CAP 3 BUSHONG

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CAPÍTULO	3
A	Estrutura	da	Matéria
TÔPICOS
Séculos	de	Descobertas
Átomo	Grego
Átomo	de	Dalton
Átomo	de	Thomson
Átomo	de	Bohr
Partículas	Fundamentais
Estrutura	Atômica
Arranjo	Eletrônico
Energia	de	Ligação	Eletrônica
Nomenclatura	Atômica
Combinações	de	Átomos
Radioatividade
Radioisótopos
Meia-vida	Radioativa
Tipos	de	Radiação	Ionizante
Radiação	Corpuscular
Radiação	Eletromagnética
OBJETIVOS
Ao	final	deste	capítulo,	o	estudante	deverá	ser	capaz	de:
1.	Relatar	a	história	do	átomo
2.	Identificar	a	estrutura	do	átomo
3.	Descrever	as	camadas	eletrônicas	e	a	instabilidade	da	estrutura	atômica
4.	Discutir	radioatividade	e	características	das	partículas	alfa	e	beta
5.	Explicar	a	diferença	entre	duas	formas	de	radiação	ionizante:	corpuscular	e	eletromagnética
ESTE	CAPÍTULO	diverge	do	estudo	de	energia	e	força	para	voltar	à	base	da	própria	matéria.	O	que	compõe	matéria?	Qual
é	a	magnitude	da	matéria?
A	partir	do	espaço	interior	do	átomo	para	o	espaço	exterior	do	universo,	há	uma	enorme	variação	de	tamanho	da	matéria.
Mais	de	40	ordens	de	grandeza	são	necessárias	para	identificar	objetos	tão	pequenos	quanto	o	átomo	e	tão	grandes	quanto	o
universo.	 Em	 razão	 da	 matéria	 se	 estender	 em	 tão	 grande	 escala	 de	 magnitudes,	 a	 forma	 exponencial	 é	 utilizada	 para
expressar	as	medidas	dos	objetos.	A	Figura	3-1	mostra	as	ordens	de	grandeza	e	ilustra	como	a	matéria	no	nosso	ambiente	varia
de	tamanho
FIGURA	3-1 	O	tamanho	dos	objetos	varia	bastante.	O	intervalo	de	tamanhos	na	natureza	exige	que	a	notação	científica
seja	utilizada,	pois	mais	de	40	ordens	de	magnitude	são	necessárias.
O	átomo	é	o	alicerce	de	todo	tecnólogo	em	radiologia	para	a	compreensão	da	interação	entre	radiação	ionizante	e	matéria.
Este	capítulo	explica	o	que	acontece	quando	a	energia	sob	a	forma	de	um	raio	X	interage	com	o	tecido.	Embora	um	tecido
tenha	 estrutura	 extremamente	 complexa,	 compõe-se	 de	 átomos	 e	 combinações	 de	 átomos.	 Ao	 examinar	 a	 estrutura	 dos
átomos,	podemos	aprender	o	que	acontece	quando	a	estrutura	é	alterada.
SÉCULOS	DE	DESCOBERTAS
Átomo	Grego
Uma	das	pesquisas	científicas	mais	marcantes	e	contínuas	da	civilização	consiste	na	busca
por	 determinar	 precisamente	 a	 estrutura	 da	matéria.	 A	mais	 antiga	 referência	 registrada
para	essa	busca	vem	dos	gregos,	algumas	centenas	de	anos	a.C.	Os	cientistas	naquele	tempo
pensaram	 que	 toda	matéria	 era	 composta	 de	 quatro	 substâncias:	 terra,	 água,	 ar	 e	 fogo.
Segundo	eles,	toda	matéria	poderia	ser	descrita	como	combinações	dessas	quatro	substâncias
básicas	 em	 várias	 proporções,	 modificada	 por	 quatro	 essências	 básicas:	 molhado,	 seco,
quente	 e	 frio.	A	Figura	3-2	mostra	 como	 essa	 teoria	 da	matéria	 foi	 representada	 naquela
época.
FIGURA	3-2 	Representação	simbólica	das	substâncias	e	essências	da	matéria	conforme	vistas	pelos	gregos	antigos.
Os	gregos	usaram	o	termo	átomo,	que	significa	“indivisível”	[a	(não)	+	temon	(cortado)],
para	descrever	a	menor	parte	das	quatro	 substâncias	da	matéria.	Cada	 tipo	de	átomo	era
representado	 por	 um	 símbolo	 (Fig.	 3-3,	 A).	 Hoje,	 112	 substâncias	 ou	 elementos	 são
identificados;	 92	 são	 de	 ocorrência	 natural	 e	 os	 20	 restantes	 foram	 produzidos
artificialmente	 em	 aceleradores	 de	 partículas	 de	 alta	 energia.	 Nós	 sabemos	 agora	 que	 o
átomo	 é	 a	menor	 partícula	 da	matéria	 que	 tem	 as	 propriedades	 de	 um	 elemento.	Muitas
partículas	são	muito	menores	que	o	átomo;	estas	são	chamadas	de	partículas	subatômicas.
FIGURA	3-3 	Através	dos	anos,	o	átomo	tem	sido	representado	por	muitos	símbolos.	A,	os	gregos	 imaginaram	quatro
diferentes	 átomos,	 representados	 por	 ar,	 fogo,	 terra	 e	 água.	 Estes	 símbolos	 triangulares	 foram	 adotados	 por	 alquimistas
medievais.	B,	o	átomo	de	Dalton	tinha	ganchos	e	argolas	para	dar	conta	das	combinações	químicas.	C,	o	modelo	do	átomo	de
Thomson	foi	descrito	como	um	pudim	de	ameixa,	com	as	ameixas	representando	os	elétrons.	D,	o	átomo	de	Bohr	tem	um
núcleo	pequeno,	denso	e	positivamente	carregado	cercado	por	elétrons	em	níveis	precisos	de	energia.
	Um	átomo	é	a	menor	partícula	que	tem	todas	as	propriedades	de	um	elemento.
Átomo	de	Dalton
A	 descrição	 grega	 da	 estrutura	 da	 matéria	 persistiu	 por	 centenas	 de	 anos.	 Na	 verdade,
formou	 a	 base	 teórica	 para	 os	 inúteis	 esforços	 dos	 alquimistas	medievais	 com	 o	 objetivo
transformar	 chumbo	 em	 ouro.	 Não	 houve	 progresso	 até	 o	 século	 XIX	 quando	 a	 teoria
atômica	moderna	 foi	 fundada.	Em	1808,	 John	Dalton,	professor	 inglês,	publicou	um	 livro
resumindo	suas	experiências,	as	quais	mostraram	que	os	elementos	podiam	ser	classificados
de	acordo	com	valores	integrais	de	massa	atômica.
Segundo	 Dalton,	 um	 elemento	 era	 composto	 por	 átomos	 idênticos	 que	 reagiam
quimicamente	 da	 mesma	 forma.	 Por	 exemplo,	 todos	 os	 átomos	 de	 oxigênio	 eram
semelhantes.	 Eles	 se	 pareciam	 uns	 com	 os	 outros,	 eram	 construídos	 de	 modo	 idêntico	 e
reagiam	de	forma	equivalente.	Eram,	no	entanto,	muito	diferentes	dos	átomos	de	qualquer
outro	elemento.	A	combinação	física	de	um	tipo	de	átomo	com	outro	 foi	visualizada	como
sendo	um	arranjo	de	argolas	e	ganchos	(Fig.	3-3,	B).	O	tamanho	e	o	número	de	argolas	e
ganchos	eram	diferentes	para	cada	elemento.
Cerca	 de	 50	 anos	 após	 o	 trabalho	 de	 Dalton,	 um	 estudioso	 russo,	 Dmitri	 Mendeleev,
mostrou	que	se	os	elementos	fossem	dispostos	em	ordem	crescente	de	massa	atômica,	uma
repetição	 periódica	 das	 propriedades	 químicas	 semelhantes	 ocorreria.	 Naquela	 época,
aproximadamente	 65	 elementos	 tinham	 sido	 identificados.	 O	 trabalho	 de	 Mendeleev
resultou	na	primeira	 tabela	periódica	dos	elementos.	 Embora	houvesse	muitos	buracos
na	tabela	de	Mendeleev,	ela	mostrou	que	todos	os	elementos	então	conhecidos	podiam	ser
colocados	em	um	de	seus	oito	grupos.
A	 Figura	 3-4	 é	 uma	 representação	 da	 tabela	 periódica	 dos	 elementos.	 Cada	 bloco
representa	 um	 elemento.	 O	 sobrescrito	 é	 o	 número	 atômico.	 O	 subscrito	 é	 a	 massa	 do
elemento.
FIGURA	3-4 	Tabela	periódica	dos	elementos.
Todos	 os	 elementos	 do	 mesmo	 grupo	 (ou	 seja,	 coluna)	 reagem	 quimicamente	 de	 uma
forma	 similar	 e	 têm	 propriedades	 físicas	 semelhantes.	 À	 exceção	 do	 hidrogênio,	 os
elementos	 do	 grupo	 I,	 chamado	 de	 metais	 alcalinos,	 são	 todos	 os	 metais	 moles	 que	 se
combinam	facilmente	com	o	oxigênio	e	reagem	de	modo	violento	com	a	água.	Os	elementos
do	 grupo	 VII,	 chamados	 halogênios,	 são	 facilmente	 vaporizados	 e	 combinam-se	 com	 os
metais	 para	 formar	 sais	 solúveis	 em	 água.	 Elementos	 do	 Grupo	 VIII,	 chamados	 de	 gases
nobres,	são	altamente	resistentes	à	reação	com	outros	elementos.
Esses	agrupamentos	de	elementos	são	determinados	pela	disposição	dos	elétrons	em	cada
átomo.	Considerar-se-á	isto	de	forma	mais	completa	posteriormente.
