Aula Estrutura Atômica

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O que são átomos?
De que são feitos?
Estrutura Atômica
Demócrito
Átomo
Demócrito 
(460 – 370 A.C.)
Defendeu a idéia de que a matéria era 
composta por pequeníssimas partículas.
Modelo baseado apenas na intuição e na lógica.
Há mais de dois mil anos!!
� O conceito de uma partícula fundamental foi proposto por 
Leucipo de Mileto em 450 a.C.
� O átomo é a partícula fundamental que representa um 
determinado elemento químico.
Modelo proposto por Demócrito:
� Toda a matéria é constituída por átomos
e vazio (não era compacta);
� O átomo é uma partícula pequeníssima, 
invisível, e que não pode ser dividida;
� Os átomos encontram-se em constante 
movimento;
� Universo constituído por um número 
infinito de átomos, indivisíveis e eternos.
�Aristóteles [384-322 a.C] 
rebate este conceito, dizendo 
que a matéria pode ser dividida 
infinitamente.Os conceitos 
aristotélicos da matéria foram 
aceitos por mais de 2000 anos.
Aristóteles
Aristóteles
(384 a.C. - 322 a.C.)
O Modelo de Demócrito 
permaneceu na sombra 
durante mais de 20 
séculos...
Ar Água
Terra
Fogo
Acreditava que a matéria era contínua e 
composta por quatro elementos:
� Com o fim da Idade Média e o surgimento do renascimento 
surgem vários cientistas experimentais.
� No século XVIII Antoine Lavoisier propõe a Lei da conservação das 
massas.
� Gay-Lussac propõe a Lei das combinações volumétricas.
� Louis Proust propõe a Lei das proporções fixas.
� As leis foram propostas, mas não se sabia explicar o porquê desses 
acontecimentos.
Dalton (1807)
Séc. XIX – Dalton “ressuscita” A Teoria Atômica.
John Dalton
(1776 – 1844)
*Na segunda metade do séc. 
XVIII, a Química sofreu uma 
grande evolução.
*Certos fatos não podiam ser 
explicados pela teoria de 
Aristóteles, como a Lei de 
Lavoisier: “A massa dos reagentes 
é igual à massa dos produtos”.
* Para explicar estes fatos John 
Dalton propôs, em 1807, o seu 
modelo atômico.
Modelo proposto por 
Dalton:
� O átomo era uma esfera rígida e 
indivisível (modelo da Bola de Bilhar)
Os átomos do mesmo elemento são iguais 
entre si – têm a mesma massa
� Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos
� Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser 
criados nem destruídos.
� Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os 
átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. 
Átomos de diferentes elementos têm diferentes massas e 
propriedades.
� As transformações químicas consistem em uma combinação, 
separação ou rearranjo de átomos. Estes não são criados ou 
destruídos em uma reação.
� Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais 
elementos em uma razão fixa.
� Explicou:
� Conservação das massas nas reações químicas
� Lei das composições definidas.
� Em 1897, Thomson mostrou que quando os raios catódicos são 
desviados de modo a se chocarem com o eletrodo de um eletrômetro, 
o instrumento acusa uma carga negativa.
� Demonstrou que os raios catódicos são desviados pela ação de um 
campo elétrico.
� Verificou que os resultados obtidos independiam da natureza do gás 
ou material utilizado na confecção do tubo. 
� Propôs que os raios catódicos são cargas de eletricidade negativa 
transportadas por partículas de matéria.
� Para explicar a natureza destas partículas Thomson determinou a 
relação carga-massa. e/m = ( = -1,759 x 108 C/g)
� Millikan determinou a carga = -1,602 x 10-19 C e a massa = 9,1 x 10-31
kg.
Representação esquemática do aparato de Thomson para 
determinação de e/m
Elétrons : partículas 
com carga elétrica 
negativa
Esfera com carga 
elétrica positiva
Modelo proposto por Thomson (1904):
O átomo era uma esfera 
maciça de carga elétrica 
positiva, estando os elétrons 
distribuídos em seu interior 
movimentando-se em 
movimentos circulares.
O número de elétrons 
seria tal que a carga total do 
átomo seria zero.
� Em 1896,Wilhelm Röntgen descobre os Raios- x
� Em 1896 a 1902, Henri Becquerel, Marie e Pierre Currie, 
descobrem a radioatividade.
� Em 1896 Ernest Rutherford começa a trabalhar também com 
estas radiações, e em 1902 ele consegue caracterizá-las.
