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QUÍMICA
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POR QUE ESTUDAR QUÍMICA?
A Química contribui para a melhora da qualidade de
vida das pessoas, se souber usá-la corretamente. Nosso
futuro depende de como vamos usar o conhecimento
Químico. A química se relaciona com outras ciências;
Ciências Ambientais: Ecologia e Poluição.
Botânica: Agronomia.
Biologia: Anatomia, biologia celular e microbiologia.
Medicina: Farmacologia, radioquímica.
Física: Mecânica quântica, física nuclear.
Astronomia: Composição da galáxia.
Geografia: Composição e estrutura de regiões.
O que é MATÉRIA?
É tudo aquilo que tem massa e ocupa um lugar no
espaço.
A matéria pode ter dimensões limitadas, neste caso
será um CORPO.
Se o corpo possui finalidade específica, teremos então
um OBJETO.
Exemplos:
· A madeira, o vidro e o ferro são matérias.
· Um pedaço de madeira, um caco de vidro, uma barra
de ferro são corpos.
· Uma cadeira de madeira, um copo de vidro, um
balanço de ferro são objetos.
Energia
Capacidade que um corpo, uma substância ou um
sistema físico têm de realizar trabalho 
Temperatura e calor 
São conceitos fundamentais da Termologia, que é a
área da Física que estuda os fenômenos associados ao
calor, como a temperatura, dilatação, propagação de
calor, comportamento dos gases, entre outros. Muitas
vezes, esses dois conceitos são utilizados como sinônimos,
porém, apesar de estarem associados, são aspectos
distintos.
Temperatura
A temperatura é uma grandeza física utilizada para
medir o grau de agitação ou a energia cinética das
moléculas de uma determinada quantidade de matéria.
Quanto mais agitadas essas moléculas estiverem, maior
será sua temperatura.
O aparelho util izado para fazer medidas de
temperatura é o termmetro, que pode ser encontrado em
três escalas: Celsius, Kelvin e Fahrenheit.
A menor temperatura a que os corpos podem chegar
é chamada de Zero absoluto, que corresponde a um ponto
em que a agitação molecular é zero, ou seja, as moléculas
ficam completamente em repouso. Essa temperatura foi
definida no século XIX pelo cientista inglês Willian Thompson,
mais conhecido como Lord Kelvin. O zero absoluto tem os
seguintes valores: 0K – escala Kelvin e -273,15 ºC – na escala
Celsius.
Calor
O calor, que também pode ser chamado de energia
térmica, corresponde à energia em trânsito que se transfere
de um corpo para outro em razão da diferença de
temperatura. Essa transferência ocorre sempre do corpo
de maior temperatura para o de menor temperatura até
que atinjam o equilíbrio térmico.
É muito comum ouvirmos algumas expressões
cotidianas associando calor a altas temperaturas. Em um
dia quente, por exemplo, usa-se a expressão “Hoje está
calor!”. Porém, corpos com baixas temperaturas também
possuem calor, só que em menor quantidade. Isso quer dizer
apenas que a agitação das moléculas é menor em corpos
“frios”.
A unidade de medida mais utilizada para o calor é a
caloria (cal), mas a sua unidade no Sistema Internacional é
o Joule (J). A caloria é definida como a quantidade de
energia necessária para elevar a temperatura de 1g de
água em 1ºC.
A relação entre a caloria e o Joule é dada por: 1 cal =
4,186 J
Toda matéria é constituída por partículas minúsculas
chamadas ÁTOMOS. Os átomos apresentam duas partes
fundamentais:
O NÚCLEO e a ELETROSFERA.
As partículas, fundamentais, que constituem os átomos
são: PRÓTONS, NÊUTRONS e ELÉTRONS.
No núcleo do átomo são encontrados PRÓTONS e
NÊUTRONS; enquanto que na eletrosfera são encontrados
os ELÉTRONS.
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
Quando olhamos à nossa volta, percebemos que
alguns materiais aquecem mais rápidos que outros e que,
outros se quebram com maior facilidade, alguns são verdes
outros são incolores, temos materiais com algum odor, etc.
Em outras palavras, a matéria possui algumas
características chamadas de PROPRIEDADES DA MATÉRIA.
Algumas destas propriedades podem ser observadas em
todas as matérias e outras são características de certo
grupo. As propriedades observadas em toda matéria são
denominadas de PROPRIEDADES GERAIS enquanto que
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aquelas que podemos observar em certo grupo de matéria
são chamadas de PROPRIEDADES ESPECÍFICAS.
As propriedades GERAIS mais importantes são:
EXTENSÃO - Denomina-se extensão à propriedade que
a matéria tem de ocupar um lugar no espaço, isto é, toda
matéria ocupa um lugar no espaço que corresponde ao
seu volume. A unidade padrão de volume é o metro cúbico
(m3 ), mas o litro (L) é também muito usado.
MASSA - É a quantidade de matéria que forma um
corpo. A massa tem como unidade principal o quilograma
(kg).
PESO - força exercida por um corpo sobre qualquer
superfície que se oponha à sua queda.
INÉRCIA- É a tendência natural que os corpos têm de
manter seu estado de repouso ou de movimento numa
trajetória reta.
A medida da inércia de um corpo corresponde à de
sua massa. Assim, quanto maior a massa de um corpo, maior
será a sua inércia (apresenta maior resistência à mudança
do seu estado de repouso ou de movimento).
IMPENETRABILIDADE
É a propriedade que os corpos têm de não poder
ocupar um mesmo lugar no espaço ao mesmo tempo.
COMPRESSIBILIDADE
É a propriedade que os corpos possuem de terem seu
volume reduzido quando submetido a determinada
pressão. Isto ocorre porque a pressão diminui os espaços
existentes entre as partículas constituintes do corpo.
ELASTICIDADE
É a propriedade que um corpo tem de voltar a sua
forma inicial, cessada a força a que estava submetido. A
elasticidade a compressibilidade varia de um corpo para
outro.
INDESTRUTIBILIDADE
É a propriedade que a matéria possui de não poder ser
criada nem destruída, apenas ser transformada. Esta
propriedade constitui
um dos princípios
básicos da química,
ciência que estuda as
transformações das
substâncias.
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Propriedades Específicas
Além das propriedades comuns a todas as matérias,
há propriedades específicas que, por sua vez, dividem-se
em organolépticas, químicas e físicas.
ORGANOLÉPTICAS
São as propriedades pelas quais certas substâncias
impressionam nossos sentidos: Cor, sabor, brilho, odor, etc.
Os estados físicos da matéria
A matéria pode ser encontrada em três estados: sólido,
líquido e gasoso. O que determina o estado em que a
matéria se encontra é a proximidade das partículas que a
constitui. Essa característica obedece a fatores como: 
Força de Coesão: faz com que as moléculas se
aproximem umas das outras.
Força de Repulsão: faz com que as moléculas se
afastem umas das outras. 
Esses estados de agregação da matéria também são
chamados de estados físicos da matéria. 
Importante: O volume, a densidade e a forma de um
composto, podem variar de acordo com a temperatura. 
A matéria pode se encontrar nos estados: 
Sólido: Nesse estado físico da matéria, as moléculas
se encontram muito próximas, sendo assim possuem forma
fixa, volume fixo e não sofrem compressão. As forças de
atração (coesão) predominam neste caso. Um exemplo é
um cubo de gelo, as moléculas estão muito próximas e
não se deslocam, ao menos que passe por um
aquecimento.
O gelo possui forma e volume constantes.
Líquido: Aqui as moléculas estão mais afastadas do que
no estado sólido e as forças de repulsão são um pouco
maiores. Os elementos que se encontram nesse estado,
possuem forma variada, mas volume constante. Além
destas características, possui facilidade de escoamento
e adquirem a forma do recipiente que os contém. 
Gasoso: O movimento das moléculas nesse estado é
bem maior que no estado líquido ou sólido. As forças de
repulsão predominam fazendo com que as substâncias não
tomem forma e nem volume constante. Se variarmos a
pressão exercida sobre um gás, podemos aumentar ou
diminuir o volume dele, sendo assim, pode-se dizer que sofre
compressão e expansão facilmente. Os elementos gasosos
tomam a forma do recipiente que os contém.
Mudanças de estados físicos
O que caracteriza e define um estado f ísico da
matéria são as forças atuantes em seu interior; coesão, a
qual tende a aproximar as partículas, e repulsão, a qualtende a afastá-las. Quando a força de coesão supera a de
repulsão, a substância se apresentará na fase de
agregação chamada de sól ido, quando as forças
apresentarem a mesma intensidade, teremos um líquido,
quando a de repulsão superar a de coesão, teremos então
um gás. Cada um desses estados físicos distingue-se dos
outros, entre outros fatores, por sua forma e volume. O
estado sólido apresenta forma e volume constante, o
líquido apresenta forma variável e volume constante, e o
gasoso, forma e volume variáveis.
Na fase de agregação sólida, as partículas não
apresentam liberdade de movimento, cabendo-lhes
apenas movimentos de ordem vibracional, e a matéria
terá maior densidade molecular. No estado líquido, as
partículas podem literalmente “rolar” umas sobre as outras.
Já na fase gasosa, as partículas terão ampla liberdade de
movimento, e a matéria estará em sua fase de menor
densidade molecular possível.
A matéria pode apresentar-se em qualquer estado
físico, dependendo dos fatores pressão e temperatura.
Assim, de modo geral, o aumento de temperatura e a
redução de pressão favorecem o estado gasoso, e pode-
se dizer que o inverso favorece ao estado sólido. As
transformações de estado físico da matéria apresentam
denominações características, como se pode ver abaixo:
a)  FUSÃO: representa a passagem do estado sólido para
o estado líquido. A temperatura na qual ocorre recebe
o nome de Ponto de Fusão. Por exemplo, o
derretimento de um cubo de gelo.
b)  VAPORIZAÇÃO: representa a passagem do estado
líquido para o estado gasoso. A temperatura na qual
ocorre recebe o nome de Ponto de Ebulição. Uma
vaporização pode ocorrer de três modos distintos:
1. CALEFAÇÃO: passagem do estado líquido para o
gasoso de modo muito rápido, quase instantâneo. Por
exemplo, gotas de água sendo derramadas em uma
chapa metálica aquecida.
2. EBULIÇÃO: passagem do estado líquido para o estado
gasoso por meio de aquecimento direto, envolvendo
todo o líquido. Por exemplo, o aquecimento da água
em uma panela ao fogão.
3. EVAPORAÇÃO: passagem do estado líquido para o
estado gasoso que envolve apenas a superfície do
líquido. Por exemplo, a secagem de roupas em um
varal.