Átomo	de	Thomson
Após	 a	 publicação	 da	 tabela	 periódica	 de	 Mendeleev,	 os	 elementos	 que	 faltavam	 foram
separados	e	identificados	e	a	tabela	periódica	tornou-se	enfim	preenchida.	O	conhecimento
da	estrutura	do	átomo,	no	entanto,	manteve-se	deficiente.
Antes	da	virada	do	século	XX,	os	átomos	eram	considerados	indivisíveis.	A	única	diferença
entre	os	átomos	de	um	elemento	e	os	átomos	de	outro	eram	as	suas	massas.	Por	meio	dos
esforços	de	muitos	cientistas,	aos	poucos	tornou-se	claro	que	havia	uma	natureza	elétrica	na
estrutura	de	um	átomo.
No	 final	 da	 década	 de	 1890,	 enquanto	 investigava	 as	 propriedades	 físicas	 dos	 raios
catódicos	(elétrons),	J.J.	Thomson	concluiu	que	os	elétrons	eram	parte	integrante	de	todos
os	átomos.	Ele	descreveu	o	átomo	como	algo	parecido	com	um	pudim	de	ameixa:	as	ameixas
representavam	as	cargas	elétricas	negativas	(elétrons)	e	o	pudim	era	uma	massa	disforme
de	eletrificação	uniforme	positiva	(Fig.	3-3,	C).	O	número	de	elétrons	foi	considerado	igual	à
quantidade	da	carga	positiva,	porque	se	sabia	que	o	átomo	era	eletricamente	neutro.
Mediante	 uma	 série	 de	 experimentosengenhosos,	 Ernest	Rutherford	 em	1911	 refutou	 o
modelo	 do	 átomo	 de	 Thomson.	 Rutherford	 introduziu	 o	modelo	 nuclear,	 que	 descreveu	 o
átomo	como	contendo	um	pequeno	e	denso	centro,	positivamente	carregado	e	rodeado	por
órbitas	de	elétrons*	Ele	chamou	o	centro	do	átomo	de	núcleo.
Átomo	de	Bohr
Em	1913,	Niels	Bohr	aperfeiçoou	a	descrição	de	Rutherford	a	respeito	do	átomo.	O	modelo
de	 Bohr	 era	 uma	 miniatura	 do	 sistema	 solar,	 no	 qual	 os	 elétrons	 giravam	 em	 torno	 do
núcleo	em	órbitas	específicas	ou	níveis	de	energia.	Para	os	nossos	propósitos,	o	átomo	de
Bohr	(Fig.	3-3,	D)	representa	a	melhor	forma	de	entender	o	átomo,	embora	os	detalhes	da
estrutura	atômica	 sejam	mais	precisamente	descritos	por	um	modelo	mais	novo,	 chamado
cromodinâmica	quântica	(CDQ).
Simplificando,	 o	 átomo	 de	 Bohr	 contém	 um	 núcleo	 pequeno	 e	 denso,	 positivamente
carregado,	cercado	por	elétrons	carregados	negativamente	que	giram	em	órbitas	fixas,	bem
definidas,	 sobre	 o	 núcleo.	No	 átomo	normal,	 o	 número	 de	 elétrons	 é	 igual	 ao	 número	 de
cargas	positivas	no	núcleo.
PARTÍCULAS	FUNDAMENTAIS
Nossa	compreensão	do	átomo	de	hoje	é,	essencialmente,	a	que	Bohr	apresentou	há	quase	um
século.	 Com	 o	 desenvolvimento	 de	 aceleradores	 de	 partículas	 de	 alta	 energia,	 ou
“golpeadores	 de	 átomos”,	 como	 alguns	 os	 chamam,	 a	 estrutura	 do	 núcleo	 atômico	 está
lentamente	 sendo	 mapeada	 e	 identificada.	 Mais	 de	 100	 partículas	 subatômicas	 foram
detectadas	e	descritas	por	físicos	que	trabalham	com	aceleradores	de	partículas.
A	estrutura	nuclear	é	agora	bem	definida	(Fig.	3-5).	Núcleons	–	prótons	e	nêutrons	–	são
compostos	de	quarks	os	quais	são	mantidos	juntos	por	glúons.	Essas	partículas,	no	entanto,
são	de	pouca	importância	para	a	ciência	radiológica.	Apenas	os	três	constituintes	principais
de	 um	 átomo,	 o	elétron,	 o	próton	 e	 o	nêutron,	 são	 considerados	 aqui.	 Representam	 as
partículas	fundamentais	(Tabela	3-1).
FIGURA	3-5 	O	núcleo	é	composto	de	prótons	e	nêutrons,	que	são	feitos	de	quarks	ligados	por	glúons.
Tabela	3-1 	Características	Importantes	das	Partículas	Fundamentais
	As	partículas	fundamentais	de	um	átomo	são	o	elétron,	o	próton	e	o	nêutron.
O	átomo	pode	ser	visto	como	um	sistema	solar	em	miniatura	cujo	Sol	é	o	núcleo	e	cujos
planetas	 são	os	elétrons.	O	arranjo	dos	elétrons	em	torno	do	núcleo	determina	a	maneira
pela	qual	os	átomos	interagem.
Os	elétrons	 são	partículas	muito	pequenas	que	carregam	uma	unidade	de	carga	elétrica
negativa.	 Sua	 massa	 é	 de	 apenas	 9,1	×	 10−31	 kg.	 Eles	 podem	 ser	 imaginados	 como	 se
estivessem	 girando	 em	 torno	 do	 núcleo	 em	 órbitas	 precisamente	 fixas,	 assim	 como	 os
planetas	em	nosso	sistema	solar	giram	em	torno	do	Sol.
Como	 uma	 partícula	 atômica	 é	 extremamente	 pequena,	 sua	 massa	 é	 expressa	 em
unidades	de	massa	atômica	(u)	por	conveniência.	Uma	unidade	de	massa	atômica	é	igual
a	1/12	da	massa	de	um	átomo	de	carbono-12.	A	massa	do	elétron	é	0,000549	u.	Quando	a
precisão	não	 é	necessária,	 um	 sistema	de	números	 inteiros	 chamados	números	 de	massa
atômica	é	usado.	O	número	de	massa	atômica	de	um	elétron	é	zero.
O	 núcleo	 contém	 partículas	 chamadas	 núcleons,	 dos	 quais	 há	 dois	 tipos:	 prótons	 e
nêutrons.	Ambos	têm	cerca	de	2000	vezes	a	massa	de	um	elétron.	A	massa	de	um	próton	é
1,673	×	10−27	 kg,	o	nêutron	é	 ligeiramente	mais	pesado,	 cerca	de	1,675	×	10−27	 kg.	O
número	de	massa	atômica	de	cada	um	deles	é	um.	A	principal	diferença	entre	um	próton	e
um	 nêutron	 é	 a	 carga	 elétrica.	 O	 próton	 leva	 uma	 unidade	 de	 carga	 elétrica	 positiva.	 O
nêutron	não	carrega	nenhuma	carga;	ele	é	eletricamente	neutro.
ESTRUTURA	ATÔMICA
Você	 pode	 ser	 tentado	 a	 visualizar	 o	 átomo	 como	 uma	 colmeia	 de	 atividade	 subatômica
porque	 suas	 representações	 clássicas	 geralmente	 aparecem	 como	 a	 que	 é	 mostrada	 na
Figura	3-3,	D.	Devido	a	limitações	de	espaço	da	página	impressa,	a	Figura	3-3,	D	é	bastante
simplificada.	 Na	 verdade,	 o	 átomo	 é,	 sobretudo,	 um	 espaço	 vazio,	 semelhante	 ao	 nosso
sistema	solar.	O	núcleo	de	um	átomo	é	muito	pequeno,	mas	contém	quase	toda	a	massa	do
átomo.
	O	átomo	é	essencialmente	espaço	vazio.
Se	uma	bola	de	basquete,	cujo	diâmetro	é	de	0,23	m,	representa	o	tamanho	do	núcleo	de
urânio,	o	maior	átomo	que	ocorre	naturalmente,	o	raio	dos	elétrons	orbitais	 teria	mais	de
12,8	km	de	distância.	Por	conter	todos	os	prótons	e	nêutrons,	o	núcleo	do	átomo	contém	a
maior	parte	de	sua	massa.	Por	exemplo,	o	núcleo	de	um	átomo	de	urânio	contém	99,998%
da	massa	total	do	átomo.
Possíveis	 órbitas	 eletrônicas	 são	 agrupadas	 em	 diferentes	 “camadas”.	 O	 arranjo	 dessas
camadas	ajuda	a	revelar	como	um	átomo	reage	quimicamente,	ou	seja,	como	ele	se	combina
com	outros	 átomos	 para	 formar	moléculas.	Uma	 vez	 que	 um	 átomo	neutro	 tem	o	mesmo
número	de	elétrons	em	órbita	quanto	de	prótons	no	núcleo,	o	número	de	prótons	em	última
instância	determina	o	comportamento	químico	de	um	átomo.
O	 número	 de	 prótons	 determina	 o	 elemento	 químico.	 Átomos	 que	 possuem	 o	mesmo
número	de	prótons,	mas	diferem	no	número	de	nêutrons	são	 isótopos;	eles	se	comportam
da	mesma	forma	durante	as	reações	químicas.
A	 tabela	 periódica	 dos	 elementos	 (Fig.	 3-4)	 lista	 a	 matéria	 em	 ordem	 crescente	 de
complexidade,	 começando	 com	 o	 hidrogênio	 (H).	 Um	 átomo	 de	 hidrogênio	 contém	 um
próton	no	seu	núcleo	e	um	elétron	fora	do	núcleo.	O	hélio	(He),	segundo	átomo	na	tabela,
contém	dois	prótons,	dois	nêutrons	e	dois	elétrons.