Radiação Símbolo Massa Carga
Alfa α 4 +2
Beta β 0 -1
A descoberta da segunda 
partícula subatômica: o próton
Ernest 
Rutherford
(1871 - 1937)
Cientista neozelandês, estudou 
com J.J. Thomson.
Em 1908 realizou uma 
experiência que lhe permitiu 
propor um novo modelo atômico.
Experiência de Rutherford
Resultados da experiência de Rutherford
Partículas αααα
Existe, no interior do átomo, uma região central 
positiva – o núcleo, que exerce fortes forças 
repulsivas sobre as partículas alfa.
Modelo proposto por Rutherford 
(1911)
O átomo é uma estrutura praticamente 
vazia, e não uma esfera maciça, constituído 
por:
•Núcleo muito pequeno com a carga positiva, 
onde se concentra quase toda a massa do 
átomo.
• Elétrons com carga negativa movendo-se 
de maneira circular em volta do núcleo.
Modelo Planetário
O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar.
Maracanã.
ervilha
* Rutherford admitiu que existiam no núcleo 
partículas semelhantes aos prótons, porém sem 
cargas 
* Chadwick (1932) descobriu os nêutrons
* Os nêutrons serviriam para diminuir a 
repulsão entre os prótons (maior estabilidade 
no núcleo)
A descoberta da terceira 
partícula subatômica: o nêutron
RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
REGIÕES DA RADIAÇÃO
Maxwell, 1860: todas formas de radiaMaxwell, 1860: todas formas de radiaçção são propagadas atravão são propagadas atravéés do espas do espaçço comoo como
Campos magnCampos magnééticos e elticos e eléétricos oscilantes perpendiculares entre si e viajando natricos oscilantes perpendiculares entre si e viajando na
velocidade da luzvelocidade da luz
““CatCatáástrofe ultravioletastrofe ultravioleta”” : um metal aquecido não emite com : um metal aquecido não emite com 
aumento de intensidade da luz de maneira contaumento de intensidade da luz de maneira contíínua.nua.
PlanckPlanck: energia quantizada E = : energia quantizada E = nhnhνν = = nhcnhc//λλ = = nhnhνν/c/c
h = 6,626x10h = 6,626x10--34 34 JsJs, n = 1,2,3,........, n = 1,2,3,........
Inte
n
sid
ad
e
Inte
n
sid
ad
e
energiaenergia
Einstein: efeito fotoelEinstein: efeito fotoeléétricotrico
Luz comportaLuz comporta--se como partse como partíícula : fcula : fóótons com energia = htons com energia = hνν
Quando luz incide em um metal, elQuando luz incide em um metal, eléétrons são ejetados a partir de uma trons são ejetados a partir de uma 
frequenciafrequencia mmíínima. Acima dessa nima. Acima dessa frequenciafrequencia, quanto mais intensa a luz, mais, quanto mais intensa a luz, mais
ElEléétrons são ejetados.trons são ejetados.
Quando a luz passa em fendas e incide em um prismaQuando a luz passa em fendas e incide em um prisma
ESPECTRO DO HIDROGÊNIO
-Uma descarga elétrica passa através de uma região 
contendo um gás monoatômico rarefeito.
-Devido às colisões dos átomos da descarga com os 
elétrons, os átomos assumem um estado no qual a sua 
energia total é maior do a do átomo normal. Ao voltar ao 
seu estado normal, os átomos cedem seu excesso de 
energia, emitindo radiação eletromagnética.
-A radiação é colimada pela fenda, então atravessa o 
prisma.
-Então a radiação é decomposta em seu espectro de 
comprimentos de onda, que é gravado na chapa fotográfica
SÉRIES ESPECTRAIS
� Houve vários estudiosos que buscaram propor equações que descrevessem 
as linhas espectrais do átomo de hidrogênio.
� Dentre eles estão: Balmer, Paschen, Lyman e Brackett. As equações que 
estes estudiosos propuseram eram muito semelhantes.Assim
todas elas 
foram combinadas em uma única equação, a equação de Rydberg.
onde λ é o comprimento de onda da linha do 
espectro; m e n são números inteiros, m = 1,2,3, 
e n = (m+1), (m+2), (m+3)..; e R é a constante de 
Rydberg (1,10 x 107 mˉ¹).
Diagrama de níveis de energia do hidrogênio: 
transições de Paschen (infravermelho), Balmer
(visível) e Lyman (ultravioleta)
Niels Bohr (1913)
Niels Bohr
(1885 - 1962)
Niels Bohr trabalhou com 
Thomson, e posteriormente 
com Rutherford.