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c)  LIQUEFAÇÃO  ou CONDENSAÇÃO : representa a
passagem do estado gasoso para o estado líquido. Por
exemplo, a umidade externa de um frasco metálico
ao ser exposto a uma temperatura relativamente
elevada.
d)  SOLIDIFICAÇÃO: representa a passagem do estado
l íquido para o estado sól ido. Por exemplo, o
congelamento da água em uma forma de gelo levada
ao refrigerador.
e)  SUBLIMAÇÃO: representa a passagem do estado sólido
para o estado gasoso ou o processo inverso, sem
passagem pelo estado líquido. Por exemplo, a
sublimação do gás carbônico sól ido, conhecido
por gelo seco, em exposição à temperatura ambiente.
Sistema
Sistema é uma porção l imitada do universo,
considerada como um todo para efeito de estudo.
Sistema homogêneo ou material homogêneo ou
matéria homogênea é aquele que apresenta as mesmas
propriedades em qualquer parte de sua extensão em que
seja examinado.
Sistema heterogêneo ou material heterogêneo ou
matéria heterogênea é aquele que não apresenta as
mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão
em que seja examinado.
Fases são as diferentes porções homogêneas, limitadas
por superfícies de separação, que constituem um sistema
heterogêneo.
Os sistemas homogêneos são monofásicos ou
unifásicos. Os sistemas heterogêneos são polifásicos,
podendo ser bifásicos, trifásicos, etc.
Sistema com n componentes sólidos como regra
tem n fases. Sistema com n gases sempre tem uma única
fase. Não existe sistema heterogêneo de dois ou mais
gases.
Sistema heterogêneo ou é uma mistura (heterogênea)
ou é uma substância pura em mudança de estado físico.
Sistema homogêneo ou é uma mistura (homogênea)
ou é uma substância pura num único estado físico.
Mistura e substância pura
Mistura é qualquer sistema formado de duas ou mais
substâncias puras, denominadas componentes. Pode ser
homogênea ou heterogênea, conforme apresente ou não
as mesmas propriedades em qualquer parte de sua
extensão em que seja examinada.
Toda mistura homogênea é uma solução, por definição.
Substância pura é todo material com as seguintes
características:
· Unidades estruturais (moléculas, conjuntos iônicos)
quimicamente iguais entre si.
· Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas,
como densidade, ponto de fusão e de ebulição, etc.
· A temperatura se mantém inalterada desde o início
até o fim de todas as suas mudanças de estado físico
(fusão, ebulição, solidificação, etc.).
· Pode ser representada por um fórmula porque tem
composição fixa.
· Não conserva as propriedades de seus elementos
constituintes, no caso de ser substância pura composta.
As misturas não apresentam nenhuma das
características acima. Essas são as diferenças entre as
misturas e as combinações químicas (substâncias puras
compostas).
Mistura eutética e mistura azeotrópica
Existem misturas que, como exceção, se comportam
como se fossem substâncias puras no processo de fusão,
isto é, a temperatura mantém-se inalterada no início ao
fim da fusão. Essas são chamadas misturas eutéticas.
Existem misturas que, como exceção, se comportam
como se fossem substâncias puras em relação à ebulição,
isto é, a temperatura mantém-se inalterada do início ao
fim da ebulição. Essas são chamadas misturas azeotrópicas.
Não é conhecida nenhuma mistura que seja eutética
e azeotrópica simultaneamente.
Substância simples e alotropia
Substância simples é toda substância pura formada de
um único elemento químico.
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento
químico (átomos de mesmo Z) forma duas ou mais
substâncias simples diferentes.
Elemento
Carbono (C) Diamante (Cn) Grafite (Cn)
Oxigênio (O) Oxigênio (O2) Ozônio (O3)
Fósforo (P)
Fósforo 
branco (P4)
Fósforo vermelho 
(Pn)
Substância 
simples
gases nobres
H2, N2, O2, F2, 
Cl2, Br2, I2
O3
P4
S8
Pn, Cn, todos os 
metais (Nan, Can, 
Agn)
moléculas monoatômicas
moléculas biatômicas
moléculas triatômicas
moléculas tetratômicas
moléculas octatômicas
moléculas gigantes (macromoléculas)
Variedades alotrópicas
Enxofre (S)
Enxofre 
rômbico (S8)
Enxofre 
monoclínico (S8)
Grandeza molecular
QUÍMICA
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Separação de misturas
Entre os principais métodos de separação de misturas
estão: destilação, filtração, decantação, levigação, entre
outros.
A água está sendo usada para separar a mistura de
óleo e areia
A maioria dos materiais encontrados na natureza não
é substância pura, ou seja, não é constituída de um único
tipo de partículas ou moléculas; mas, na verdade, trata-se
de misturas compostas de duas ou mais substâncias
diferentes. 
Mas a separação dos componentes dessas misturas
ou o fracionamento delas (ou ainda sua análise imediata)
são importantes para vários aspectos de nossa vida, como
para separar os poluentes da água e torná-la própria para
consumo, na produção de metais e de componentes
especiais que são usados para produzir medicamentos,
alimentos, bebidas, produtos de higiene e limpeza; na
obtenção do sal de cozinha, na análise dos componentes
do sangue nos laboratórios, para separar os componentes
do lixo e destiná-los ao tratamento correto ou para
reciclagem e assim por diante.
No entanto, visto que as composições variam, para
realizar a separação de misturas, é necessário aplicar
técnicas ou métodos especiais para cada caso. As
técnicas podem ser físicas ou químicas, pois o princípio
fundamental é usar as propriedades dos componentes das
misturas para separá-las. Essas propriedades podem ser o
ponto de fusão, o ponto de ebulição, a solubilidade, a
densidade, entre outros.
Conhecendo bem essas propriedades, é possível então
determinar se será necessário aplicar somente um dos
métodos de separação de misturas ou se será preciso
aplicar vários.
Conheça agora os principais processos de separação
de misturas homogêneas e heterogêneas:
* Catação: Método manual de separação, comoquando
escolhemos os feijões para cozinhar;
* Ventilação: Arraste por corrente de ar de um dos
componentes da mistura que seja bem leve. Exemplos:
separação das cascas de grãos de café, cereais e
amendoim torrado;
* Levigação: Arraste de sólidos de baixa densidade por
meio de correntes de água, permanecendo no
recipiente os sólidos de densidade maior. Isso é feito
pelos garimpeiros para separar a areia (menos densa)
do ouro (mais denso);
* Peneiração ou tamisação: É usada para separar sólidos
de diferentes tamanhos, geralmente passando por uma
peneira, sendo que os sólidos menores passam por sua
malha, sendo separados dos maiores. É muito usada
em construções para separar a areia do cascalho e na
cozinha quando se quer separar impurezas na farinha
de trigo;
* Extração por solventes: Usa-se algum líquido para extrair
um ou mais componentes da mistura. Por exemplo, se
adicionarmos uma solução aquosa de cloreto de sódio
em uma mistura de gasolina e álcool, agitarmos e
depois colocarmos em repouso, veremos que a água
separará o etanol da gasolina. Isso se baseia na
diferença de polaridade e no tipo de forças
intermoleculares.
O etanol possui uma parte polar e outra apolar, sendo
que sua parte apolar é atraída pelas moléculas da gasolina,
que também são apolares, pela força de dipolo induzido.
Mas a sua parte polar, caracterizada pela presença do
grupo OH, é atraída pelas moléculas de água, que também
são polares, realizando ligações de hidrogênio que são bem
mais fortes que as ligações do tipo dipolo induzido.
*  Flotação: A flotação consiste em adicionar bolhas de
ar em uma suspensão coloidal, que, por sua vez, é
classificada como uma mistura formada por partículas
suspensas em um líquido, sendo que essas partículas
possuem tamanho entre 1 e 1000 nm. Por exemplo, na
mineração e extração do cobre a partir da calcopirita
(CuFeS2), esta é pulverizada e combinada com óleo,
água e detergente. Depois de injetar ar através da
mistura, o sulfeto mineral revestido de óleo é atraído
pelas bolhas de ar e é arrastado para a superfície com
a espuma. O resíduo não desejado, que é denominado
de ganga, deposita-se na parte inferior.
*  Filtração: É um método de separação de misturas
heterogêneas sólido-líquido ou gases-sólidos que se
baseia na passagem da mistura por um filtro. Existem
dois tipos de filtração: a comum e a vácuo. A filtração
comum é a simples passagem da mistura por um funil
com papel de filtro a vácuo onde os sólidos ficam
retidos. Já a filtração a vácuo é feita usando-se um funil
de Buchner acoplado a um kitassato, que, por sua vez,
está acoplado a uma trompa de água que arrasta o ar
de dentro do kitassato, causando uma região de
pressão baixa. Essa diferença de pressão leva à sucção
do líquido da mistura e acelera o processo de filtração.
*  Decantação, sedimentação, sifonação e centrifugação:
Esses processos baseiam-se em um único princípio: a
diferença de densidade entre os componentes da
mistura. Eles costumam ser usados em conjunto para
separar misturas heterogêneas de dois tipos: líquido +
sólido e líquidos imiscíveis.
Esse tipo de separação inicia-se na sedimentação. A
mistura é deixada em repouso para que, depois de um
tempo, as partículas do sólido em suspensão no líquido ou
o líquido mais denso, por ação da gravidade, depositem-
QUÍMICA
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se no fundo do recipiente. Esse processo de sedimentação
pode ser acelerado pela realização de uma centrifugação
,no caso de misturas do tipo líquido + sólido. A mistura é
colocada em um tubo de ensaio dentro de uma centrífuga,
que rotaciona em alta velocidade e, por inércia, faz com
que as partículas de maior densidade depositem-se no
fundo do tubo.
A decantação ocorre quando se inclina o recipiente
que contém a mistura, derramando em outro recipiente o
líquido menos denso, que ficou na parte de cima. Isso pode
ser feito também por sifonação, que é a transferência do
líquido por meio de um sifão ou uma mangueira plástica,
iniciando-se o fluxo por sucção.
Processo de separação de mistura envolvendo
sedimentação, decantação e sifonação
* Separação magnética: É a aproximação de um ímã
magnético de uma mistura que contém alguma
substância que é atraída pelo ímã, como limalhas de
ferro, para separá-la dos outros componentes.
Separação magnética de sucatas
*  Evaporação: Essa técnica é baseada na diferença de
pontos de ebulição entre os componentes da mistura.
As misturas homogêneas sólido-líquido, isto é, as
soluções químicas verdadeiras, são deixadas em
repouso ou aquecidas para que o líquido evapore,
permanecendo o sólido que possui o ponto de ebulição
muito maior. Essa técnica é usada na obtenção de sal
de cozinha a partir da água do mar.