O	terceiro	átomo,	o	 lítio	(Li),	contém	três	prótons,	quatro	nêutrons	e	 três	elétrons.	Dois
desses	 elétrons	 estão	 na	 mesma	 camada	 orbital,	 a	 camada	 K,	 como	 os	 elétrons	 do
hidrogênio	e	do	hélio.	O	terceiro	elétron	está	na	próxima	camada	orbital	mais	distante	do
núcleo,	a	camada	L.
Elétrons	podem	existir	apenas	em	certas	camadas,	que	representam	diferentes	energias
de	 ligação	 eletrônica	 ou	 níveis	 de	 energia.	 Para	 fins	 de	 identificação,	 as	 camadas
orbitais	eletrônicas	são	codificadas	por	K,	L,	M,	N,	e	assim	sucessivamente,	para	representar
as	 energias	 de	 ligação	 eletrônica	 relativas	 desde	 a	 mais	 próxima	 ao	 núcleo	 até	 a	 mais
distante	do	núcleo.	Quanto	mais	próximo	um	elétron	está	do	núcleo,	maior	é	a	sua	energia
de	ligação.
O	próximo	átomo	na	tabela	periódica,	o	berílio	(Be),	tem	quatro	prótons	e	cinco	nêutrons
no	núcleo.	Dois	elétrons	estão	na	camada	K	e	dois	estão	na	camada	L.
A	complexidade	da	configuração	eletrônica	dos	átomos	aumenta	à	medida	que	se	progride
pela	tabela	periódica	até	o	elemento	natural	mais	complexo,	o	urânio	(U).	O	urânio	tem	92
prótons	 e	 146	 nêutrons.	 A	 distribuição	 dos	 elétrons	 é	 a	 seguinte:	 2	 na	 camada	 K,	 8	 na
camada	 L,	 18	 na	 camada	M,	 32	 na	 camada	N,	 21	 na	 camada	O,	 9	 na	 camada	 P	 e	 2	 na
camada	Q.
A	Figura	3-6	 é	 uma	 representação	 esquemática	 de	 quatro	 átomos.	 Embora	 esses	 átomos
sejam	principalmente	espaço	vazio,	foram	diagramados	em	uma	página.	Se	o	tamanho	real
do	núcleo	de	hélio	fosse	o	que	está	na	Figura	3-6,	os	elétrons	da	camada	K	estariam	a	alguns
quarteirões	de	distância.
FIGURA	3-6 	Átomos	 são	 compostos	de	prótons	 e	nêutrons	no	núcleo	e	 elétrons	 em	órbitas	 específicas	 em	 torno	do
núcleo.	Aqui	são	mostrados	os	três	menores	átomos	e	o	maior	átomo	de	ocorrência	natural,	o	urânio.
	Em	seu	estado	normal,	os	átomos	são	eletricamente	neutros;	a	carga	elétrica	do	átomo	é	zero.
O	 número	 total	 de	 elétrons	 nas	 camadas	 orbitais	 é	 exatamente	 igual	 ao	 número	 de
prótons	no	núcleo.	Se	um	átomo	possui	um	elétron	extra	ou	teve	um	elétron	removido,	diz-
se	que	ele	está	ionizado.	Um	átomo	ionizado	não	é	eletricamente	neutro,	mas	carrega	uma
carga	igual,	em	magnitude,	à	diferença	entre	o	número	de	elétrons	e	prótons.
Você	pode	supor	que	é	possível	os	átomos	serem	ionizados	pela	alteração	do	número	de
cargas	positivas,	bem	como	do	número	de	cargas	negativas.	Átomos,	entretanto,	não	podem
ser	 ionizadospela	 adição	ou	 subtração	de	prótons	porque	eles	 estão	unidos	de	modo	bem
forte,	e	aquela	ação	alteraria	o	tipo	de	átomo.	Uma	alteração	no	número	de	nêutrons	não
ioniza	um	átomo	porque	o	nêutron	é	eletricamente	neutro.
A	 Figura	 3-7	 representa	 a	 interação	 entre	 um	 raio	 X	 e	 um	 átomo	 de	 carbono,	 um
constituinte	 primário	 dos	 tecidos.	 Os	 raios	 X	 transferem	 a	 sua	 energia	 para	 um	 elétron
orbital	e	ejetam	aquele	elétron	do	átomo.	Esse	processo	requer	aproximadamente	34	eV	de
energia.	Os	raios	X	podem	deixar	de	existir	e	um	par	de	íons	é	formado.	O	átomo	restante	é
agora	um	íon	positivo,	pois	contém	uma	carga	positiva	a	mais	do	que	a	carga	negativa.
FIGURA	3-7 	A	ionização	de	um	átomo	de	carbono	por	um	raio	X	deixa	o	átomo	com	uma	carga	elétrica	líquida	de	+1.
O	átomo	ionizado	e	o	elétron	liberado	são	chamados	de	par	de	íons.
Em	todos	os	átomos,	exceto	os	mais	 leves,	o	número	de	nêutrons	é	sempre	maior	que	o
número	 de	 prótons.	 Quanto	maior	 o	 átomo,	maior	 é	 a	 abundância	 de	 nêutrons	 sobre	 os
prótons.
	Ionização	é	a	remoção	de	um	elétron	orbital	de	um	átomo.
Arranjo	Eletrônico
O	número	máximo	de	elétrons,	que	pode	existir	em	cada	camada	(Tabela	3-2),	aumenta	com
a	distância	entre	a	camada	e	o	núcleo.	Esses	números	não	precisam	ser	memorizados	porque
o	limite	de	elétrons	por	camada	pode	ser	calculado	a	partir	da	expressão:
Tabela	3-2 	Número	Máximo	de	Elétrons	que	Pode	Ocupar	Cada	Camada	Eletrônica
Número	da	Camada Símbolo	da	Camada Número	de	Elétrons
1 K 2
2 L 8
3 M 18
4 N 32
5 O 50
6 P 72
7 Q 98
	NÚMERO	MÁXIMO	DE	ELÉTRONS	POR	CAMADA
2n2
onde	n	é	o	número	da	camada.
Questão:	Qual	é	o	número	máximo	de	elétrons	que	pode	existir	na	camada	O?
Resposta:	A	camada	O	é	a	quinta	camada	a	partir	do	núcleo,	portanto:
Esta	 resposta,	 50	 elétrons,	 é	 um	 valor	 teórico.	 Mesmo	 o	 maior	 átomo	 não	 preenche
completamente	a	camada	O	ou	superior.
Os	físicos	chamam	o	número	da	camada	n	de	número	quântico	principal.	Cada	elétron
em	cada	átomo	pode	 ser	precisamente	 identificado	por	quatro	números	quânticos,	 o	mais
importante	 dos	 quais	 é	 o	 número	 quântico	 principal.	 Os	 outros	 três	 números	 quânticos
representam	a	existência	de	subcamadas,	que	não	são	importantes	para	ciência	radiológica.
O	leitor	atento	pode	ter	notado	uma	relação	entre	o	número	de	camadas	em	um	átomo	e
sua	posição	na	tabela	periódica	dos	elementos.	O	oxigênio	tem	oito	elétrons,	dois	ocupam	a
camada	K	e	seis	ocupam	a	camada	L.	O	oxigênio	está	no	segundo	período	e	no	sexto	grupo
da	tabela	periódica	(Fig.	3-4).
O	alumínio	 tem	a	 seguinte	configuração	eletrônica:	camada	K,	dois	elétrons;	camada	L,
oito	 elétrons;	 camada	 M,	 três	 elétrons.	 Portanto,	 o	 alumínio	 está	 no	 terceiro	 período
(camada	M)	e	no	terceiro	grupo	(três	elétrons)	da	tabela	periódica.
	ARRANJO	ELETRÔNICO
O	número	de	elétrons	na	camada	mais	externa	de	um	átomo	é	igual	ao	seu	grupo	na	tabela	periódica.	O	número	de	elétrons
na	camada	mais	externa	determina	a	valência	de	um	átomo.	O	número	da	camada	eletrônica	mais	externa	de	um	átomo	é
igual	ao	seu	período	na	tabela	periódica.
Questãce:
Quais	são	o	período	e	o	grupo	para	o	agente	de	contraste	gastrointestinal,	bário	(Fig.	3-
4)?
Resposta:
Período	6	e	o	grupo	II.
	Nenhuma	camada	mais	externa	pode	conter	mais	de	oito	elétrons.
Por	 que	 os	 elementos	 da	 tabela	 periódica	 demonstram	 a	 repetição	 das	 propriedades
químicas	semelhantes	em	grupos	de	oito?	Além	da	limitação	do	número	máximo	de	elétrons
permitidos	em	qualquer	camada,	a	camada	externa	é	sempre	limitada	a	oito	elétrons.
Todos	 os	 átomos	 que	 têm	 um	 elétron	 na	 camada	 externa	 posicionam-se	 no	 grupo	 I	 da
tabela	periódica;	 átomos	com	dois	 elétrons	na	camada	externa	estão	no	grupo	 II,	 e	 assim
por	 diante.	 Quando	 oito	 elétrons	 ocupam	 a	 camada	 mais	 externa,	 esta	 encontra-se
preenchida.	 Átomos	 com	 a	 camada	 externa	 cheia	 posicionam-se	 no	 grupo	 VIII,	 os	 gases
nobres,	e	são	muito	estáveis.
O	esquema	de	progressão	atômica	do	menor	 ao	maior	 átomo	é	 interrompido	no	quarto
período.	Em	vez	de	simplesmente	adicionar	os	elétrons	para	a	próxima	camada	externa,	os
elétrons	são	adicionados	à	camada	interna.
Os	 átomos	 associados	 a	 este	 fenômeno	 são	 chamados	elementos	 de	 transição.	Mesmo
nesses	elementos,	nenhuma	camada	externa	contém	mais	de	oito	elétrons.	As	propriedades
químicas	 dos	 elementos	 de	 transição	 dependem	do	 número	 de	 elétrons	 nas	 duas	 camadas
mais	externas.
