2)
- - - - - - - - - - 3d
- - - - - - 3p (3,1, -1) (3,1, 0) (3,1, 1)
- - 3s
(3,0, 0)
(2,1, -1) (2,1, 0) (2,1, 1)
- - - - - - 2p
- - 2s
(2,0, 0)
- - 1s
(1,0, 0)

14.  Configuração eletrónica
A forma como os eletrões se distribuem nas orbitais dos átomos –
configuração eletrónica – deve conferir ao átomo o estado de menor
energia possível. Para isso deve obedecer ás seguintes regras e
princípios:
• Princípio de exclusão de Pauli: na mesma orbital não podem coexistir
dois eletrões com o mesmo número quântico de spin.
• Princípio de energia mínima: quando um átomo está no estado
fundamental, os seus eletrões ocupam as orbitais disponíveis de menor
energia.
• Regra de Hund: no preenchimento das orbitais da mesma energia
(orbitais degeneradas), distribui-se primeiro um eletrão por cada
orbital, ficando todos com o mesmo spin, e só depois se completam
com sipns opostos – emparelhamento.

15. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d …