Evaporação de água em salinas para
obtenção do sal de cozinha
No entanto, por meio desse método de separação de
misturas, um dos componentes é perdido. E se quisermos
obter ambos os componentes? Nesse caso, usamos a
destilação, explicada a seguir:
*  Destilação: É usada para separar cada um dos
componentes de misturas sólido-líquido ou líquido-
líquido miscíveis. Existem dois tipos: a destilação simples
e a destilação fracionada.
A destilação simples é usada principalmente para
misturas sólido-líquido e consiste em aquecer a mistura em
um balão de fundo redondo acoplado a um condensador.
O líquido de menor ponto de ebulição evapora e chega
ao condensador, onde retorna ao estado líquido e é
coletado em outro recipiente.
Já a destilação fracionada é usada para misturas
líquido-líquido miscíveis. A única diferença é que, antes do
condensador, há uma coluna de fracionamento, em que
há uma barreira, pois esse condensador possui bolinhas ou
cacos de vidro ou de porcelana.
Assim, somente o líquido que tiver menor ponto de
ebulição conseguirá passar pela coluna de fracionamento,
enquanto o outro sofrerá condensação e voltará para o
balão de destilação.
Esquema de destilação simples e fracionada
* Cristalização fracionada: É usada quando há vários
sólidos dissolvidos em um solvente, sendo que se
evapora o solvente ou a temperatura é diminuída. Um
dos componentes começa a cristalizar, enquanto os
outros estão dissolvidos. Ele é retirado, e o próximo
componente cristaliza-se e assim por diante.
* Liquefação fracionada:  É usada para separar
componentes gasosos através da diminuição da
temperatura ou elevação da pressão. Um dos gases
torna-se líquido primeiro, passando por posterior
destilação fracionada. É uma técnica empregada para
separar os componentes do ar.
QUÍMICA
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* Adsorção: São usadas substâncias que retêm em suas
superfícies determinadas substâncias gasosas. Por
exemplo, as máscaras contra gases venenosos
possuem carvão ativo que adsorve os gases poluentes.
A máscara contra gases venenosos usada
por soldados utiliza o princípio da adsorção
*  Dissoluo fracionada: Usada para separar misturas do
tipo sólido-sólido em que um dos sólidos mistura-se em
determinado solvente e o outro não. Por exemplo, se
tivermos uma mistura de sal e areia, podemos
adicionar água para que o sal se misture nela e separe-
se da areia. Podem ser usados outros processos depois,
como a filtração para separar a areia, a destilação
para separar a água e o sal, ou a evaporação para
obter somente o sal.
* Fusão fracionada: Método aplicado para separar
misturas do tipo sólido-sólido que possuam pontos de
fusão diferentes. A mistura é aquecida e um dos sólidos
funde-se primeiro.
Modelo Atômico de Dalton
A base lógica para a crença de que os
átomos realmente existem deve-se aos
cientistas: J. Dalton(1766-1844), J. L. Gay-
Lussac e A. Avogadro, em trabalhos
publicados no início do século XIX ao
analisarem dados experimentais que
relacionavam o “peso” como sendo uma propriedade
atômica fundamental, isto é, eles acreditavam que o
“peso” poderia diferenciar um átomo do outro.
J. Dalton mostrou que os dados experimentais eram
coerentes com as seguintes hipóteses:
1. Os átomos, de caráter indivisível, existem, tem uma
forma esférica, completamente maciça e são
indestrutíveis.
(JohnDalton 1766-1844)
2. Átomos de elementos diferentes possuem “pesos”
diferentes.
3. Átomos combinam-se em várias proporções de
números inteiros simples para formarem compostos.
4. Em uma reação química, os átomos não são criados,
nem destruídos mas trocam de parceiros para
produzirem novas substâncias.
Esse modelo de átomo foi apelidado de “ modelo
atômico da bola de bilhar” por se parecer bastante com
uma bola de sinuca.
O Problema Do Modelo Atômico De Dalton
Michael Faraday (1791-1867), físico e
químico inglês), observou que quando a
“eletricidade” passa por uma determinada
solução, ocorre uma deposição de
substância, que é proporcional à quantidade
de eletricidade que a atravessa,
evidenciando o fato de que a eletricidade deve estar
relacionada com algum tipo de partícula constituinte da
matéria.
George Johnstone Stoney (1826-1911), físico irlandês,
nomeou a unidade fundamental da eletricidade de
ELÉTRON, mesmo ainda desconhecida, porém demonstrada
por dados experimentais como os de Faraday.
William Crookes (1832-1919), cientista inglês,
identificou o elétron realizando experimentos em ampolas
de raios catódicos.
As ampolas de Crookes continham gás a baixa pressão.
Quando submetida a uma fonte de alta tensão, observava-
se a produção de raios luminosos que saíam da
extremidade da ampola onde havia o pólo negativo da
fonte de alta tensão e caminhavam para a outra
extremidade onde estava o pólo positivo. Inicialmente,
Crookes pensou que esses raios seriam formados por
moléculas, mas J. J. Thomson determinou que tais partículas
constituintes dos raios eram carregadas negativamente.
John Thomson (1856-1909), inseriu dois pólos (positivo e
negativo) na região da ampola de Crookes por onde
passavam os raios catódicos e observou que esses raios
sofriam desvio sempre na direção do pólo positivo.
Conclusão: “os raios na ampola de Crookes são
partículas carregadas positivamente, os elétrons”.
Como o modelo atômico de Dalton propunha a
característica da indivisibilidade, seria impossível, segundo
seu modelo, haver a presença de partículas carregadas
positiva e negativamente na sua constituição. Assim, passa-
se a considerar o modelo de átomo proposto por Dalton
INCORRETO.
Modelo Atômico de Thomson
Embora os elétrons formadores dos
átomos tenham carga negativa, os
átomos como um todo têm carga zero.
Por isso, os cientistas, no começo do
século XX, sabiam que cada átomo devia
conter um número suficiente de cargas
positivas para cancelar a carga negativa
dos elétrons. Mas onde estava essa carga
positiva?
QUÍMICA
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THOMSON SUGERIU UM MODELO
COM UMA BOLHA GELATINOSA
POSITIVAMENTE CARREGADA, COM
ELÉTRONS SUSPENSOS NELA, COMO
PASSAS EM UM PUDIM, mas esse
modelo foi derrubado em 1908 por
Ernerst Rutherford num experimento
bastante simples, conforme veremos a seguir.
Em 1895, o f ísico alemão, Wi lhelm
Röntgen (1845-1923), fazia pesquisas com
um tubo de raios catódicos, como os de
Crookes, quando, repentinamente, notou a
existência de determinados raios que
ultrapassavam determinados materiais e
impressionavam uma chapa fotográfica.
Como eram desconhecidos, denominou-os
de RAIOS-X.
Dois anos mais tarde, o físico francês,
Henri Becquerel (1852-1908), fazendo
experimentos para relacionar a
fosforescência de determinados
materiais à base de urânio com os raios-
X e acreditando que tal fenômeno som
ocorria na presença de luz solar, notou,
num dia nublado, que o pedaço de
urânio que havia guardado embrulhado num espesso papel
preto numa gaveta, havia impressionado uma chapa
fotográfica ali presente. Becquerel, então, diante desse
acaso, concluiu que os raios-X e a fosforescência nenhuma
relação apresentavam, contudo, átomos de alguns
elementos químicos são capazes, espontaneamente, de
emitirem radiações.
A radioatividade desses materiais foi incansavelmente
pesquisada pelo casal Curie, Marie Curie (1867-1934) e
Pierre Curie (1859-1906), mas, mesmo assim, não puderam
explicar a origem da radiação emitida. Sendo o átomo,
até então, maciço, como expl icar tal fenômeno
radioativo? A partícula emitida era positiva, negativa,
neutra? Qual sua massa? Perguntas que foram respondidas
por um físico neozelandês, Ernerst Rutherford (1871-1937).
Modelo Atômico de Rutheford
Rutherford, convencido por Thomson, começou a
pesquisar materiais radioativos e, aos 26 anos de idade,
notou que havia dois tipos de radiação, uma que era
atraída pelo pólo positivo de uma de diferença de
potencial, chamada de partícula beta (â) e uma outra,
que era atraída pelo pólo negativo, chamada alfa (á).
Como a partícula alfa desvia muito pouco da sua trajetória,
Rutherford concluiu que sua massa deveria ser bem maior
que da partícula beta. Para visualizar tais trajetórias utilizou
um anteparo de sulfeto de zinco, um material que emite
um brilho de pequena intensidade quando submetido a
colisões.
Em 1909, Rutherford pediu a dois de seus
alunos, Johannes Hans Wilhelm Geiger (1882-
1945), doutor em física, e Ernest Marsden (1889-
1970), professor inglês, que bombardeassem
finas folhas de metais com feixes dessas
partículas alfa.
Se os átomos fossem de fato como bolhas de geléia
carregadas com cargas positivas homogeneamente
distribuídas por elas, então as partículas a deveriam passar
facilmente através da folha, com alguma ligeira deflexão
ocasional de sua trajetória.
Contudo, ao realizarem os experimentos, Geiger e
Marsden, observaram que a maioria das partículas
atravessou a lâmina sem sofrer nenhum desvio, colidindo
com um anteparo contendo sulfeto de zinco (ZnS), cintilava
quando as partículas a colidiam com ele.
Eventualmente, algumas dessas partículas desviam
com ângulos superiores a 90º, tendo alguma alcançado
uma deflexão de até mesmo 180º, isto é, algumas partículas
a simplesmente retornavam ao aproximarem-se da folha
de metal.
Rutherford, então, propôs que a massa e a carga
positiva do átomo estava concentrada em uma região
central e muito pequena no átomo (algo em torno de
10.000 a 100.000 vezes menor do que o átomo com um
QUÍMICA
Pré-IFES | Página 73
todo). Ao redor dessa região, chamada por ele de NÚCLEO,
estava um grande espaço vazio, a ELETROSFERA, contendo
os elétrons em movimento circular ao redor do núcleo.
Quando a partícula alfa viesse na direção do núcleo
pesado do metal, a grande concentração de carga
positiva produziria uma forte repulsão sobre ela, fazendo-
a voltar ou defletir. Aquelas partículas alfa que passassem
longe do núcleo continuariam em linha reta.
Como o átomo como um todo é neutro, é de se supor
que, para cada elétrons na eletrosfera exista uma outra
carga positiva no núcleo para anular a sua carga. A essa
partícula positiva nuclear deu- se o nome de PRÓTON
(representado por (p+ ) .UM PRÓTON É CERCA DE 1840 VEZES
MAIS PESADO QUE UM ELÉTRON E, PARA CADA ELÉTRON
EXISTENTE NA ELETROSFERA, HÁ UM PRÓTON NO NÚCLEO AO
SE CONSIDERAR O ÁTOMO NEUTRO.