A	 notação	 da	 camada	 do	 arranjo	 eletrônico	 de	 um	 átomo	 não	 identifica	 somente	 a
distância	relativa	entre	um	elétron	e	o	núcleo,	mas	também	indica	a	energia	relativa	pela
qual	o	elétron	está	ligado	ao	núcleo.	Você	poderia	esperar	que	um	elétron	espontaneamente
voasse	para	 fora	do	núcleo,	 assim	 como	uma	bola	 girando	na	 extremidade	de	uma	 corda
faria	se	esta	fosse	cortada.	O	tipo	de	força	que	impede	que	isso	ocorra	é	chamado	de	força
centrípeta,	 uma	 força	 sempre	 apontada	 para	 o	 centro	 de	 órbita,	 resultante	 de	 uma	 lei
básica	 de	 eletricidade	 a	 qual	 afirma	 que	 cargas	 opostas	 se	 atraem	 e	 cargas	 iguais	 se
repelem.
	A	força	que	mantém	um	elétron	em	órbita	é	a	força	centrípeta.
Você,	portanto,	poderia	esperar	que	os	elétrons	caíssem	no	núcleo	devido	à	forte	atração
eletrostática.	No	 átomo	 normal,	 porém,	 a	 força	 centrípeta	 apenas	 equilibra	 o	movimento
criado	pela	velocidade	do	elétron,	de	modo	que	os	elétrons	mantenham	a	sua	distância	do
núcleo	enquanto	viajam	em	uma	trajetória	circular	ou	elíptica.
A	Figura	3-8	é	uma	representação	desta	 situação	para	um	átomo	de	pequeno	porte.	Em
átomos	 mais	 complexos,	 o	 mesmo	 equilíbrio	 de	 forças	 existe	 e	 cada	 elétron	 pode	 ser
considerado	separadamente.
FIGURA	3-8 	Os	elétrons	giram	em	torno	do	núcleo	em	órbitas	fixas	ou	camadas.	A	atração	eletrostática	resulta	em	uma
trajetória	eletrônica	fixa	em	torno	do	núcleo.
Energia	de	Ligação	Eletrônica
A	 magnitude	 (firmeza)	 do	 vínculo	 de	 um	 elétron	 ao	 núcleo	 é	 chamada	 de	 energia	 de
ligação	do	elétron,	designada	Eb.	Quanto	mais	perto	um	elétron	está	do	núcleo,	mais	firme
é	essa	 ligação.	Elétrons	na	 camada	K	 têm	maiores	 energias	de	 ligação	que	os	 elétrons	na
camada	L,	elétrons	na	camada	L	são	ligados	mais	fortemente	ao	núcleo	do	que	os	elétrons
na	camada	M,	e	assim	por	diante.
Nem	todos	os	elétrons	na	camada	K	de	 todos	os	átomos	estão	vinculados	com	a	mesma
energia	 de	 ligação.	 Quanto	 maior	 o	 número	 total	 de	 elétrons	 em	 um	 átomo,	 mais
firmemente	cada	um	é	ligado.
Para	expressar	de	forma	diferente,	quanto	maior	e	mais	complexo	é	o	átomo,	maior	é	a	Eb
para	 os	 elétrons	 de	 cada	 uma	 das	 camadas.	 Já	 que	 os	 elétrons	 dos	 átomos	 com	 muitos
prótons	estão	ligados	de	maneira	mais	forte	ao	núcleo	do	que	aqueles	de	átomos	pequenos,
em	geral	é	preciso	gastar	mais	energia	para	ionizar	um	grande	átomo	do	que	um	átomo	de
pequeno	porte.
A	 Figura	 3-9	 representa	 a	 energia	 de	 ligação	 dos	 elétrons	 de	 alguns	 átomos	 de
importância	 radiológica.	 Os	 metais	 tungstênio	 (W)	 e	 molibdênio	 (Mo)	 são	 os	 principais
constituintes	do	alvo	de	um	tubo	de	raios	X.	Bário	(Ba)	e	iodo	(I)	são	usados	extensivamente
como	agentes	de	contraste	radiográficos	e	fluoroscópicos.
FIGURA	3-9 	Configurações	atômicas	e	energias	de	ligação	eletrônicas	aproximadas	para	três	átomos	radiologicamente
importantes.	Quanto	maiores	ficam	os	átomos,	mais	fortemente	ligados	se	tornam	os	elétrons	em	uma	dada	camada.
Questão:	Quanta	energia	é	necessária	para	ionizar	o	tungstênio	por	meio	da	remoção	de
um	elétron	da	camada	K?
Resposta:	A	energia	mínima	deve	ser	 igual	a	Eb	ou	69	keV	–	com	menos	do	que	isso,	o
átomo	não	pode	ser	ionizado.
Carbono	 (C)	 é	 um	 importante	 componente	 do	 tecido	 humano.	 Tal	 como	 acontece	 com
outros	 átomos	 do	 tecido,	 Eb	 para	 os	 elétrons	 da	 camada	 mais	 externa	 é	 de	 apenas
aproximadamente	10	eV.	No	entanto,	cerca	de	34	eV	são	necessários	para	ionizar	os	átomos
dos	tecidos.O	valor	34	eV	é	chamado	de	potencial	de	ionização.	A	diferença,	24	eV,	causa	múltiplas
excitações	 de	 elétrons,	 que	 acaba	 por	 resultar	 em	 calor.	 O	 conceito	 de	 potencial	 de
ionização	é	importante	para	a	descrição	de	transferência	linear	de	energia	(LET),	que	será
discutido	no	Capítulo	33.
Questão:	Quanto	de	energia	a	mais	 é	necessária	para	 ionizar	o	bário	 se	 comparado	ao
carbono	pela	remoção	de	elétrons	da	camada	K?
Resposta:
NOMENCLATURA	ATÔMICA
Muitas	 vezes,	 um	 elemento	 é	 indicado	 por	 uma	 abreviação	 alfabética.	 Essas	 siglas	 são
chamadas	 de	 símbolos	 químicos.	 A	 Tabela	 3-3	 lista	 alguns	 dos	 elementos	 importantes	 e
seus	símbolos	químicos.
Tabela	3-3 	Características	de	Alguns	Elementos	Importantes	para	Ciência	Radiológica
As	propriedades	químicas	de	um	elemento	 são	determinadas	pelo	número	e	arranjo	dos
elétrons.	No	átomo	neutro,	o	número	de	elétrons	é	igual	ao	número	de	prótons.	O	número
de	prótons	é	chamado	de	número	atômico,	representado	por	Z.	A	Tabela	3-3	mostra	que	o
número	atômico	do	bário	é	56,	indicando	assim	que	56	prótons	estão	em	seu	núcleo.
O	 número	 de	 prótons	 adicionado	 ao	 número	 de	 nêutrons	 no	 núcleo	 de	 um	 átomo	 é
chamado	de	número	de	massa	atômica,	simbolizado	por	A.	O	número	de	massa	atômica	é
sempre	um	número	 inteiro.	A	utilização	de	números	de	massas	 atômicas	 é	útil	 em	muitas
áreas	da	ciência	radiológica.
	O	número	de	massa	atômica	e	a	massa	precisa	de	um	átomo	não	são	iguais.
O	número	de	massa	atômica	de	um	átomo	é	um	número	inteiro,	que	equivale	ao	número
de	núcleons	no	átomo.	A	massa	atômica	 real	de	um	átomo	é	determinada	por	medição	e
raramente	 é	 um	 número	 inteiro.	 O	 135Ba	 tem	 A	 =	 135,	 porque	 seu	 núcleo	 contém	 56
prótons	e	79	nêutrons.	Porém,	a	massa	atômica	de	135Ba	é	134,91	u.
Apenas	um	átomo,	12C,	 tem	massa	atômica	 igual	ao	seu	número	de	massa	atômica.	 Isso
ocorre	porque	o	átomo	de	12C	é	o	padrão	arbitrário	para	a	medida	atômica.
Muitos	elementos	no	seu	estado	natural	são	compostos	de	átomos	com	diferentes	números
de	massa	atômica	e	diferentes	massas	atômicas,	mas	idênticos	números	atômicos.	A	massa
característica	 de	 um	 elemento	 –	 massa	 elementar	 –	 é	 determinada	 pela	 abundância
relativa	dos	isótopos	e	suas	respectivas	massas	atômicas.
O	 bário,	 por	 exemplo,	 tem	 o	 número	 atômico	 56.	 O	 número	 de	massa	 atômica	 de	 seu
isótopo	mais	abundante	é	de	138.	O	bário	natural,	no	entanto,	consiste	em	sete	diferentes
isótopos	 com	números	de	massa	atômica	de	130,	132,	134,	135,	136,	137	e	138;	a	massa
elementar	é	determinada	pelo	cálculo	da	massa	média	de	todos	esses	isótopos.
Com	 o	 protocolo	 descrito	 na	 Figura	 3-10,	 os	 átomos	 da	 Figura	 3-6	 teriam	 a	 seguinte
representação	simbólica:
FIGURA	3-10 	Protocolo	de	representação	dos	elementos	em	uma	molécula.
Como	 o	 símbolo	 químico	 também	 indica	 a	 número	 atômico,	 o	 índice	 subscrito	 é
frequentemente	omitido.
1H,4He,7Li,238U
	Isótopos
Átomos	que	possuem	o	mesmo	número	atômico,	mas	diferentes	números	de	massa	atômica	são	isótopos.
Isótopos	 de	 um	 determinado	 elemento	 contêm	 o	 mesmo	 número	 de	 prótons,	 mas
diferentes	 números	 de	 nêutrons.	 A	maioria	 dos	 elementos	 apresenta	mais	 de	 um	 isótopo
estável.	Os	sete	isótopos	naturais	do	bário	são	os	seguintes:
130Ba,132Ba,134Ba,135Ba,136Ba,137Ba,138Ba
O	termo	isótopo	descreve	todos	os	átomos	de	um	determinado	elemento.	Esses	átomos	têm
diferentes	configurações	nucleares;	no	entanto,	reagem	da	mesma	forma	quimicamente.