Tendo continuado o 
trabalho destes dois físicos, 
aperfeiçoou, em 1913, o 
modelo atômico de 
Rutherford.
� Bohr desenvolveu um modelo que 
poderia explicar as linhas espectrais 
emitidas pelo átomo de hidrogênio.
� Ele começou admitindo que um gás 
emite luz quando uma corrente 
elétrica passa através deste, devido 
aos elétrons em seus átomos primeiro 
absorverem energia da eletricidade e 
posteriormente liberarem aquela 
energia na forma de luz.
� As investigações sobre os espectros 
atômicos e o conhecimento sobre 
trabalhos de Planck,levaram Bohr a 
postular que o elétron se movimenta 
ao redor do núcleo em órbitas 
circulares e com energia bem 
definida.
Átomo de Bohr: órbitas circulares e estáveis
1º Postulado: A eletrosfera do átomo está
dividida em regiões denominadas níveis ou 
camadas, onde os elétrons descrevem órbitas 
circulares estacionárias, de modo a ter uma 
energia constante, ou seja, sem emitirem nem 
absorverem energia. O raio dessas órbitas têm 
energias definidas.
Modelo Atômico de Bohr
2º Postulado: Fornecendo energia (térmica, 
elétrica,...) a um átomo, um ou mais elétrons a absorvem 
e saltam para níveis mais afastados do núcleo (mais altos 
em energia). Ao voltarem às suas órbitas originais, 
devolvem a energia absorvida em forma de luz (fóton). 
Considerou a energia quantizada segundo Planck: E2 – E1
= hν
Combinou as leis do movimento clCombinou as leis do movimento cláássico e quântico e achou ssico e quântico e achou 
a expressãoa expressão
E = E = -- RhcRhc/n/n2 2 ,onde R = constante de ,onde R = constante de RydbergRydberg..
OBSERVAOBSERVAÇÇÃOÃO: SINAL NEGATIVO DEVE: SINAL NEGATIVO DEVE--SE SE ÀÀS S 
FORFORÇÇAS DE ATRAAS DE ATRAÇÇÃO NÃO NÚÚCLEOCLEO--ELELÉÉTRON.TRON.
Explicou o espectro do hidrogênio, mas o modelo não Explicou o espectro do hidrogênio, mas o modelo não 
funcionou para outros funcionou para outros áátomos.tomos.
Principal falha: supor que era possPrincipal falha: supor que era possíível determinar com vel determinar com 
precisão a localizaprecisão a localizaçção e a energia do elão e a energia do eléétron tron 
simultaneamente.simultaneamente.
Fogos de artifício
Átomo de Bohr
MODELO QUÂNTICO
� 1. Dualidade onda-partícula
� Einstein através do efeito fotoelétrico observou que a luz 
se comportava como partícula quando incidia em uma 
folha metálica arrancando elétrons. Chamou de fótons 
essas partículas sem massa e de energia hν.
� De Broglie demonstrou que toda partícula em 
movimento tem uma onda associada segundo a 
equação: λ = h/mv
� Mais tarde Davisson e Germer constataram a 
propriedade ondulatória da difração em um feixe de 
elétrons, comprovando de Broglie.
� 2. Princípio da Incerteza de Heisenberg
� Heisenberg demonstrou que existe uma incerteza em 
determinar a posição e a energia de uma partícula em 
movimento.
� ∆x. ∆(mv) > h/4pi
� Max Born afirmou que se escolhemos saber com 
precisão a energia do e-, teremos uma grande incerteza 
na determinação de sua posição.
� 3. Equação de onda de Schrodinger
� Schrodinger tratou o e- como onda combinando a 
dualidade onda-partícula e o princípio da incerteza. 
� Verificou que a equação só tinha solução para os 
seguintes valores dos parâmetros da equação:
� n = 1, 2, 3, ...; l = 0, 1, 2, ... (n-1); ml varia de +l a -l
Consequências da equação:
o elétron exibe características tanto de uma 
onda como de uma partícula; a posição do 
elétron é considerada como sendo a 
probabilidade de um elétron estar em vários 
locais ao redor do núcleo (demonstrado por 
Max Born como sendo ψ2 ∆v, ∆v = variação de 
volume).