O Problema do Modelo Atômico de Rutherford
Havia um problema sério com o modelo atômico de
Rutherford: de acordo com todos os princípios da física
conhecidos em1911, um átomo contendo um núcleo
pequeno positivamente carregado deveria ser instável
por causa da repulsão entre os prótons. Se os elétrons
estivessem parados, nada os impediria de serem atraídos
para o núcleo. Se eles estivessem em movimento ao redor
do núcleo,segundo uma trajetória circular, as leis do
eletromagnetismo, na época bem estabelecidas,
prediziam que o átomo emitiria luz dissipando energia
continuamente, até que todo o movimento dos elétrons
cessasse e novamente colidiriam com o núcleo. Então, dois
anos depois da proposição do modelo atômico de
Rutherford, Niels Bohr (1885-1962), físico dinamarquês,
tentou
Resolver o problema do modelo atômico utilizando a
teoria quântica da energia, analisando espectros de
emissão de luz do hidrogênio.
Modelo Atômico de Bohr
Ao bombardear moléculas de
hidrogênio aprisionadas num tubo por
elétrons arremessados por elevadas
diferenças de potencial, ocorre ruptura das
l igações e conseqüente formação de
átomos de hidrogênio.Alguns desses átomos podem adquirir
um excesso de energia interna e emitir luz
na região do visível, do ultravioleta ou do infravermelho.
Ao se fazer passar essa luz por uma fenda e depois por
um prisma, as diversas radiações são dispersas na forma
de linhas espectrais, indicando as diferentes energias
emitidas pelos saltos quânticos dos elétrons.
Para expl icar as linhas espectrais do átomo de
hidrogênio, Bohr propôs:
1. Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do
núcleo em trajetórias circulares, de energia quantizada
e fixa denominada de camadas de energia ou níveis
de energia.
Essas camadas, ou níveis são infinitos, mas estudaremos
apenas sete delas: K, L, M, O, P e Q, uma vez que o
átomo conhecido hoje com a maior quantidade de
elétrons tem todos eles ocupando até a camada Q.
Cada camada suporta um máximo de elétrons:
2. Não é permitido a nenhum elétron permanecer entre
dois desses níveis. Ao absorver energia extra, o elétron
muda para uma camada mais energética e, ao retornar
a sua camada origem, libera essa energia na forma de
onda eletromagnética(luz).
Observe que para cada “pulo” dado pelo elétron,
existe uma certa quantidade de energia envolvida
(absorvida). Quando liberada no regresso do elétron, essa
energia transforma-se em LUZ, visível ou não. No caso do
hidrogênio, por exemplo, ocorre emissão de luz vermelha,
mas também ondas no ultravioleta e no infravermelho.
QUÍMICA
Página 74 | Pré-IFES
Modelo Atômico de Somerfeld
Para átomos com mais de 1 elétron,
isto é, diferentes do hidrogênio, quando
tinham suas linhas espectrais ampliadas
revelavam que o que parecia ser uma
única raia, na verdade era um conjunto
de raias f inas, cada uma com um
comprimento de onda e frequência
distintos. Sommerfeld propôs que cada
nível deveria ser composto por subníveis com diferentes
energias e a luz emitida quando ocorre uma transição de
um nível de maior energia para o de um de menor energia
irá depender do subnível onde estava o elétron antes e
depois do salto.
Sommerfeld, então, propôs:
- Os elétrons apresentam órbitas circulares e elípticas.
- Para cada nível “n” existia uma órbita circular e “n – 1”
órbitas elípticas.
EXERCÍCIOS
Modelos Atômicos
1. (Fuvest/SP) Há cerca de 100 anos, J. J. Thomson
determinou, pela primeira vez, a relação entre a massa
e a carga do elétron, o que pode ser considerado
como a descoberta do elétron. É reconhecida com
uma contribuição de Thomson ao modelo atômico:
a) o átomo ser indivisível.
b) a existência de partículas subatômicas.
c) os elétrons ocuparem níveis com valores específicos
de energia.
d) o átomo possuir um núcleo com carga positiva e uma
eletrosfera.
2. Aponte a diferença fundamental entre os modelos
atômicos de Dalton e de Thomson.
3. (PUC/RS) O átomo, na visão de Thomson, é constituído
de:
a) níveis e subníveis de energia.
b) cargas positivas e negativas.
c) núcleo e eletrosfera.
d) grandes espaços vazios.
e) orbitais.
4. (UFGO/GO) Há 100 anos, a ciência dividiu o que era
então considerado indivisível. Ao anunciar, em 1897, a
descoberta de uma nova partícula que habita o interior
do átomo, o elétron, o físico inglês Joseph John
Thomson mudou dois mil anos de uma história que
começou quando filósofos gregos propuseram que a
matéria seria formada por diminutas porções
indivisíveis, uniformes, duras, sólidas e eternas. Cada
um desses corpúsculos foi denominado átomo, o que,
em grego, quer dizer “não divisível”. A descoberta do
elétron inaugurou a era das partículas elementares e
foi o primeiro passo do que seria no século seguinte
uma viagem fantástica ao microuniverso da matéria
(Ciência Hoje, vol. 22, n. 131, p. 24, 1997)
A respeito das idéias contidas nesse texto, é correto
afirmar que:
01 com base na descoberta dos elétrons, foi possível
determinar as massas dos átomos.
02 os elétrons são diminutas porções indivisíveis,
uniformes, duros, sólidos, eternos e são considerados
as partículas fundamentais da matéria.
04 os átomos, apesar de serem indivisíveis, são constituídos
por elétrons, prótons e nêutrons.
08) com a descoberta do elétron, com carga elétrica
negativa, pode-se concluir que deveriam existir outras
partículas, os nêutrons, para justificar a neutralidade
elétrica do átomo.
16) faz 100 anos que se descobriu que os átomos não são
os menores constituintes da matéria.
Dê como resposta a soma dos números associados às
afirmações corretas.
5. (UFPA) A realização de experiências com descargas
elétricas em tubo de vidro fechado contendo gás a
baixa pressão produz os raios catódicos. Esses raios são
constituídos por um feixe de:
a) nêutrons.
b) partículas alfa .
c) elétrons.
d) raios-X.
e) prótons.
6. (PUC/SP) Uma importante contribuição do modelo
atômico de Rutherford foi considerar o átomo
constituído de:
a) elétrons mergulhados numa massa homogênea de
carga positiva.
b) uma estrutura altamente compacta de prótons e
elétrons.
c) um núcleo de massa desprezível, se comparada com
a massa do elétron.
d) uma região central com carga negativa chamada
núcleo.
e) um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercado
por elétrons.
QUÍMICA
Pré-IFES | Página 75
7. (ESPM/SP) O átomo de Rutherford (1911) foi comparado
ao sistema planetário: núcleo – sol; eletrosfera –
planetas.
Eletrosfera é a região do átomo que:
a) contém as partículas de carga elétrica negativa.
b) contém as partículas de carga elétrica positiva.
c) contém nêutrons.
d) concentra praticamente toda a massa do átomo.
e) contém prótons e nêutrons.
8. (UFMG) O modelo da estrutura atômica formulado por
Rutherford apresentou como novidade a noção de:
a) energia quantizada.
b) massa atômica.
c) núcleo.
d) orbital.
e) spin.
9. (UERJ) Em 1911, o cientista Ernerst Rutherford realizou
um experimento que consistiu em bombardear uma
finíssima lâmina de ouro com partículas alfa, emitidas
por um elemento radioativo, e observou que:
- a grande maioria das partículas alfa ?atravessava a
lâmina de ouro sem sofrer desvios ou sofrendo desvios
muito pequenos.
- uma de cada dez mil partículas alfa ?era desviada para
um ângulo maior do que 90º.
Com base nas observações acima, Rutherford pôde
chegar à seguinte conclusão quanto á estrutura do
átomo:
a) o átomo é maciço e eletricamente neutro.
b) a carga elétrica do elétron é negativa e puntiforme.
c) o ouro é radioativo e um bom condutor de corrente
elétrica.
d) o núcleo do átomo é pequeno e contém a maior parte
da massa.
10. (UFPI) O sulfeto de zinco (ZnS) tem a propriedade
denominada de fosforescência, capaz de emitir um
brilho amarelo-esverdeado depois de exposto à luz.
Analise as afirmativas a seguir, todas relativas ao ZnS,
e marque a opção correta.
a) Salto de núcleos provoca fosforescência.
b) Salto de nêutrons provoca fosforescência.
c) Salto de elétrons provoca fosforescência.
d) Elétrons que absorvem fótons aproximam-se do núcleo.
e) Ao apagar a luz, os elétrons adquirem maior conteúdo
energético.
11. Em sua experiência, que o levou ao modelo do átomo
nucleado, Rutherford bombardeou [1] com [2]. As
lacunas 1 e 2 são corretamente preenchidas com:
12. Na experiência de Rutherford, o mesmo observou que:
[1] das partículas alfa () atravessavam a lâmina de
ouro sem sofrer desvio; [2] das partículas alfa
?atravessavam a lâmina de ouro, mas eram desviadas
ao atravessá-la; [3] das partículas eram refletidas na
lâmina de ouro.
As lacunas 1, 2 e 3 são corretamente preenchidas com:
13. (ITA/SP) Considerando a experiência de Rutherford,
assinale a alternativa falsa.
a) A experiência consistiu em bombardear películas
metálicas delgadas com partículas alfa.
b) Algumas partículas alfa foram desviadas do seu trajeto
devido à repulsão exercida pelo núcleo positivo do
metal.
c) Observando o espectro de difração de partículas alfa,
Rutherford concluiu que o átomo tem densidade
uniforme.
d) Essa experiência permitiu descobrir o núcleo atômico
e seu tamanho relativo.
e) Rutherford sabia antecipadamente que as partículas
alfa eram carregadas positivamente.
14. Sobre o bombardeamento de lâminas metálicas compartículas alfa, responda:
a) O que a equipe de Rutherford esperava que fosse
ocorrer com a lâmina de ouro ao receber o impacto
das partículas alfa?
b) O que a equipe observou de surpreendente com essa
experiência?
c) A experiência implicou quais mudanças no modelo
atômico de Thomson?
15. Quantos elétrons são necessários para obtermos a:
a) carga elétrica equivalente a cinco prótons?
b) massa equivalente à de dois prótons?