Questão:	 Quantos	 prótons	 e	 nêutrons	 estão	 em	 cada	 um	 dos	 sete	 isótopos	 de	 bário	 de
ocorrência	natural?
Resposta:	O	número	de	prótons	em	cada	isótopo	é	56.	O	número	de	nêutrons	é	igual	a	A-
Z.	Portanto,
130Ba:	130	−	56	=	74	nêutrons
132Ba:	132	−	56	=	76	nêutrons
134Ba:	134	−	56	=	78	nêutrons
e	assim	por	diante.
	Isóbaros
Átomos	 com	 núcleos	 atômicos	 que	 têm	 o	 mesmo	 número	 de	 massa	 atômica,	 mas	 diferentes	 números	 atômicos,	 são
isóbaros.
Isóbaros	são	átomos	que	possuem	diferentes	números	de	prótons	e	diferentes	números	de
nêutrons,	 mas	 o	 mesmo	 número	 total	 de	 núcleons.	 Transições	 isobáricas	 radioativas	 do
átomo	 pai	 para	 o	 átomo	 filho	 resultam	 da	 liberação	 de	 uma	 partícula	 beta	 ou	 de	 um
pósitron.	O	pai	e	o	filho	são	átomos	de	diferentes	elementos.
	Isótonos
Átomos	que	possuem	o	mesmo	número	de	nêutrons,	mas	diferentes	números	de	prótons,	são	isótonos.
Isótonos	 são	 átomos	 com	 diferentes	 números	 atômicos	 e	 diferentes	 números	 de	 massa,
porém	 com	 um	 valor	 constante	 para	 a	 quantidade	 A-Z.	 Consequentemente,	 isótonos	 são
átomos	com	o	mesmo	número	de	nêutrons	no	núcleo.
A	categoria	final	da	configuração	atômica	é	o	isômero.
	Isômero
Isômeros	possuem	o	mesmo	número	atômico	e	o	mesmo	número	de	massa	atômica.
Na	verdade,	isômeros	são	átomos	idênticos,	exceto	porque	existem	em	diferentes	estados
de	energia	devido	às	diferenças	no	arranjo	dos	núcleons.	Tecnécio-99m	decai	para	tecnécio-
99	com	a	emissão	de	um	raio	gama	de	140	keV,	que	é	muito	útil	na	medicina	nuclear.	A
Tabela	3-4	apresenta	um	resumo	das	características	desses	arranjos	nucleares.
Tabela	3-4 	Características	de	Diversos	Arranjos	Nucleares
Questão:	A	partir	da	seguinte	lista	de	átomos,	escolha	aqueles	que	são	isótopos,	isóbaros
e	isótonos.
Resposta:	130I	e	131I	são	isótopos.	131I	e	131Xe	são	isóbaros.	130I,	131Xe	e	132Cs	são	isótonos.
COMBINAÇÕES	DE	ÁTOMOS
	Molécula
Átomos	de	elementos	diferentes	podem-se	combinar	para	formar	estruturas	chamadas	moléculas.
Quatro	 átomos	 de	 hidrogênio	 (H2)	 e	 dois	 átomos	 de	 oxigênio	 (O2)	 podem-se	 combinar
para	 formar	 duas	 moléculas	 de	 água	 (2	 H2O).	 A	 equação	 seguinte	 representa	 esta
combinação	atômica:
Um	átomo	de	sódio	(Na)	pode-se	combinar	com	um	átomo	de	cloro	(Cl)	para	formar	uma
molécula	de	cloreto	de	sódio	(NaCl),	que	é	o	sal	comum	de	mesa:
Ambas	 as	 moléculas	 são	 comuns	 no	 corpo	 humano.	 Moléculas,	 por	 sua	 vez,	 podem-se
combinar	para	formar	estruturas	ainda	maiores:	células	e	tecidos.
	Composto
Um	composto	químico	é	qualquer	quantidade	de	um	tipo	de	molécula.
Embora	mais	de	100	diferentes	elementos	sejam	conhecidos,	a	maioria	deles	é	rara.	Cerca
de	 95%	 da	 Terra	 e	 sua	 atmosfera	 são	 compostas	 de	 apenas	 uma	 dúzia	 de	 elementos.	 Da
mesma	forma,	hidrogênio,	oxigênio,	carbono	e	nitrogênio	compõem	mais	de	95%	do	corpo
humano.	As	moléculas	de	água	perfazem	em	torno	de	80%	do	corpo	humano.
Existe	um	esquema	organizado	para	representar	elementos	em	uma	molécula	(Fig.	3-10).
A	notação	estenográfica,	que	incorpora	os	símbolos	químicos	com	subscritos	e	sobrescritos,	é
usada	para	identificar	os	átomos.
O	símbolo	químico	(X)	posiciona-se	entre	dois	subscritos	e	dois	sobrescritos.	O	subscrito	e
sobrescrito	à	esquerda	do	símbolo	químico	representam	número	atômico	e	número	de	massa
atômica,	respectivamente.	O	subscrito	e	sobrescrito	à	direita	são	os	valores	para	o	número
de	átomos	por	molécula	e	para	o	estado	de	valência	do	átomo,	respectivamente.
A	 fórmula	NaCl	 representa	 uma	molécula	 do	 composto	 de	 cloreto	 de	 sódio.	 Este	 possui
propriedades	diferentes	daquelas	do	sódio	ou	do	cloro.	Átomos	se	combinam	entre	si	para
formar	 compostos	 (ligações	 químicas)	 em	 duas	 formas	 principais.	 Os	 exemplos	 de	H2O	 e
NaCl	podem	ser	usados	para	descrever	esses	dois	tipos	de	ligações	químicas.
Hidrogênio	e	oxigênio	se	combinam	fazendo	a	água	por	meio	de	ligações	covalentes.	O
oxigênio	 tem	 seis	 elétrons	 em	 sua	 camada	mais	 externa.	 Ela	 apresenta	 espaço	 para	mais
dois	 elétrons,	 então,	 em	uma	molécula	 de	 água,	 dois	 átomos	 de	 hidrogênio	 compartilham
seus	únicos	elétrons	com	o	oxigênio.	O	elétron	do	hidrogênio	orbita	em	ambos	os	núcleos	de
H	 e	 O,	 mantendo	 assim	 os	 átomos	 ligados.	 Essa	 ligação	 covalente	 é	 caracterizada	 pelo
compartilhamento	de	elétrons.
Sódio	e	 cloro	 se	 combinam	 fazendo	o	 sal	por	meio	de	 ligação	iônica.	O	 sódio	 tem	um
elétron	em	sua	camada	mais	externa.O	cloro	possui	espaço	para	mais	um	elétron	em	sua
camada	mais	externa.	O	átomo	de	sódio	desistirá	de	seu	elétron	em	favor	do	cloro.	Quando
isso	acontece,	ele	se	torna	ionizado	porque	perdeu	um	elétron	e	agora	tem	um	desequilíbrio
de	cargas	elétricas.
O	átomo	de	cloro	também	se	torna	ionizado	já	que	ganhou	um	elétron	e	agora	tem	mais
elétrons	 do	 que	 prótons.	 Os	 dois	 átomos	 são	 atraídos	 um	 pelo	 outro,	 resultando	 numa
ligação	iônica,	por	apresentarem	cargas	eletrostáticas	opostas.
Átomos	de	 sódio,	 hidrogênio,	 carbono	 e	 oxigênio	 podem	 se	 combinar	 para	 formar	 uma
molécula	de	bicarbonato	de	 sódio	 (NaHCO3).	A	quantidade	mensurável	de	bicarbonato	de
sódio	constitui	um	composto	químico	usualmente	chamado	de	fermento	químico.
	A	menor	partícula	de	um	elemento	é	um	átomo;	a	menor	partícula	de	um	composto	é	uma	molécula.
As	 inter-relações	entre	átomos,	elementos,	moléculas	e	compostos	estão	bem	ordenadas.
Este	 esquema	 organizacional	 é	 o	 que	 os	 antigos	 gregos	 estavam	 tentando	 descrever	 com
suas	substâncias	e	essências.	A	Figura	3-11	é	um	diagrama	deste	esquema	atual	da	matéria.
FIGURA	3-11 	A	matéria	tem	muitos	níveis	de	organização.	Átomos	se	combinam	para	fazer	moléculas	e	as	moléculas	se
combinam	para	fazer	os	tecidos.
RADIOATIVIDADE
Alguns	 átomos	 existem	 em	 um	 estado	 excitado	 anormal,	 caracterizado	 por	 um	 núcleo
instável.	Para	alcançar	a	estabilidade,	o	núcleo	emite	espontaneamente	partículas	e	energia
e	transforma-se	em	outro	átomo.	Tal	processo	é	chamado	de	desintegração	radioativa	ou
decaimento	 radioativo.	 Os	 átomos	 envolvidos	 são	 radionuclídeos.	 Qualquer	 arranjo
nuclear	 é	 chamado	 de	 nuclídeo;	 apenas	 núcleos	 que	 sofrem	 decaimento	 radioativo	 são
radionuclídeos.
	Radioatividade
Radioatividade	é	a	emissão	de	partículas	e	energia,	com	o	intuito	de	atingir	a	estabilidade.
Radioisótopos
Muitos	 fatores	afetam	a	estabilidade	nuclear.	Talvez	a	mais	 importante	 seja	o	número	de
nêutrons.	Quando	um	núcleo	contém	nêutrons	em	pouca	quantidade	ou	em	excesso,	o	átomo
pode	desintegrar	radioativamente	levando	o	número	de	nêutrons	e	prótons	para	uma	razão
estável	e	apropriada.