O elétron ocupa um orbital 
(região do espaço onde há
probabilidade de encontrar um 
elétron com uma dada energia)
43
responsável 
pela massa do 
átomo
responsável 
pelo tamanho 
do átomo
Núcleo prótons (carga +) 
nêutrons (sem carga) 
elétrons 
(carga –) Nuvem 
electrônica
Modelo da nuvem eletrônica
Átomos de elementos diferentes têm tamanhos diferentes
46
Dalton (1807)
(átomo indivisível)
Thomson (1904)
(cargas positivas e negativas)
Rutherford (1911)
(núcleo)
Evolução do modelo atômico
Bohr (1913)
(níveis de energia)
quântico (1926)
(nuvem eletrônica)
� ÁTOMO: núcleo muito pequeno composto por 
prótons e nêutrons, que é circundado por elétrons em 
movimento;
�Elétrons e prótons são eletricamente carregados: 
1,60 x 10-19 C;
� Elétrons: negativo
� Prótons: positivo
� Nêutrons: carga neutra
NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA
Número atômico (Z): número de prótons (p) no núcleo de 
um átomo. 
Z = p
O número atômico caracteriza um elemento químico. É
igual ao número de e- no átomo neutro 
Número de massa (A): número de massa é a soma dos 
prótons (p) e nêutrons (n) do núcleo de um átomo.
A = p + n ou A = Z + n
Um átomo (X) será representado assim: zAX ou zXA
Isótopos: átomos com duas ou mais massas 
atômicas diferentes (mesmo elemento e mesmo 
número de prótons, diferentes massas atômicas)
� MASSA ATÔMICA (A): soma das massas de prótons e 
nêutrons no interior do núcleo [É expressa em 1 u/átomo 
(ou molécula) = 1 g/mol];
� Um mol = 6,02 x 1023 (Número de Avogadro) átomos ou 
moléculas
� PESO ATÔMICO: média ponderada das massas 
atômicas dos isótopos;
� UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u): utilizada em 
cálculos do peso atômico;
- massa do e- = 1/1836 x massa do nêutron
- carga do e- = - 1,6 x 10-19 C = carga do próton x (-1)
- os e- mais externos afetam a maior parte das 
propriedades de interesse.
� Configurações eletrônicas:
� Estado fundamental: quando todos os elétrons 
ocupam as mais baixas energias possíveis;
� Elétrons de valência: ocupam a camada preenchida 
mais externa;
� Configurações eletrônicas estáveis: os orbitais da 
camada eletrônica mais externa ou de valência estão 
completamente preenchidos.
n=1
n=2
n=3
n=4
1s
2s
3s
2p
3p
4s
4p
3d
E
n
e
r
g
i
a
Elétrons nos Átomos
Elétrons:
� têm estados discretos de energia;
� tendem a ocupar o mais baixo estado de energia
�Número de estados eletrônicos disponíveis em algumas camadas e subcamadas 
eletrônicas
Número 
Quântico 
Principal n
Designação 
da Camada Subcamadas
Número 
de 
estados
Número de Elétrons
Por 
Subcamadas
Por 
Camada
1 K s 1 2 2
2 L
s 1 2
8
p 3 6
3 M
s 1 2
18p 3 6
d 5 10
4 N
s 1 2
32
p 3 6
d 5 10
f 7 14
Elétrons nos Átomos
• Configurações estáveis
� observada quando a camada mais externa, ou camada de valência, está
completamente preenchida com elétrons;
� tendem a ser não reativos.
Z Element Configuration 
2 He 1s 2 
10 Ne 1s 22s 22p 6 
18 Ar 1s 22s 22p 63s 23p6 
36 Kr 1s 22s 22p 63s 23p63d10 4 s 24p6
� os elétrons que ocupam a camada de valência são responsáveis pelas ligações 
interatômicas;
� Números quânticos: três deles n, l e ml são parâmetros 
para caracterização do átomo utilizando a mecânica 
ondulatória. A equação de Scrodinger só tem solução para 
determinados valores desses parãmetros.
� Usando a mecânica ondulatória, cada elétron em um 
átomo é caracterizado por três parâmetros chamados 
números quânticos. 
� O quarto número quântico (ms, spin) vem do 
comportamento
do elétron em um campo magnético
� Os elétrons dentro de um determinado nível não são 
equivalentes. Através do princípio da exclusão de Pauli, 
dois elétrons não podem ter os quatro números quânticos 
iguais. Como consequência, em cada orbital o máximo 
número de elétrons é dois.