16. (UFRGS/RS) Uma moda atual entre as crianças é
colecionar figurinhas que brilham no escuro. Essas figuras
apresentam em sua:
Constituição a substância sulfeto de zinco. O fenômeno
ocorre porque alguns elétrons que compõem os
átomos dessa substância absorvem energia luminosa
e saltam para níveis de energia mais externos. No
escuro, esses elétrons retornam a seus níveis de origem,
liberando energia luminosa e fazendo a figurinha brilhar.
Essa característica pose ser explicada considerando o
modelo Atômico proposto por:
QUÍMICA
Página 76 | Pré-IFES
a) Dalton.
b) Thomson.
c) Lavoisier.
d) Rutherford.
e) Bohr.
17. (UFMG) O modelo da estrutura atômica formulado por
Bohr apresentou como novidade a noção de:
a) carga elétrica.
b) energia quantizada.
c) núcleo.
d) orbital.
e) spin.
18. (UFMG) Dalton, Rutherford e Bohr propuseram, em
diferentes épocas, modelos atômicos. Algumas
características desses modelos são apresentadas no
quadro a seguir:
Modelo Características
I Núcleo atômico denso, com carga positiva; elétrons 
em órbitas circulares.
II Átomos maciços e indivisíveis.
III
Núcleo atômico denso, com carga positivia; 
elétrons em órbitas circulares de energia 
quantizada.
A associação modelo cientista correta é:
I I I I I I
a) Bohr Dalton Rutherford
b) Dalton Bohr Rutherford
c) Dalton Rutherford Bohr
d) Rutherford Bohr Dalton
e) Rutherford Dalton Bohr
19. No modelo atômico de Bohr, o que significa um “salto
quântico”?
20. A figura abaixo representa três níveis de energia de
um átomo:
Com relação a essa figura, um estudante fez as
seguintes afirmações:
I. Um elétron precisa receber energia correspondente à
diferença E2 – E1 para saltar de E1 para E2. Ao voltar
para a posição inicial, ele deve devolver a energia
recebida na forma de ondas eletromagnéticas (luz).
II. O salto quântico de E1 para E3 é menos energético
que o salto de E1 para E2.
III. O salto quântico de E1 para E2 libera energia na forma
de luz.
Está(ao) correta(s) somente a(s) afirmativa(s):
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) I e III.
21. (PUC/MG) Numere a segunda coluna de acordo com a
primeira, relacionando os nomes dos cientistas com os
modelos atômicos:
1ª Coluna 2ª Coluna
1. Dalton ( ) descoberta do núcleo do átomo e de seu 
tamanho relativo.
2. Rutheford ( ) átomos esféricos, maciços, indivisíveis.
3. Niels Bohr ( ) modelo semelhante a um 'pudim de passas'.
4. J.J.Thomson ( ) os elétrons giram em torno do núcleo em determinadas órbitas.
Assinale a sequência correta encontrada:
a) 1 – 2 – 4 – 3.
b) 1 – 4 – 3 – 2.
c) 2 – 1 – 4 – 3.
d) 3 – 4 – 2 – 1.
e) 4 – 1 – 2 – 3.
22. (PUC/MG) “As diferentes cores produzidas por distintos
elementos são resultado de transições eletrônicas. Ao
mudar de camadas em torno do núcleo atômico, os
elétrons emitem energia nos diferentes comprimentos
de ondas, as cores.” (O Estado de São Paulo, Caderno
de Ciências e Tecnologia, 26 dez. 1992).
O texto anterior está baseado no modelo atômico
proposto por:
a) Niels Bohr.
b) Rutherford.
c) Heisenberg.
d) John Dalton.
e) J. J. Thomson.
23. (UFRGS) Em fogos de artifício, as diferentes colorações
são obtidas quando se adicionam sais de diferentes
metais às misturas explosivas. Assim, para que se
obtenha a cor verde, é utilizado o cobre, enquanto,
para a cor vermelha se utiliza o estrôncio. A emissão
de luz com cor característica para cada elemento
deve-se:
a) aos elétrons desses íons metálicos, que absorvem
energia e saltam para níveis mais externos e, ao
retornarem para os níveis internos, emitem radiações
com coloração característica.
b) às propriedades radioativas desses átomos metálicos.
c) aos átomos desses metais que são capazes de
decompor a luz natural em um espectro contínuo de
luz visível.
d) à baixa eletronegatividade dos átomos metálicos.
e) aos elevados valores de energia de ionização dos
átomos metálicos.
QUÍMICA
Pré-IFES | Página 77
24. (UFRN) Considere o seguinte diagrama de níveis de
energia para o átomo de hidrogênio:
As transições em que ocorre apenas absorção de
energia são:
a) I, II, III e IV.
b) III e IV.
c) I e II.
d) I e III.
25. Quando aquecida ao rubro, uma barra de ferro emite
luz. Baseado no modelo de Bohr, proponha um modelo
para explicar esse fenômeno.
26. (UFPI) Um elétron no estado excitado pode retornar
ao estado fundamental de duas formas diferentes
emitindo fótons de comprimento de onda de acordo
com as figuras a seguir:
Assinale entre as opções a equação que relaciona
corretamente 1, 2 e 3.
27. O modelo atômico planetário foi criado por [1] e
aperfeiçoado por [2]. As lacunas 1 e 2 são
corretamente preenchidas com:
[1] [2]
a) Rutherford Bohr
b) Bohr Rutherford
c) Bohr Thomson
d) Thomson Bohr
e) Rutherford Thomson
28. Para que o elétron de um átomo no estado fundamental
salte de uma camada para outra mais afastada do
núcleo, ele precisa [1] uma determinada quantidade
(quantum) de energia. Na volta para a camada de
origem, esse elétron [2] a mesma quantidade )o mesmo
quantum) de energia sob forma de [3]. As lacunas 1, 2
e 3 são corretamente preenchidas com:
[1] [2] [3]
a) Ceder Absorve Raios gama
b) Absorver Cede Raios gama
c) Ceder Absorve Onda eletromagnética
d) Absorver Cede Onda eletromagnética
e) Ceder Absorve Raio catódico
29. (UFPI) A luz fornecida por uma lâmpada de vapor de
sódio utilizada em iluminação pública é resultado de:
a) transição de elétrons de um dado nível de energia para
outro de maior energia..
b) remoção de elétrons de um átomo para formar cátions.
c) transição de elétrons de um nível de energia mais alto
para um mais baixo.
d) adição de elétrons e átomos para formação de ânions.
e) combinação de átomos para formar moléculas.
30. Sobre o modelo atômico de Bohr, responda:
a) No que Bohr se baseou para construir seu modelo
atômico?
b) Quais os postulados propostos por Bohr?
c) Quando podemos dizer que um átomo se encontra em
seu estado fundamental?
d) O que ocorre quando um elétron “salta” para um nível
de energia imediatamente superior e quando “salta”
para outro nível imediatamente inferior ao que ele se
encontra?
31. Considere a afirmação: “A massa total de 1836 elétrons
corresponde à massa de um próton.” Agora, leia o
texto: “A massa de um próton está para a massa de
uma pessoa que pesa 50kg assim como a massa de um
elétron está para a massa de uma caneta que tem
massa ...... gramas.” Qual deverá ser a massa da caneta
mencionada no texto?
32. Considere que o diâmetro do átomo seja 100.000 vezes
maior que o diâmetro do núcleo. Se o núcleo tivesse o
tamanho de uma bola de futebol (diâmetro médio =
30 cm), qual seria o diâmetro do átomo
correspondente?
33. Na célebre experiência de Rutherford, foi verificado
que, para cada 150 partículas ?desviadas de sua
direção, havia 1.500.000 partículas ?que atravessavam
as finas lâminas de ouro sem se desviar. Isto leva à
conclusão de que o tamanho do átomo é quantas
vezes maior que do núcleo, baseando-se apenas na
informação prestada?
34. De acordo com o modelo atômico de Bohr, o elétron
do átomo de hidrogênio:
I. poderia possuir apenas determinados valores de
energia.
II. deveria ficar em uma posição fixa ao redor do núcleo.
III. deveria ser diretamente atraído para o núcleo.
Está(ao) correta(s) somente a(s) afirmativa(s):
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
35. Considerando o modelo atômico de Bohr, foram feitas
as seguintes afirmações:
QUÍMICA
Página 78 | Pré-IFES
I. Ao receber energia, o elétron salta de um nível mais
energético para outro menos energético.
II. Ao retornar de uma posição mais energética para outra
menos energética, o elétron libera energia naforma
de ondas eletromagnéticas.
III. A perda ou o ganho de energia por um elétron ocorre
por meio de um número inteiro de “pacotes de
energia”, denominado quantum.
Está(ao) correta(s) somente a(s) afirmativa(s):
a) I e IIII.
b) I e II.
c) III.
d) II e III.
36. Leia o texto: “O espectro visível da luz solar, que
corresponde ao conhecido arco-íris, vai da radiação
vermelha à violeta, mais energética.”
A respeito do texto acima, responda:
a) Existem radiações eletromagnéticas não-visíveis? Se
sim, dê dois exemplos.
b) Qual a radiação mais energética: a infravermelho ou
a ultravioleta?
37. Como o modelo atômico de Bohr explicou o fato de
que os elétrons não caem no núcleo atômico?
38. Se um pouco de óleo cai no fogo enquanto fritamos
algum alimento, surge uma característica chama
amarela, devido à presença de sódio no sal de cozinha
que, provavelmente, estava misturado ao óleo. De
acordo com o modelo de Bohr, explique como os
átomos de sódio emitem luz quando ativados.
39. Dissolva NaCl em água, em seguida, mergulhe um
pedaço de madeira na solução, retire-o e deixe secar.
Ao queimá-lo, aparece uma chama amarela. Esse
fenômeno ocorre porque:
a) o calor transfere energia aos elétrons dessa substância,
fazendo com que eles se desloquem para níveis
energéticos mais altos, emitindo luz.
b) o calor transfere energia aos elétrons dessa substância,
fazendo com que eles se desloquem para níveis
energéticos mais baixos, emitindo luz.
c) o calor transfere energia aos elétrons dessa substância,
fazendo com que eles se desloquem para níveis
energéticos mais altos.
Quando esses elétrons excitados voltam a níveis
energéticos inferiores, eles devolvem a energia
absorvida sob a forma de luz.
d) os elétrons, para não se deslocarem de seu nível
energético, ao receberem calor, emitem luz.
40. Modelos atômicos são concepções que os cientistas
fazem a respeito do átomo, como resultado de dados
experimentais e que também são fortemente
influenciados pela criatividade do cientista. Analise,
então, as duas colunas abaixo:
A. Modelo Atômico de Dalton
B. Modelo Atômico de Thomson
C. Modelo Atômico de Rutherford
I. Roda-gigante
II. Bola de boliche
III. Sopa de feijão.
A melhor associação entre as colunas é dada pela
alternativa:
a) A-II; B-III, C-I.
b) A-II, B-I, C-III.
c) A-I, B-II, C-III.
d) A-I, B-III, C-II.