Além	de	isótopos	estáveis,	muitos	elementos	têm	isótopos	radioativos	ou	radioisótopos.
Estes	 podem	 ser	 artificialmente	 produzidos	 em	 máquinas,	 tais	 como	 aceleradores	 de
partículas	 ou	 reatores	nucleares.	 Sete	 radioisótopos	de	bário	 foram	descobertos;	 todos	 são
produzidos	artificialmente.	Na	seguinte	lista	de	isótopos	de	bário,	os	radioisótopos	estão	em
negrito:
Radioisótopos	 produzidos	 artificialmente	 foram	 identificados	 em	 quase	 todos	 os
elementos.	Poucos	elementos	apresentam	também	radioisótopos	de	ocorrência	natural.
Há	duas	fontes	primárias	de	radioisótopos	de	ocorrência	natural.	Alguns	radioisótopos	se
originaram	na	época	da	formação	da	Terra	e	ainda	estão	decaindo	aos	poucos.	Um	exemplo
é	 o	 urânio,	 o	 qual	 em	 última	 análise	 decai	 para	 o	 rádio,	 que	 por	 sua	 vez,	 decai	 para	 o
radônio.	 Estes	 e	 outros	 produtos	 do	 decaimento	 do	 urânio	 são	 radioativos.	 Outros
radioisótopos,	 como	 14C,	 são	 continuamente	 produzidos	 na	 estratosfera	 pela	 ação	 da
radiação	cósmica.
Radioisótopos	 podem	 decair	 para	 atingir	 estabilidade	 de	muitas	maneiras,	mas	 apenas
duas,	a	emissão	alfa	e	a	emissão	beta,	são	de	particular	importância	aqui.
Durante	 a	 emissão	 beta*,	 um	 elétron	 criado	 no	 núcleo	 é	 ejetado	 do	 núcleo,	 com
considerável	energia	cinética,	 e	escapa	do	átomo.	O	 resultado	é	a	perda	de	uma	pequena
quantidade	 de	 massa	 e	 uma	 unidade	 de	 carga	 elétrica	 negativa	 do	 núcleo	 do	 átomo.
Simultaneamente,	um	nêutron	sofre	conversão	para	um	próton.
O	resultado	da	emissão	beta,	portanto,	é	o	aumento	do	número	atômico**	 (Z	→	Z	+1),
enquanto	 o	 número	 de	 massa	 atômica	 permanece	 o	 mesmo	 (A	 =	 constante).	 Esta
transformação	nuclear	resulta	na	mudança	de	um	átomo	de	um	tipo	de	elemento	para	outro
(Fig.	3-12).
FIGURA	3-12 	131I	que	decai	para	131Xe	com	a	emissão	de	uma	partícula	beta.
O	decaimento	radioativo	por	emissão	alfa	é	um	processo	muito	mais	violento.	A	partícula
alfa	consiste	em	dois	prótons	e	dois	nêutrons	ligados;	o	seu	número	de	massa	atômica	é	4.
Um	núcleo	deve	ser	extremamente	instável	para	emitir	uma	partícula	alfa,	mas	quando	ele
o	faz,	perde	duas	unidades	de	carga	positiva	e	quatro	unidades	de	massa.	A	transformação	é
significativa	porque	o	átomo	resultante	não	é	apenas	quimicamente	diferente,	mas	também
é	mais	leve	por	4	u	(Fig.	3-13).
FIGURA	3-13 	O	decaimento	do	226Ra	para	o	222Rn	é	acompanhado	pela	emissão	alfa.
	Decaimento	radioativo	resulta	na	emissão	de	partículas	alfa,	partículas	beta	e,	usualmente,	raios	gama.
A	 emissão	 beta	 ocorre	 com	muito	mais	 frequência	 do	 que	 a	 emissão	 alfa.	 Praticamente
todos	os	radioisótopos	são	capazes	de	sofrer	transformação	por	emissão	beta,	mas	apenas	os
radioisótopos	pesados,	por	emissão	alfa.	Alguns	radioisótopos	são	emissores	beta	puros	ou
emissores	 alfa	 puros,	 no	 entanto	 a	 maioria	 emite	 raios	 gama	 simultaneamente	 com	 a
emissão	da	partícula.
Questão:	139Ba	é	um	radioisótopo	que	decai	por	emissão	beta.	Quais	serão	os	valores	de	A
e	Z	para	o	átomo	que	resulta	dessa	emissão?
Resposta:	Na	emissão	beta,	um	nêutron	é	convertido	em	um	próton	e	em	uma	partícula
beta:
Lantânio	é	o	elemento	com	Z	=	57;
Assim,	 	é	o	resultado	do	decaimento	beta	do	 	Ba
Meia-vida	Radioativa
Materiais	 radioativos	 não	 estão	 aqui	 um	 dia	 e	 desaparecem	 no	 outro.	 Pelo	 contrário,
radioisótopos	 desintegram-se	 em	 isótopos	 estáveis	 de	 diferentes	 elementos	 em	 uma	 taxa
decrescente,	 de	 modo	 que	 a	 quantidade	 de	 material	 radioativo	 nunca	 alcança	 o	 zero
completamente.	Lembre-se	do	Capítulo	2:	material	radioativo	é	medido	em	curie	(Ci)	e	1	Ci
é	igual	a	desintegração	de	3,7	×	1010	átomos	a	cada	segundo	(3,7	×	1010	Bq).
A	taxa	de	decaimento	radioativo	e	a	quantidade	de	material	presente	em	qualquer	dado
momento	 são	 descritas	 matematicamente	 por	 uma	 fórmula	 conhecida	 como	 a	 lei	 do
decaimento	radioativo.	A	partir	dessa	fórmula	podemos	obter	uma	quantidade	conhecida
como	meia-vida	(T1/2).	As	meias-vidas	dos	radioisótopos	variam	em	menos	de	um	segundo
por	muitos	anos.	Cada	radioisótopo	tem	uma	única	meia-vida	característica.
	Meia-vida
A	meia-vida	de	um	radioisótopo	é	o	tempo	necessário	para	que	uma	quantidade	de	radioatividade	seja	reduzida	à	metade
do	seu	valor	original.
A	meia-vida	 de	 131I	 é	 de	 8	 dias	 (Fig.	 3-14).	 Se	 100	mCi	 (3,7	×	109	 Bq)	 de	 131I	 estava
presente	em	1º	de	janeiro	ao	meio-dia,	então,	ao	meio-dia	em	9	de	janeiro,	apenas	50	mCi
(1,85	×	109	Bq)	restariam.	Em	17	de	janeiro,	25	mCi	(9,25	×	108	Bq)	restariam	e,	em	25	de
janeiro,	12,5	mCi	 (4,63	×	108	 Bq).	Um	gráfico	do	decaimento	 radioativo	do	 131I	 permite
determinar	a	quantidade	de	radioatividade	remanescente	após	um	dado	período	de	tempo
(Fig.	3-14).
FIGURA	3-14 	131I	 decai	 com	uma	meia-vida	 de	 8	 dias.	 Este	 gráfico	 linear	 permite	 a	 estimativa	 da	 radioatividade
apenas	por	um	curto	tempo.
Após	cerca	de	24	dias,	ou	três	meias-vidas,	o	gráfico	linear-linear	do	decaimento	do	131I
torna-se	muito	difícil	 de	 ser	 lido	 e	 interpretado.	Consequentemente,	 esses	 gráficos	 são	 em
geral	 apresentados	 na	 forma	 semilogarítmica	 (Fig.	3-15).	 Com	 este	 tipo	 de	 apresentação,
pode-se	estimar	a	radioatividade	após	um	tempo	muito	longo.
FIGURA	3-15 	Este	gráfico	semilog	é	útil	para	estimar	a	radioatividade	do	131I	em	qualquer	dado	momento.
Questão:	 Na	 segunda-feira	 às	 8	 h	 da	manhã,	 100	μCi	 (3,7	MBq)	 de	 131I	 está	 presente.
Quanto	vai	restar	na	sexta-feira	às	5	h	da	tarde?
Resposta:
O	tempo	de	decaimento	é	de	4	dias	e	1/3.	Segundo	a	Figura	3-15,	em	4	dias	e	1/3,	restará
cerca	de	63%	da	atividade	original.	Portanto,	63	μCI	(2,33	MBq)	restarão	na	sexta-feira	às	5
h	da	tarde.
Teoricamente,	 toda	 a	 radioatividade	 de	 um	 isótopo	 radioativo	 nunca	 desaparece.	 Após
cada	período	de	tempo	que	equivalea	uma	meia-vida,	restará	metade	da	atividade	presente
no	 início	 daquele	 período.	 Portanto,	 embora	 a	 quantidade	 de	 um	 isótopo	 radioativo
diminua	de	modo	progressivo,	ela	nunca	chega	à	zero.
A	 Figura	 3-16	 mostra	 dois	 gráficos	 semelhantes	 usados	 para	 estimar	 a	 quantidade	 de
qualquer	 radioisótopo	 remanescente	 após	 qualquer	 período	 de	 tempo.	 Nesses	 gráficos,	 a
percentagem	de	 radioatividade	 original	 restante	 é	 expressa	 em	 função	 do	 tempo,	medido
em	 unidades	 de	 meia-vida.	 Para	 usar	 esses	 gráficos,	 deve-se	 expressar	 a	 radioatividade
inicial	como	100%	e	converter	o	período	do	tempo	de	interesse	em	unidades	de	meia-vida.
Para	 tempos	 de	 decaimento	 superior	 a	 três	meias-vidas,	 a	 forma	 semilog	 é	mais	 fácil	 de
usar.
FIGURA	3-16 	A	radioatividade	após	qualquer	período	pode	ser	estimada	pelos	gráficos	linear	(A)	ou	a	semilog	(B).	À
quantidade	original	é	atribuído	um	valor	de	100%,	e	o	tempo	de	decaimento	é	expresso	em	unidades	de	meia-vida.