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n -
especificação de camadas- já aparece 
no modelo de Bohr) - relaciona-se 
com a energia e o tamanho do orbital
� Os elétrons que circundam o núcleo 
do átomo não têm todos o mesmo 
nível energético; é portanto, 
conveniente dividir os elétrons em 
níveis ou grupos com propriedades 
energéticas diferentes.
� O primeiro nível quântico, o de menor 
energia contém no máximo dois 
elétrons. O segundo 8, o terceiro 18 e 
o quarto 32. Portanto o número 
máximo de elétrons em um dado nível 
é 2n2, onde n é o número quântico 
principal do nível.
� N pode assumir número inteiros (1, 2, 
3, 4...) ou letras (K, L, M, N...)
Diferentes valores de n identificam diferentes camadas. Quanto 
maior n, maior o tamanho do orbital. Quanto maior n, maior a 
distância do elétron ao núcleo atômico e mais alta a energia.
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO ou azimuthal, l – subcamada, que é
identificada por uma letra minúscula: s, p, d ou f (relaciona-se com a forma e o 
tipo de orbital). A quantidade da subcamada está restrita pela magnitude de n: 
l = 0 a n-1. l é relacionado com o momento orbital.
� Indicação do subnível onde está
o elétron.
� Valores possíveis para l:
� subnível s ⇒ l = 0
� subnível p ⇒ l = 1
� subnível d ⇒ l = 2
� subnível f ⇒ l = 3
Diferentes valores de ℓ significam diferentes subcamadas ou subníveis. 
Diferentes subcamadas de um mesmo nível de energia apresentam 
diferentes valores de energia. Em átomos polieletrônicos, para um dado 
valor de n, quanto maior ℓ, mais alta é a energia. Orbitais com iguais 
números quânticos principal e azimutal têm a mesma energia.
OO
rr
bb
ii
tt
Orbitais fOrbitais f
TERCEIRO NÚMERO QUÂNTICO Número quântico magnético, m ou ml –
número de estados energéticos para cada subcamada (indica em qual orbital se 
encontra o elétron. Relaciona-se com a orientação do orbital no espaço).
Para a subcamada s existe um único estado energético, enquanto para subcamadas 
p, d e f existem, respectivamente, 3, 5, e 7 estados (ou orbitais) (princípio da 
exclusão 
de Pauli).
Na ausência de campo magnético externo os estados são idênticos, entretanto na 
presença de campo magnético os estados ou orbitais se separam, assumindo uma 
energia ligeiramente diferente.
Subnível Valor 
de llll
Valores de m
s 0 0
p 1 -1, 0, +1
d 2 -2, -1, 0, +1, +2
f 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
Para cada valor de ℓ existem (2ℓ+1) valores de mℓ.
Como ℓ é o momento orbital, pode ser representado por um 
vetor. mℓ é a projeção de ℓ no eixo z.
O número de valores possíveis de mℓ numa subcamada 
indica o número de orbitais que cada subcamada pode 
suportar
QUARTO NÚMERO QUÂNTICO Número quântico de spin, ms – número de 
estados energéticos (indica o sentido de rotação para o elétron): associado a 
cada elétron está um momento de spin (momento de rotação), que deve estar 
orientado para cima ou para baixo (+ ½ e – ½). 
� Caracterização de um elétron num átomo: (n, ℓ, mℓ, ms)
� Exemplo:
n = 2 ℓ = 0 mℓ= 0 ms = +1/2 ou – 1/2 
(2, 0, 0, +1/2 ) ou (2, 0, 0, – 1/2 )
� Configurações eletrônicas:
�Princípio da exclusão de Pauli: cada estado ou 
orbital eletrônico pode comportar um máximo de 
dois elétrons, que devem possuir valores de spin 
opostos.ou seja, dois elétrons não podem ter os 4 
números quânticos iguais.
Aplicação do princípio de exclusão de Pauli: 
tabela periódica dos elementos
estado número número número número número
quântico quântico quântico quântico máximo 
principal orbital magnético de spin de elétrons
Configurações eletrônicas dos 
átomos
Configuração eletrônica de um átomo
Representação esquemática da distribuição 
dos elétrons de um átomo de um 
determinado elemento
forma como os elétrons estão distribuídos pelos vários orbitais 
atômicos
� Os orbitais serão representadas por um diagrama de caixas.
� Os elétrons serão representados por setas, de direções opostas 
(spins opostos).
↑↓
representa um orbital com dois elétrons.↑↓
Princípio da Energia Mínima
Este princípio aplica-se às espécies monoeletrônicas (possuem apenas um 
elétron) e aos átomos polieletrônicos.