41. Atritados um contra o outro, um pedaço de lã e um
bastão de vidro passam a se atrair mutuamente.
Baseando-se no modelo atômico de Thomson, como
este fenômeno poderia ser explicado?
42. Modelos são parte integrante do modo de trabalho
da Ciência. Considerando-se o modelo de átomo
elaborado por Rutherford, decida se as afirmações a
seguir são corretas ou não.
a) O núcleo é a região de menor massa do átomo.
b) Os prótons e os elétrons localizam-se no núcleo.
c) O átomo, apresenta, predominantemente, espaço
vazio.
d) A região central do átomo é chamada de eletrosfera.
43. Qual a função do sulfeto de zinco uti l izado na
experiência de Rutherford?
44. Qual seria o diâmetro de um átomo se o núcleo fosse
do tamanho de uma bola de futebol (diâmetro =
20cm)?
45. Considerando a experiência de Rutherford, assinale a
alternativa FALSA:
a) A experiência consistiu em bombardear películas
metálicas delgadas com partículas alfa.
b) Algumas partículas alfa foram desviadas do seu trajeto
devido à repulsão exercida pelo núcleo positivo do
metal.
c) Observando o espectro de difração das partículas alfa,
Rutherford concluiu que os átomos têm densidade
uniforme.
d) Essa experiência permitiu descobrir o núcleo do átomo
e seu tamanho relativo.
e) Rutherford sabia antecipadamente que as partículas
alfa eram carregadas positivamente.
46. (FUNORTE_2_2003) Leia com atenção o texto a seguir:
“(...) Isso sinalizou a revelação bombástica de que todos
os objetos sólidos – inclusive o corpo humano – são
constituídos quase que inteiramente de espaço vazio
(...). Levando em conta os padrões subatômicos, um
átomo seria algo como uma ervilha (o núcleo) no
centro de uma área do tamanho de set campos de
futebol, rodeada de alguns grânulos de poeira (os
elétrons) espalhados na superfície”. –
(Superinteressante, novembro de 2002)
QUÍMICA
Pré-IFES | Página 79
O universo atômico-molecular é fascinante, com
teorias muitas vezes difíceis de serem imaginadas e,
por isso mesmo, de serem aceitas. O fragmento acima
revela parte da teoria de um modelo atômico que, na
época em que foi lançada, provocou uma grande
agitação no mundo dos químicos e físicos. O modelo
atômico descrito no texto trata-se do modelo de:
a) Dalton.
b) Rutherford.
c) Thomson.
d) Bohr.
47. Com base no modelo de Bohr:
a) Onde estão localizados os elétrons?
b) Qual a condição para um elétron permanecer em uma
determinada camada?
c) O que acontece com um elétron quando recebe
energia?
d) O que acontece com o elétron quando está no estado
ativado (excitado)?
48. Se um elétron move-se de um nível de energia para
outro mais afastado do núcleo do mesmo átomo, pode-
se afirmar que:
a) há emissão de energia.
b) há absorção de energia
c) não há variação de energia.
d) há emissão de luz de um determinado comprimento
de onda.
49. O que ocorre quando um elétron excitado volta à sua
órbita de origem?
50. Arranje, em ordem crescente de energia, os seguintes
tipos de radiação eletromagnéticas emitidas por um
determinado átomo: ondas de rádio, radiação
infravermelha, luz visível, radiação ultravioleta.
51. Considere os modelos atômicos de:
I. Dalton;
II. Thomson.
III. Rutherford.
a) Qual deles foi proposto baseado nos resultados da
medida da massa dos participantes de reações
químicas?
b) Qual introduziu a natureza elétrica da matéria?
c) Qual apresenta a matéria como sendo descontínua?
d) Qual é o mais recente?
52. As alternativas a seguir referem-se ao modelo atômico
de Sommerfeld. Indique a falsa:
a) O modelo de Sommerfeld foi desenvolvido a partir da
observação de espectros de emissão de átomos mais
complexos que o hidrogênio.
b) Segundo Sommerfeld, cada nível de energia n possui n
subníveis.
c) Cada nível n é constituído de uma órbita circular e (n –
1) órbitas elípticas de diferentes excentricidades.
d) O núcleo do átomo também descreve uma trajetória
determinada, ocupando em cada momento um dos
focos da elipse descrita pelo movimento do elétron.
e) A energia mecânica total do elétron é determinada
pela distância que o elétron se encontra do núcleo
(energia potencial) e pelo tipo de órbita que ele
descreve (energia cinética).
Gabarito / Modelos Atômicos
1. b
2. Enquanto o modelo atômico de Dalton determina a
indivisibil idade do átomo, o modelo atômico de
Thomson pressupõe a divisibilidade do átomo em
partículas negativas (os elétrons) e uma massa
homogeneamente positiva onde estão incrustados os
elétrons..
3. b
4. 16
5. c
6. e
7. a
8. c
9. d
10. c
11. d
12. b
13. c
14. a) Esperava que as partículas alfa atravessassem a
lâmina metálica, tal como um projétil de revólver
atravessa uma folha de papel; no máximo, as partículas
sofreriam pequenos desvios.
b) Observou algumas cintilações surgirem em ângulos
próximos a 180º, indicando que partículas alfa haviam
colidido frontalmente com algo extremamente denso.
c) Em vez de ser constituído de uma esfera positiva e
pouco densa (como um pudim), o átomo continha
imensos espaços vazios onde ficavam os elétrons com
um núcleo central positivo e muito denso.
15. a) 5 elétrons. b) 3672 elétrons.
16. e
17. b
18. e
19. Mudança do elétron para um nível de energia maior
quando ele recebe uma quantidade de energia
(quantum).
20. a
21. c
22. a
23. a
24. c
25. Aquecer a barra significa fornecer energia aos átomos
de ferro. Os elétrons absorvem essa energia e saltam,
para níveis mais energéticos. Ao retornarem, devolvem
a energia na forma de luz.
QUÍMICA
Página 80 | Pré-IFES
26. a
27. a
28. d
29. c
30. a) No modelo atômico de Rutherford e, principalmente,
nos espectros luminosos do hidrogênio.
b) O elétron move-se em órbitas circulares em torno
de um núcleo atômico central. Para cada elétron do
átomo,existe uma órbita específica, em que ele
apresenta uma energia bem definida e característica;
essa energia não varia enquanto o elétron estiver
nessa órbita. Os espectros dos elétrons são
descontínuos porque os níveis de energia são
quantizados.
c) Quando todos os seus elétrons estiverem ocupando
seus respectivos níveis de menor energia.
d) Se o elétron salta de um nível de menor energia
para outro nível imediatamente superior, ele absorve
um quantum de energia; se ele salta de um nível de
maior energia para outro nível imediatamente inferior,
ele emite um quantum de energia.
31. 27g.
32. 30km.
33. 10000 vezes maior.
34. a
35. d
36. a) Sim, infravermelho e ultravioleta. b) Ultravioleta.
37. Os elétrons estão girando ao redor no núcleo em órbitas
de energia fixa.
38. Ao receber calor da chama os elétrons se excitam. Ao
retornarem à camada de origem, liberam essa energia
absorvida na forma de luz amarela.
39. c
40. a
41. Com o atrito, um dos materiais fica eletrizado com
carga positiva e o outro fica eletrizado com carga
negativa. Essas cargas elétricas opostas se atraem
mutuamente.
42. FFVF.
43. Detectar os pontos sobre os quais as partículas a
incidiam.
44. De 2 a 20km.
45. c
46. b
47. a) Nas camadas de energia fixa.
b) Não perder nem ganhar energia.
c) Ele pula para uma camada mais externa.
d) Tende a devolver a energia recebida na forma de
energia radiante e retornar à camada de origem.
48. b
49. Devolve a energia recebida na forma de luz ou calor.
50. ondas de rádio < infravermelha < luz visível <
ultravioleta.
51. I, II, III, III.
52. d
MODELO ATÔMICO ATUAL
(ORBITAL OU QUÂNTICO)
A teoria atômica de Bohr foi abandonada
apenas 12 anos após a sua formulação.
O primeiro questionamento surgiu em 1924,
quando Louis de Broglie introduziu a ideia da
dualidade da matéria, isto é, todas as
partículas materiais em movimento
apresentam propriedades ondulatórias, isto é, toda e
qualquer massa pode apresentar propriedades como
comprimento de onda, frequência, difração, etc.
Se analisarmos a tabela abaixo, perceberemos que,
quanto maior a massa, menor o comprimento de onda
característico, de maneira que nem mesmo poderemos
medir tal comprimento com os equipamentos que temos
hoje. Mas para corpos com uma massa praticamente
desprezível como o elétron, tais fenômenos, com certeza
serão observados, de maneira que, quando um feixe de
elétrons atinge a superfície de um cristal, ele deve ser
difratado.
Heisenberg também contribuiu para a
modificação do modelo atômico de Bohr
ao introduzir a idéia do PRINCÍPIO DA
INCERTEZA que, segundo ele, seria
impossível determinar ao mesmo tempo a
posição e a velocidade do elétron.
Como, segundo o princípio da incerteza
de Heisenberg, a localização exata do
elétron seria impossível, esta possibil idade então foi
abandonada e os cientistas começaram a desenvolver
maneira de verificar tão somente se o elétron estava longe
ou perto do núcleo, relacionado tal localização à sua
energia.
Schrödinger, desenvolveu uma equação
de onda capaz de nos dar um significado físico
ao comportamento dual da matéria,
desenvolvendo regiões onda a probabilidade
de se encontrar o elétron ao redor do núcleo
fosse máxima. A essa região deu-se o nome de
ORBITAL.
Assim, o elétron poderia descrever movimentos de
duas maneiras diferentes ao redor do núcleo: numa região
esférica, podendo ser encontrado inclusive diretamente
sobre o núcleo, algo que seria impossível segundo o modelo
atômico de Bohr; ou nas laterais do núcleo, nuca sobre ele.
QUÍMICA
Pré-IFES | Página 81
A combinação dos orbitais determina a formação de
subníveis de energia, quais sejam: subnível s, subnível p,
subnível d e subnível f.