Questão:	65	mCi	(2,4	×	109	Bq)	de	131I	está	presente	ao	meio-dia	de	quarta-feira.	Quanto
restará	1	semana	depois?
Resposta:	 7	 dias	 =	 7/8	 T1/2	 =	 0,875	 T1/2.	 A	 Figura	 3-16	 mostra	 que	 em	 0,875	 T1/2
aproximadamente	55%	do	radioatividade	inicial	restará;
O	14C	é	um	radioisótopo	de	ocorrência	natural	com	T1/2	=	5.730	anos.	A	concentração	de
14C	no	ambiente	é	constante,	e	o	14C	é	incorporado	no	material	vivo	a	uma	taxa	constante.
Árvores	 da	 Floresta	 Petrificada	 contêm	menos	 14C	 do	 que	 árvores	 vivas	 porque	 o	 14C	 em
árvores	vivas	está	em	equilíbrio	com	a	atmosfera;	o	carbono	em	uma	árvore	petrificada	foi
fixado	muitos	milhares	de	anos	atrás,	e	esse	14C	fixado	é	reduzido	ao	 longo	do	 tempo	por
decaimento	radioativo	(Fig.	3-17).
FIGURA	3-17 	Carbono	é	um	elemento	biologicamente	ativo.	Uma	pequena	fração	de	todo	o	carbono	é	o	radioisótopo
14C.	Conforme	uma	árvore	cresce,	o	14C	é	incorporado	na	madeira	na	proporção	da	quantidade	de	14C	da	atmosfera.	Quando
a	árvore	morre,	trocas	de	14C	com	a	atmosfera	não	ocorrerão	mais.	Se	a	madeira	morta	é	preservada	pela	petrificação,	o	teor
de	14C	diminui	conforme	o	seu	decaimento	radioativo.	Esse	fenômeno	serve	como	base	para	a	datação	por	radiocarbono.
Questão:	Se	um	pedaço	de	madeira	petrificada	contém	25%	do	14C	que	uma	árvore	viva
hoje	contém,	quantos	anos	tem	a	madeira	petrificada?
Resposta:	 O	 14C	 em	matéria	 viva	 se	mantém	 constante	 enquanto	 a	matéria	 está	 viva,
porque	é	constantemente	trocado	com	o	meio	ambiente.	Neste	caso,	a	madeira	petrificada
foi	 morta	 há	 tempo	 suficiente	 para	 o	 14C	 decair	 para	 25%	 do	 seu	 valor	 original.	 Esse
período	 de	 tempo	 representa	 duas	 meias-vidas.	 Por	 conseguinte,	 podemos	 estimar	 que	 a
amostra	de	madeira	petrificada	tem	aproximadamente	2	×	5.730	=	11.460	anos	de	idade.
Questão:	 Quantas	 meias-vidas	 são	 necessárias	 antes	 que	 uma	 quantidade	 de	 material
radioativo	tenha	decaído	para	menos	de	1%	do	seu	valor	original?
Resposta:	Uma	abordagem	simples	para	este	tipo	de	problema	é	contar	meias-vidas.
Número	de	meias-vidas Radiatividade	remanescente
1 50%
2 25%
3 12,5%
4 6,25%
5 3,12%
6 1,56%
7 0,78%
Uma	abordagem	mais	simples	encontra	a	resposta	mais	precisa	na	Figura	3-16:	6,5	meias-
vidas.	Outra	abordagem	é	usar	a	seguinte	relação:
	DECAIMENTO	RADIOATIVO
Atividade	Restante	=	Atividade	Original	(0,5)n	onde	n	=	número	de	meias-vidas.
O	conceito	de	meia-vida	é	essencial	para	a	ciência	radiológica.	É	usado	diariamente	em
medicina	nuclear	e	tem	um	conceito	correspondente	na	terminologia	de	raios	X,	a	camada
semirredutora.	Quanto	melhor	você	entender	a	meia-vida	agora,	melhor	você	entenderá	o
significado	de	camada	semirredutora	mais	tarde.
TIPOS	DE	RADIAÇÃO	IONIZANTE
Todas	 as	 radiações	 ionizantes	 podem	 ser	 convenientemente	 classificadas	 em	 duas
categorias:	radiação	corpuscular	 e	 radiação	eletromagnética	 (Tabela	3-5).	Os	 tipos	 de
radiação	usados	no	diagnóstico	por	ultrassom	e	nas	imagens	por	ressonância	magnética	são
radiações	não	ionizantes.
Tabela	3-5 	Classificação	Geral	das	Radiações	Ionizantes
Embora	todas	as	radiações	ionizantes	ajam	no	tecido	biológico	da	mesma	forma,	existem
diferenças	 fundamentais	 entre	 vários	 tipos	 de	 radiação.	 Essas	 diferenças	 podem	 ser
analisadas	de	acordo	com	cinco	características	 físicas:	massa,	energia,	velocidade,	carga	e
origem.
Radiação	Corpuscular
Muitas	 partículas	 subatômicas	 são	 capazes	 de	 causar	 ionização.	 Consequentemente,	 os
elétrons,	 prótons	 e	 até	 mesmo	 raros	 fragmentos	 nucleares	 podem	 ser	 classificados	 como
partículas	de	radiação	 ionizante	se	eles	estão	em	movimento	e	possuem	suficiente	energia
cinética.	Em	repouso,	elas	não	podem	causar	ionização.
Existem	dois	tipos	principais	de	radiação	corpuscular:	partículas	alfa	e	partículas	beta.
Ambas	estão	associadas	com	o	decaimento	radioativo.
A	partícula	alfa	equivale	a	um	núcleo	de	hélio.	Ela	contém	dois	prótons	e	dois	nêutrons.
Sua	 massa	 é	 de	 aproximadamente	 quatro,	 e	 carrega	 duas	 unidades	 de	 carga	 elétrica
positiva.	Comparada	com	um	elétron,	a	partícula	alfa	é	grande	e	exerce	uma	enorme	força
eletrostática.	 As	 partículas	 alfa	 são	 emitidas	 apenas	 a	 partir	 dos	 núcleos	 de	 elementos
pesados.	 Elementos	 leves	 não	 podem	 emitir	 partículas	 alfa,	 porque	 não	 têm	 excesso	 de
massa	suficiente	(excesso	de	energia).
	PARTÍCULA	ALFA
Uma	partícula	alfa	é	um	núcleo	de	hélio	que	contém	dois	prótons	e	dois	nêutrons.
Uma	 vez	 emitida	 a	 partir	 de	 um	 átomo	 radioativo,	 a	 partícula	 alfa	 viaja	 com	 alta
velocidade	 através	 da	matéria.	 Por	 causa	 da	 sua	 grande	massa	 e	 carga,	 no	 entanto,	 ela
facilmente	transfere	esta	energia	cinética	aos	elétrons	orbitais	de	outros	átomos.
A	ionização	acompanha	a	radiação	alfa.	A	partícula	alfa	com	média	energia	possui	4	a	7
MeV	 de	 energia	 cinética	 e	 ioniza	 aproximadamente	 40.000	 átomos	 para	 cada	 centímetro
percorrido	através	do	ar.
Devido	 a	 essa	 quantidade	de	 ionização,	 a	 energia	de	uma	partícula	 alfa	 é	 perdida	 com
rapidez.	Ela	tem	um	alcance	muito	curto	na	matéria.	No	ar,	partículas	alfa	podem	percorrer
cerca	 de	 5	 cm,	 ao	 passo	 que	 nos	 tecidos	moles,	 o	 intervalo	 pode	 ser	 inferior	 a	 100	μm.
Consequentemente,	 a	 radiação	 alfa	 originada	 de	 uma	 fonte	 externa	 é	 quase	 inofensiva
porque	a	energia	da	radiação	é	depositada	nas	camadas	superficiais	da	pele.
Com	uma	fonte	 interna	de	radiação,	exatamente	o	oposto	acontece.	Se	um	radioisótopo
emissor	alfa	é	depositado	no	corpo,	ele	pode	irradiar	de	modo	intenso	o	tecido	local.
As	partículas	beta	são	diferentes	das	partículas	alfa	em	termos	de	massa	e	carga.	Trata-se
de	partículas	leves	com	um	número	de	massa	atômica	igual	a	0	e	carregam	uma	unidade	de
carga	 negativa	 ou	 positiva.	 A	 única	 diferença	 entre	 os	 elétrons	 e	 as	 partículas	 beta
negativas	é	a	sua	origem.	As	partículas	beta	originam-se	nos	núcleos	dos	átomos	radioativos
e	 os	 elétrons	 existem	 em	 camadas	 de	 todos	 os	 átomos	 fora	 dos	 núcleos.	 Partículas	 beta
positivas	 são	 pósitrons.	 Elas	 têm	 a	 mesma	 massa	 de	 elétrons	 e	 são	 consideradas	 como
antimatéria.	Voltaremos	aos	pósitrons	novamente	quando	discutirmos	produção	de	pares.
	PARTÍCULA	BETA
A	partícula	beta	é	um	elétron	ou	um	pósitron	emitido	a	partir	do	núcleo	de	um	átomo	radioativo.
Uma	 vez	 emitidas	 a	 partir	 de	 um	 radioisótopo,	 as	 partículas	 beta	 atravessam	 o	 ar,
ionizando	várias	centenas	de	átomos	por	centímetro.	O	alcance	da	partícula	beta	é	maior	do
que	o	da	partícula	alfa.	Dependendo	de	sua	energia,	uma	partícula	beta	pode	cruzar	de	10	a
100	cm	de	ar	e	aproximadamente	1	a	2	cm	de	tecidos	moles.
Radiação	Eletromagnética
Raios	 X	 e	 raios	 gama	 são	 as	 formas	 de	 radiação	 eletromagnética	 ionizante.	 Este	 tipo	 de
radiação	será	explicado	de	maneira	mais	completa	no	próximo	capítulo;	a	discussão	aqui	é
necessariamente	breve.