Os elétrons deverão ocupar os orbitais por uma ordem tal que 
resulte na menor energia para o átomo. (Princípio de Aufbau)
Espécies monoeletrônicas
Átomo de Hidrogênio (H) 
um elétron
Configuração eletrônica: 1s1
representa o número quântico principal, n
representa o número quântico secundário, ℓ
representa o número de elétrons no orbital 
Nos átomos polieletrônicos, como é que se distribuem os 
elétrons pelos orbitais?
� A distribuição dos elétrons de átomos polieletrônicos pelos orbitais 
atómicas obedece a regras e princípios.
Regras de preenchimento dos orbitais atómicos
� Princípio da Energia Mínima (Princípio de Aufbau)
� Princípio de Exclusão de Pauli
� Princípio da Máxima Multiplicidade de Hund
Princípio de Exclusão de Pauli
Num orbital só podem existir, no máximo, dois elétrons, com spins opostos.
Átomo de Hélio ( 2He )
dois elétrons
Configuração eletrônica: 1s2
representa o número quântico principal, n
representa o número quântico secundário, ℓ
representa o número de elétrons no orbital 
Átomo de Lítio ( 3Li )
três elétrons
Configuração eletrônica: 1s22s1
Átomo de Berílio ( 4Be )
quatro elétrons
Configuração eletrônica: 1s22s2
Átomo de Boro ( 5B )
cinco elétrons
Configuração eletrônica: 1s22s22p1
Princípio de Hund
No preenchimento dos orbitais com igual energia, distribui-se 
primeiro um elétron por cada orbital, de modo a ficarem com o 
mesmo spin (multiplicidade de spin máxima), e só depois se 
completam, ficando com spins opostos.
Átomo de Carbono ( 6C )
seis elétrons
Configuração eletrônica: 1s22s22p2
01122
6 22221 zyx pppssC −
Dessa forma, a soma dos spins dDessa forma, a soma dos spins dáá 1. Se os el1. Se os eléétrons fossem colocados emtrons fossem colocados em
Um dos orbitais p, a soma daria zero. Portanto, mais estUm dos orbitais p, a soma daria zero. Portanto, mais estáável com mvel com mááxima xima 
Multiplicidade de spin.Multiplicidade de spin.
Átomo de Nitrogênio ( 7N )
sete elétrons
Configuração eletrônica: 
11122
7 22221 zyx pppssN −
1s22s22p3
Átomo de Oxigênio ( 8O )
oito elétrons
Configuração eletrônica: 
11222
8 22221 zyx pppssO −
1s22s22p4
Átomo de Flúor ( 9F )
nove elétrons
Configuração eletrônica: 
12222
9 22221 zyx pppssF −
1s22s22p5
Átomo de Neônio ( 10Ne )
dez elétrons
Configuração eletrônica: 
22222
10 22221 zyx pppssNe −
1s22s22p6
Número de elétrons 
no orbital
Designação do 
orbital
Designação dos 
elétrons
0 Orbital vazio -
1 Orbital 
semipreenchido
Desemparelhados ou 
celibatário
2
Orbital completo 
ou 
totalmente preenchido
emparelhados
Distribuição eletrônica
Diagrama de Linus Pauling
Linus Pauling (químico quântico) 
elaborou um diagrama de 
preenchimento dos orbitais atômicos
facilita a escrita das configurações 
eletrônicas de átomos 
polieletrônicos. Desvantagem: não 
mostra claramente os elétrons de 
valência .
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, etc.
� Os elétrons que ocupam a última camada/nível de energia são designados 
elétrons de valência.
� Os elétrons mais internos são designados elétrons do cerne do átomo
(internos).
122222
11 322221 spppssNa zyx−
Cerne do átomo
Elétron de valência
Exemplos
Configurações eletrônicas
3Li - 1s2 2s1
O lítio tem três elétrons distribuídos por dois orbitais. 
O cerne do átomo contém dois elétrons, existindo apenas um elétron de 
valência.
19K - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
O potássio tem 19 elétrons, distribuídos por 10 orbitais. 
Dos 19 elétrons, só o do orbital 4s é de valência, sendo os restantes do cerne 
do átomo.
A configuração eletrônica de um átomo
pode ser simplificada
basta representar os elétrons mais interiores do átomo pela configuração
eletrônica do gás nobre do período anterior da Tabela Periódica,
seguida dos elétrons de valência.
Exemplos:
11Na – [Ne] 3s1
19K – [Ar] 4s1
Variação de energia com Z