Cada subnível tem uma quantidade máxima de
orbitais:
Cada orbital suporta, no máximo, 2 elétrons:
No final teremos a representação: f14 d10 p6 s2 . Como os
subníveis estão localizados nos níveis:
Os elétrons em átomos multieletrônicos ocupam
orbitais como aqueles do hidrogênio. Entretanto, as
energias desses orbitais não são as mesmas que para um
átomo de hidrogênio. O núcleo de um átomo com muitos
elétrons tem mais cargas que o núcleo do hidrogênio, e a
carga maior atrai os elétrons mais fortemente e, portanto,
diminui as suas energias. Entretanto, os elétrons repelem-
se uns aos outros, o que aumenta suas energias. A essa
repulsão elétron-elétron, impedindo ou atenuando a
atração nuclear, dá-se o nome de blindagem eletrônica.
Se um elétron está num orbital “s” seu poder de
penetração e aproximação do núcleo é maior do que
qualquer um dos orbitais, uma vez que sua região envolve
o núcleo por completo, diminuindo a energia do elétron.
Para elétrons nos orbitais “p”, “d” e “f”, há um, ou mais de
um nó, passando pelo núcleo, blindando os elétrons e
aumenta sua energia, devido ao afastamento do núcleo.
Assim, a ordem de energia dos orbitais obedece a
sequência:
 s < p < d < f .
Investigando a ordem de energia dos subníveis,
podemos observar que não ocorre uma obediência quanto
à ordem de energia dos níveis e, para faci li tar a
representação dessa ordem crescente de energia, foi
proposto um diagrama pelo cientista norte-americano
Linus Carl Pauling (prêmio Nobel em 1954 -química- e em
1962 -paz), conforme se segue:
ORDEM CRESCENTE DE ENERGIA DOS SUBNÍVEIS
1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s2 < 3p6 < 4s2 < 3d10 < 4p6 < 5s2 < 4d10
< 5p6 < 6s2 < 4f14 < 5d10 < 6p6 < 7s2 < 5f14 < 6d10 < 7p6
DISTRIBUIÇÃO/CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
NOS ÁTOMOS NEUTROS
ÁTOMO NEUTRO é toda espécie química onde a
quantidade de prótons (no núcleo) é igual à quantidade
de elétrons (na eletrosfera). É uma tendência natural
buscar-se a estabilidade adquirindo menor energia. Os
elétrons, ao preencherem os subníveis de energia, iniciam
o preenchimento pelos orbitais menos energéticos, isto é,
aqueles que estão mais próximos ao núcleo. Quando isso
ocorre, dizemos que o átomo está em seu estado
fundamental.
Considerando um átomo com 23 elétrons, teremos:
Distribuição nos subníveis de energia:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (não separá-los com vírgula)
Distribuição nos níveis de energia:
K-2 L-8 M-11 N-2
ATENÇÃO:
Se a distribuição eletrônica terminar em s2 d4 ou em s2
d9, mudar para s1 d5 e s1 d10, respectivamente. Observe:
24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
QUÍMICA
Página 82 | Pré-IFES
MUDAR A DISTRIBUIÇÃO PARA 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
MUDAR A DISTRIBUIÇÃO PARA 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Justificativa:
O subnível 4s é menos energético que o 3d. Ficou
comprovado experimentalmente que o subnível 3d,
possuidor de 5 orbitais, ao se preencher ou semipreencher
completamente com os elétrons traz uma maior
estabilidade ao átomo, motivo pelo qual sai um elétron
do orbital 4s (menos energético) para o 3d (mais
energético).
DISTRIBUIÇÃO/CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA NOS ÍONS
ÍON é toda espécie química que perdeu ou ganhou
elétrons, carregando-se eletricamente com carga
negativa (se receber elétrons) ou com carga positiva (se
perder elétrons). Assim, o íon difere de um átomo neutro
apenas na quantidade de elétrons. Nos íons, os elétrons
saem e entram na última camada.
Exemplo: Fazendo a distribuição para o íon
29Cu+ 3
(perdeu 3 elétrons):
Configuração eletrônica do átomo neutro de cobre:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (4s pertence à camada de
maior energia, nesse átomo)
Ao retirar o único elétron presente no 4s, teremos a
configuração: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10. Precisamos, ainda,
retirar mais 2 elétron que agora serão retirados do subnível
3d, obtendo, então a configuração: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8.
O 29Cu3+, pelo que vimos, tem configuração: 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 3d8.
Exemplo: Fazendo a distribuição para o íon
23V- 1
(ganhou 1 elétron):
Configuração eletrônica do átomo neutro de vanádio:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (4s pertence à camada de
maior energia, nesse átomo)
Deveríamos adicionar o elétron no subnível 4s, porém,
ele já está com o número máximo de elétrons. Então colocá-
lo-emos no subnível 3d que está incompleto, configurando:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4.
O 23V1-, pelo que vimos,tem configuração: 1s2 2s2 2p6
3s2 3p6 4s2 3d4.
OBSERVAÇÃO: O íon positivo recebe o nome de CÁTION
e o íon negativo recebe o nome de ÂNION.
As Partículas Subatômicas
Em 1.932, o inglês James Chadwick descobriu uma
outra partícula subatômica de massa muito próxima à do
próton, porém sem carga elétrica. Essa partícula, que
passou a ser chamada de nêutron localiza-se no núcleo do
átomo, juntamente com os prótons. Nêutrons e prótons
são partículas muito parecidas, exceto pela carga elétrica
(próton, positivo e nêutron, neutro); juntos, são
denominados de núcleons.
Dessa forma, podemos representar as partículas
subatômicas do átomo assim:
Através da notação de uma espécie química podemos
extrair vários dados acerca deles: Z, A, nº, p+, e-,
configuração eletrônica...
QUÍMICA
Pré-IFES | Página 83
Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Ao bebermos um copo de água, estamos ingerindo
moléculas formadas por dois átomos de hidrogênio e um
de oxigênio (H2O). Será que todos os átomos de hidrogênio
presentes nas moléculas de água são exatamente iguais?
E os de oxigênio?
A resposta às duas perguntas é NÃO. A grande maioria
dos átomos de hidrogênio pode ser representada por H1
Contudo,além desses, também existem outras, em
menor quantidades, representadas por H2 (deutério) e H 3
(trítio), diferenciados apenas pela quantidade de nêutrons
no núcleo. Como todos eles têm número atômico 1, isto é,
1 próton no núcleo, dizemos que todos eles pertencem ao
mesmo elemento químico.
ISÓTOPOS: átomos com mesmo número atômico
(mesma quantidade de prótons).
ISÓBAROS: átomos com mesmo número de massa (A).
ISÓTONOS: átomos com mesma quantidade de
nêutrons.
Alótropos
A alotropia ocorre quando um mesmo elemento
químico forma duas ou mais substâncias simples diferentes.
Essa diferença pode ser na proporção dos átomos ou na
disposição deles na substância sólida.
Alótropos do Carbono
Carbono Grafite
A grafite consiste de camadas planas de átomos de
carbono, em hibridização sp2, em arranjo hexagonal. Os
elétrons são livres para se moverem de um átomo para
outro de carbono, através da rede p deslocalizada
formada pelos orbitais p não-hibridizados de cada átomo
de carbono. Quando impurezas estão presentes, os planos
podem deslizar uns sobre os outros faci lmente,
caracterizando a grafite como excelente lubrificante.
Além disso, a grafite é boa condutora de eletricidade
dentro dos planos, mas má perpendicularmente aos planos.
Carbono Diamante
No diamante, cada átomo de carbono é hibridizado
sp3 e ligado tetraedricamente a seus quatro vizinhos, com
todos os elétrons em ligações s. O diamante é um sólido
rígido, transparente e isolante elétrico. É a substância mais
dura conhecida. Teoricamente, o diamante deveria se
transformar em grafite, uma vez que este é mais estável
que aquele. Entretanto, seria necessária uma temperatura
de 3500ºC para se processar a transformação. Não é
interessante transformar um anel com diamante em grafite.
Mas, transformar grafite em diamante é mais interessante
e pode ocorrer essa transformação a uma pressão de
100.000 atm e a uma temperatura de 2.000ºC, dando
origem ao diamante sintético que não tem uma estrutura
tão perfeita quanto à do diamante natural.
EXERCÍCIOS
- Estrutura fundamental da matéria
- Números quânticos
- Distribuição eletrônica em átomos neutros e íons
- Semelhanças atômicas (isóbaros, isótopos e isótonos )
1. (UFMG) O modelo atômico atual apresenta uma
descrição probabilística para os elétrons. Esse modelo
inclui todos os seguintes conceitos, exceto:
a) energias quantizadas.
b) nêutron.
c) núcleos atômicos.
d) prótons.
e) órbitas eletrônicas.
2. (Fatec/SP) Considere as afirmações abaixo:
I. em um subnível d há 7 orbitais.
II. em um subnível p há 3 orbitais.
III. em um orbital s cabem 2 elétrons.
IV. em um orbital p cabem 6 elétrons.
Quanto a tais afirmações:
a) apenas a II é correta.
b) apenas a I e a II são corretas.
c) apenas a II e a III são corretas.
d) apenas a II, a III e a IV são corretas.
e) todas são corretas.
3. (UFG/RJ) Um átomo possui os subníveis s, p, e d de uma
camada completamente preenchidos. Considerando
que somente esses subníveis estão presentes nessa
camada, o total de elétrons aí encontrado é:
a) 2.
b) 6.
c) 8.
d) 14.
e) 18.
4. (UFMG) De um modo geral, os sucessivos modelos
atômicos têm algumas características comuns entre
si. Com base na comparação do modelo atual com
outros, a afirmativa correta é:
QUÍMICA
Página 84 | Pré-IFES
a) No modelo de Dalton e no atual, cada átomo é
indivisível.
b) No modelo de Rutherford e no atual, cada átomo tem
um núcleo.
c) No modelo de Rutherford e no atual, os elétrons têm
energia quantizada.
d) No modelo de Bohr e no atual, os elétrons giram em
órbitas circulares ou elípticas.
e) No modelo de Dalton e no atual, as propriedades
atômicas dependem do número de prótons.
5. (FURRN) A afirmativa correta é:
a) No subnível s o número máximo de elétrons é 2 porque
possui 2 orbitais.
b) No subnível p o número máximo de elétrons é 6 porque
possui 3 orbitais.
c) No subnível d o número máximo de elétrons é 5 porque
possui 5 orbitais.
d) No subnível f o número máximo de elétrons é 10 porque
possui 5 orbitais.
e) No subnível f o número máximo de elétrons é 14 porque
possui 14 orbitais.
6. Qual a distribuição eletrônica em camadas do átomo
25Mn
55 ?
a) 2-8-13-2.
b) 2-8-8-7.
c) 2-8-15.
d) 2-8-18-18-8-1.
e) 2-8-18-26-1.