Raios	X	e	raios	gama	são	com	frequência	chamados	de	fótons.	Os	fótonsnão	têm	massa
nem	 carga.	 Eles	 viajam	 com	 a	 velocidade	 da	 luz	 (c	=	 3	×	 108	m/s)	 e	 são	 considerados
perturbações	de	energia	no	espaço.
	Raios	X	e	raios	gama	são	as	únicas	formas	de	radiação	eletromagnética	ionizante	de	interesse	radiológico.
Assim	como	a	única	diferença	entre	as	partículas	beta	e	elétrons	é	a	sua	origem,	a	única
diferença	entre	raios	X	e	raios	gama	é	a	sua	origem.	Os	raios	gama	são	emitidos	do	núcleo
de	um	radioisótopo	e	normalmente	associados	com	as	emissões	alfa	ou	beta.	Os	raios	X	são
produzidos	fora	do	núcleo,	nas	camadas	eletrônicas.
Raios	X	e	raios	gama	existem	viajando	com	a	velocidade	da	luz	ou	não	existem.	Uma	vez
emitidos,	apresentam	uma	taxa	de	ionização	no	ar	de	aproximadamente	100	pares	de	íons
por	 cm,	 aproximadamente	 igual	 àquela	 das	 partículas	 beta.	 Em	 contraste	 com	 partículas
beta,	no	entanto,	raios	X	e	raios	gama	têm	uma	grande	penetração	na	matéria.
A	radiação	de	fótons	perde	intensidade	com	a	distância,	mas	apenas	teoricamente	nunca
chega	a	zero.	A	radiação	corpuscular,	por	outro	lado,	tem	um	alcance	finito	na	matéria,	e
esse	alcance	depende	da	energia	da	partícula.
A	 Tabela	 3-6	 resume	 as	 características	 mais	 importantes	 de	 cada	 um	 desses	 tipos	 de
radiação	 ionizante.	 Em	 medicina	 nuclear,	 as	 radiações	 beta	 e	 gama	 são	 as	 mais
importantes.	Na	radiografia,	apenas	os	raios	X	são	importantes.	A	habilidade	de	penetração
e	 a	 baixa	 taxa	 de	 ionização	 dos	 raios	 X	 os	 tornam	 particularmente	 úteis	 para	 imagens
médicas	(Fig.	3-18).
Tabela	3-6 	Características	de	Diversos	Tipos	de	Radiação	Ionizante
FIGURA	3-18 	 Diferentes	 tipos	 de	 radiação	 ionizam	 a	 matéria	 com	 diferentes	 graus	 de	 eficiência.	 Partículas	 alfa
representam	 radiação	 altamente	 ionizante,	 com	 um	 alcance	muito	 curto	 na	matéria.	 As	 partículas	 beta	 não	 ionizam	 tão
facilmente	e	têm	um	alcance	maior.	Raios	X	possuem	uma	baixa	taxa	de	ionização	e	um	alcance	muito	longo.
RESUMO
Como	um	sistema	solar	em	miniatura,	o	átomo	de	Bohr	estabelece	o	cenário	para	a	interpretação	moderna	da	estrutura	da
matéria.	Um	átomo	é	a	menor	parte	de	um	elemento,	e	uma	molécula	é	a	menor	parte	de	um	composto.
As	 três	 partículas	 fundamentais	 do	 átomo	 são	 o	 elétron,	 o	 próton	 e	 o	 nêutron.	 Elétrons	 são	 partículas	 carregadas
negativamente	que	orbitam	em	 torno	do	núcleo	 em	configurações	ou	 camadas	determinadas	por	 forças	 eletrostáticas.	As
reações	químicas	ocorrem	quando	os	elétrons	em	órbitas	mais	 externas	 são	compartilhados	ou	cedidos	a	outros	átomos.
Núcleons,	nêutrons	e	prótons	têm	cada	um	cerca	de	2.000	vezes	a	massa	dos	elétrons.	Prótons	são	positivamente	carregados	e
nêutrons	não	possuem	carga.
Os	elementos	 são	agrupados	na	 tabela	periódica,	em	ordem	crescente	de	complexidade.	Os	grupos	na	 tabela	 indicam	o
número	de	elétrons	na	camada	mais	externa.	Os	elementos	nos	períodos	da	tabela	periódica	têm	o	mesmo	número	de	camadas
orbitais.
Alguns	 átomos	 demonstram	 o	 mesmo	 número	 de	 prótons	 e	 elétrons	 conforme	 outros	 elementos,	 porém	 um	 número
diferente	de	nêutrons,	atribuindo	ao	elemento	uma	massa	atômica	diferente.	Estes	são	os	isótopos.
Alguns	átomos,	que	contêm	um	número	demasiado	ou	insuficiente	de	nêutrons	no	núcleo,	podem	se	desintegrar.	Isso	é
chamado	radioatividade.	Dois	tipos	de	emissão	de	partículas,	que	ocorrem	após	a	desintegração	radioativa,	são	as	partículas
alfa	e	beta.	A	meia-vida	de	um	elemento	 radioativo	ou	um	radioisótopo	é	o	 tempo	necessário	para	que	a	quantidade	de
radioatividade	seja	reduzida	para	a	metade	do	seu	valor	original.
A	 radiação	 ionizante	 consiste	 em	 radiação	 corpuscular	 e	 eletromagnética.	 Partículas	 alfa	 e	 beta	 produzem	 radiação
corpuscular.	Partículas	alfa	possuem	quatro	unidades	de	massa	atômica,	carga	positiva	e	originam-se	do	núcleo	de	elementos
pesados.	As	partículas	beta	têm	um	número	de	massa	atômica	igual	a	zero	e	uma	unidade	de	carga	negativa	ou	positiva.	As
partículas	beta	se	originam	do	núcleo	de	átomos	radioativos.
Raios	X	e	raios	gama	são	formas	de	radiação	eletromagnética	chamada	fótons.	Esses	raios	não	têm	massa	nem	carga.	Os
raios	X	são	produzidos	nas	camadas	eletrônicas	e	os	raios	gama	são	emitidos	a	partir	do	núcleo	de	um	radioisótopo.
QUESTÕES
1.	Defina	ou	identifique	o	que	se	segue:
a.	Fóton
b.	O	átomo	de	Rutherford
c.	Pósitron
d.	Núcleons
e.	O	arranjo	da	tabela	periódica	dos	elementos
f.	Meia-vida	radioativa
g.	W	(símbolo	químico	para	qual	elemento?)
h.	Partícula	alfa
i.	Camada	K
j.	Compostos	químicos
2.	A	Figura	3-1	mostra	as	seguintes	dimensões	aproximadas:	um	átomo,	10−10	m;	a	Terra,	107	m.	Por	quantas	ordens	de
magnitude	esses	objetos	diferem?
3.	Quantos	prótons,	nêutrons,	elétrons	e	núcleons	são	encontrados	nos	seguintes?	
4.	Utilizando	os	dados	da	Tabela	3-1,	determine	a	massa	de	99Tc	em	unidades	de	massa	atômica	e	em	gramas.
5.	Esboce	a	configuração	eletrônica	esperada	do	40Ca.
6.	Se	existissem	átomos	suficientemente	grandes	para	terem	elétrons	na	camada	T,	qual	seria	o	número	máximo	permitido
naquela	camada?
7.	Quão	ligados	são	os	elétrons	da	camada	K	no	tungstênio	em	comparação	aos	(a)	elétrons	da	camada	L,	(b)	elétrons	da
camada	M,	(c)	elétrons	livres?	(Consulte	a	Figura	3-9.)
8.	Da	seguinte	lista	de	nuclídeos,	identifique	os	conjuntos	de	isótopos,	isóbaros	e	isótonos.
6028Ni 6128Ni 6228Ni
5927Co 6027Co 6127Co
5826Fe 5926Fe 6026Fe
9.	O	Sr	tem	uma	meia-vida	de	29	anos.	Se	10	Ci	(3,7	×	1011	Bq)	estavam	presentes	em	1950,	aproximadamente	quanto
restaria	em	2010?
10.	Complete	o	quadro	seguinte	com	os	valores	relativos.
11.	Por	qual	razão	Mendeleev	é	lembrado?
12.	Quem	desenvolveu	o	conceito	do	átomo	parecendo	uma	miniatura	do	sistema	solar?
13.	Liste	as	partículas	fundamentais	existentes	dentro	de	um	átomo.
14.	Qual	propriedade	de	um	átomo	descreve	a	energia	de	ligação?
15.	Átomos	podem	ser	ionizados	alterando	o	número	de	cargas	positivas?
16.	Descreva	como	os	pares	de	íons	são	formados.
17.	O	que	determina	as	propriedades	químicas	de	um	elemento?
18.	Por	que	um	elétron	não	se	afasta	espontaneamente	do	núcleo	de	um	átomo?
19.	Descreva	a	diferença	entre	emissão	alfa	e	beta.
20.	Como	o	carbono-14	determina	a	idade	de	uma	árvore	petrificada?
As	respostas	das	questões	podem	ser	encontradas	no	fim	do	livro.
*	Nota	da	Tradução:	Rutherford	introduziu	o	modelo	planetário	para	o	átomo	–	um	núcleo	com	elétrons	como	se	fossem
partículas	que	orbitam	em	 torno	dele.	O	conceito	de	“nuvens”	de	elétrons	vem	da	mecânica	quântica,	que	 surgiu	bem
depois.
*	Nota	da	Tradução:	Existem	dois	 tipos	de	emissão	beta.	A	emissão	beta−	ocorre	quando	o	núcleo	emite	um	elétron	e	a
emissão	beta+,	quando	o	núcleo	emite	um	pósitron.
**	Nota	da	Tradução:	Se	a	emissão	for	beta−.	Se	a	emissão	for	beta+	o	resultado	será	a	diminuição	do	número	atômico.