7. A pedra ímã natural é a magnetita Fe3O4 . O metal
ferro pode ser representado pór 26Fe
56 e seu átomo
apresenta a seguinte distribuição eletrônica por níveis:
a) 2-8-16.
b) 2-8-8-8.
c) 2-8-10-6.
d) 2-8-14-2.
e) 2-8-18-18-10.
8. (UFR/RJ) O íon Fe 2+, que faz parte da molécula de
hemoglobina e integra o sistema de transporte de
oxigênio no interior do corpo, possui 24 elétrons e
número de massa igual a 56. O número atômico e o de
nêutrons desse íon correspondem, respectivamente,
a:
Z n
a) 26 30
b) 24 30
c) 24 32
d) 30 24
e) 26 32
9. (Fuvest/SP) Considere os seguintes elementos e seus
respectivos números atômicos:
I. Na (Z = 11).
II. Ca (Z = 20).
III. Ni (Z = 28).
IV. Al (Z = 13).
Dentre eles, apresenta (ou apresentam) elétrons no
subnível d de suas configurações eletrônicas apenas:
a) I e IV.
b) III.
c) II.
d) II e III.
e) II e IV.
10. (ITA/SP) Com relação às duas configurações
eletrônicas de um mesmo átomo:
Identifique a alternativa falsa:
a) É necessário fornecer energia para passar de I para II.
b) A passagem de I I para I emite radiação
eletromagnética.
c) I representa a configuração eletrônica de um átomo
de sódio não excitado.
d) A energia de ionização de II é menor que a de I.
e) I e II representam eletrosferas de elementos diferentes.
11. (PUCC/SP) A espécie química 2 Pb + apresenta 127
nêutrons. Com base nessa informação podemos afirmar
que o número total de partículas no seu núcleo é igual
a: (Dado: Z do chumbo igual a 82)
a) 205.
b) 206.
c) 207.
d) 208.
e) 209.
12. (UFV/MG) Os átomos do elemento químico índio (In),
com número atômico igual a 49 e número de massa
igual a 115, possuem:
a) 98 nêutrons.
b) 49 nêutrons.
c) 115 nêutrons.
d) 164 nêutrons.
e) 66 nêutrons.
13. (FUCMT) O bromo, único halogênio que nas condições
ambiente se encontra no estado líquido, formado por
átomos representados por35Br
80 , apresenta:
a) 25 elétrons na camada de valência.
b) 2 elétrons na camada de valência.
c) 7 elétrons na camada de valência.
d) 35 partículas nucleares.
e) 45 partículas nucleares.
14. (OSEC) Sendo o subnível 4s1 (com um elétron) o mais
energético de um átomo, podemos afirmar que:
I. o número total de elétrons desse átomo é igual a 19;
II. esse apresenta quatro camadas eletrônicas;
III. a sua configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
3d10 4s1
a) Apenas a firmação I é correta.
b) Apenas a firmação II é correta.
c) Apenas a firmação III é correta.
d) As afirmações I e II são corretas.
e) As afirmações II e III são corretas.
QUÍMICA
Pré-IFES | Página 85
15. Assinale a alternativa que possui apenas ânions
bivalentes compostos:
16. (FEI/SP) Um cátion metálicotrivalente tem 76 elétrons
e 118 nêutrons. O átomo do elemento químico, do qual
se originou, tem número atômico e número de massa,
respectivamente:
a) 76 e 194.
b) 76 e 197.
c) 79 e 200.
d) 79 e 197.
e) 79 e 194.
17. (UEL/PR) Considere as afirmações abaixo:
I. O elemento químico de número atômico 30 tem 3
elétrons de valência.
II. Na configuração eletrônica do elemento químico com
Z igual a 26, há 6 elétrons no subnível d.
III. 2 3 3 3 s p corresponde à configuração eletrônica dos
elétrons de valência do elemento químico de número
atômico 35.
IV. Na configuração eletrônica do elemento químico de
número atômico igual a 21, há 4 níveis energéticos.
Estão corretas somente as afirmações:
a) I e II.
b) I e III.
c) II e III.
d) II e IV.
e) III e IV.
18. (FEI/SP) São dadas as seguintes informações relativas
aos átomos X, Y e Z:
I. X é isóbaro de Y e isótono de Z.
II. Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é
isótopo de Z.
III. O número de massa de Z é 138.
O número atômico de X é:
a) 53.
b) 54.
c) 55.
d) 56.
e) 57.
19. (Osec/SP) São dados 3 elementos genéricos A, B e C. O
átomo A tem número atômico igual a 70 e número de
massa igual a 160. O átomo C tem 94 nêutrons, sendo
isótopo de A. O átomo B é isóbaro de C e isótono de A.
O número de elétrons do átomo B é igual a:
a) 160.
b) 70.
c) 74.
d) 78.
e) 164.
20. (ITA) São definidas quatro espécies de átomos neutros
em termos de partículas nucleares:
Átomo I – possui 18 prótons e 21 nêutrons
Átomo II – possui 19 prótons e 20 nêutrons
Átomo III – possui 20 prótons e 19 nêutrons
Átomo IV – possui 20 prótons e 20 nêutrons
Pode-se concluir que:
a) os átomos III e IV são isóbaros;
b) os átomos II e III são isoeletrônicos;
c) os átomos II e IV são isótopos;
d) os átomos I e II pertencem ao mesmo período da
Classificação Periódica;
e) os átomos II e III possuem o mesmo número de massa.
21. (UFF/RJ) Alguns estudantes de Química, avaliando seus
conhecimentos relativos a conceitos básicos para o
estudo do átomo, analisam as seguintes afirmativas:
I. Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo
número atômico e números de massa diferentes.
II. O número atômico de um elemento corresponde à
soma do número de prótons com o de nêutrons.
III. O número de massa de um átomo, em particular, é a
soma do número de prótons com o de elétrons.
IV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números
atômicos diferentes e mesmo número de massa.
V. Átomos isótonos são aqueles que apresentam números
atômicos diferentes, números de massa diferentes e
mesmo número de nêutrons.
Esses estudantes concluem corretamente que as
afirmativas verdadeiras são as indicadas por:
a) I, III e V.
b) I, IV e V.
c) II e III.
d) II, III e V.
e) II e V.
22. (UEBA) O número de elétrons do cátion X 3+ é igual ao
de prótons do átomo Y, que, por sua vez, é isótppo do
átomo W, que apresenta números atômico e de massa,
respectivamente, 36 e 84. O número atômico do
elemento X é:
a) 33.
b) 36.
c) 39.
d) 45.
e) 51.
23. Com base nos dados do quadro a seguir, referentes
aos átomos A, B e C, descubra os números atômico (Z)
e de massa (A) desses átomos e indique quais são
isótopos entre si.
QUÍMICA
Página 86 | Pré-IFES
24. Dentre as alternativas a seguir, indicar a que contém a
afirmação correta.
a) Dois átomos que possuem o mesmo número de nêutrons
pertencem ao mesmo elemento químico.
b) Dois átomos com o mesmo número de elétrons em suas
camadas de valência pertencem ao mesmo elemento
químico.
c) Dois átomos que possuem o mesmo número de prótons
pertencem ao mesmo elemento químico.
d) Dois átomos com iguais números de massa são
alótropos.
25. (UFMG) Recentemente, foi sintetizada uma nova forma
alotrópica do carbono, que ficou conhecida como
buckybola ou futeboleno. Essa forma alotrópica difere
da grafite e do diamante em relação:
a) à variedade de átomos ligados ao carbono.
b) ao modo como os átomos de carbono estão
arranjados.
c) ao número de elétrons na camada de valência do
átomo de carbono.
d) ao número de nêutrons no núcleo do átomo de
carbono.
Gabarito
1. e
2. c
3. e
4. b
5. b
6. a
7. d
8. a
9. b
10. e
11. e
12. e
13. c
14. d
15. d
16. d
17. d
18. c
19. c
20. e
21. b
22. c
23. 14A
29, 7B
3, 30C
14
24. c
25. b
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA
DOS ELEMENTOS
Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1834 – 1907) 
História da Tabela Periódica
Um pré-requisito necessário para construção da
tabela periódica, foi a descoberta individual dos
elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro
(Au), prata (Ag), Estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e
mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A
primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu
em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o
fósforo. Durante os 200 anos seguintes, um grande volume
de conhecimento relativo às propriedes dos elementos e
seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o
aumento do número de elementos descobertos, os
cientistas iniciaram a investigação de modelos para
reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de
classificação. A primeira classificação, foi a divisão dos
elementos em metais e no-metais. Isso possibilitou a
antecipação das propriedades de outros elementos,
determinando assim, se seriam ou não metálicos.
As primeiras tentativas
A lista de elementos qumicos, que tinham suas massas
atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no
início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas
por Dalton, estavam longe dos valores atuais, devido a
ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros
cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos
e suas massas atômicas, centralizaram o estudo sistemático
da química. Os elementos não estavam l istados em
qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente
ordenados em ordem crescente de massa atômica, cada
um com suas propriedades e seus compostos. Os químicos,
ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito
clara. Os elementos cloro, bromo e iodo, que tinham
propriedades químicas semelhantes, tinham suas massas
atômicas muito separadas. Em 1829, Johann Wolfgang
Dbereiner teve a primeira ideia, com sucesso parcial, de
QUÍMICA
Pré-IFES | Página 87
agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades
também estavam separadas pelas massas atômicas, mas
com propriedades químicas muito semelhantes. A massa
atômica do elemento central da tríade, era supostamente
a média das massas atômicas do primeiro e terceiro
membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não
podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro,
bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio
formavam outra.
A segunda tentativa
Um segundo modelo foi sugerido em 1864 por John
A.R. Newlands (professor de química no City College em
Londres). Sugerindo que os elementos, poderiam ser
arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos
de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas. Este
modelo, colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos.
Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e
os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de
Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete
intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou
a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the
Chemical Society). Nenhuma regra numérica foi
encontrada para que se pudesse organizar completamente
os elementos químicos numa forma consistente, com as
propriedades químicas e suas massas atômicas. A base
teórica na qual os elementos químicos estão arranjados
atualmente - número atômico e teoria quântica - era
desconhecida naquela época e permaneceu assim por
várias décadas. A organização da tabela periódica, foi
desenvolvida não teoricamente, mas com base na
observação química de seus compostos, por Dimitri
Ivanovich Mendeleiev.
A Tabela Periódica, segundo Mendeleyev
Dimitri Ivanovich Mendeleyev (1834 – 1907) nasceu
na Sibéria, sendo o mais novo de dezessete irmãos.
Mendeleyev foi educado em St. Petersburg, e
posteriormente na França e Alemanha. Conseguiu o cargo
de professor de química