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QUÍMICA GERAL 
PARA ENGENHEIROS 
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
 > Reconhecer a evolução da teoria atômica.
 > Apresentar a estrutura do átomo.
 > Diferenciar elétrons, prótons e nêutrons.
Introdução
O estabelecimento do modelo atômico é uma história que já tem cerca de 2.600 
anos, iniciada a partir das primeiras propostas sobre a constituição da matéria. 
Desde então, muito se aprendeu a respeito do átomo, mas novos esclarecimen-
tos são buscados permanentemente, o que demonstra como esse assunto é 
importante.
Neste capítulo, você conhecer a evolução da teoria e do modelo atômico. Além 
disso, vai estudar a estrutura do átomo. Por fim, vai ver as partículas subatômicas 
compõem o átomo.
Evolução da teoria atômica
Os primeiros filósofos que pensaram na existência do átomo foram Leucipo e 
Demócrito, na Grécia antiga. Leucipo foi o primeiro cientista a propor que todo 
o universo era feito de partículas indivisíveis, e Demócrito deu continuidade a 
essa ideia, chamando essas partículas de átomos. A palavra “átomo” vem do 
grego (a, de não, e tomo, de divisão) e significa “indivisível” (BROWN; LEMAY; 
Evolução da 
estrutura atômica
Julia Gascho
BURSTEN, 2005). Durante anos, muitos cientistas tentaram definir o átomo 
quanto à sua forma, e então surgiram os modelos atômicos.
Modelo atômico de Dalton
Pouco depois dos anos 1800, o cientista John Dalton, a partir das leis da con-
servação de massa e da composição definida, propôs a sua teoria atômica, 
também chamada de modelo da bola de bilhar. Segundo Dalton, o átomo pode 
ser imaginado como uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível 
e indivisível, lembrando uma bola de bilhar (RUSSEL, 2001).
A teoria atômica de Dalton se baseia em alguns pilares; veja a seguir 
(BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005; RUSSEL, 2001).
 � Toda a matéria é constituída por partículas fundamentais (átomos), 
que são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados nem 
destruídos.
 � Os elementos químicos são caracterizados por seus átomos. Todos 
os átomos de um dado elemento são idênticos em todos os aspectos. 
Os átomos de elementos diferentes têm características diferentes.
 � As transformações químicas consistem em uma combinação, separação 
ou rearranjo de átomos. Compostos químicos são formados de átomos 
de dois ou mais elementos em uma razão fixa. Por exemplo, na Figura 
1, a razão entre o número de átomos do elemento X e Y é 2:1.
Figura 1. Teoria atômica de Dalton.
Fonte: Chang e Goldsby (2013, p. 39).
Evolução da estrutura atômica2
Modelo atômico de Thomson
Em 1887, o físico britânico J. J. Thomson estava pesquisando sobre raios 
catódicos e, em seus experimentos, demonstrou que os átomos podiam ser 
interpretados como um feixe de partículas carregadas de energia elétrica 
negativa (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018).
Segundo o modelo atômico de Thomson, um átomo poderia ser uma esfera 
carregada positivamente, na qual alguns elétrons estão incrustados. Esse 
modelo é chamado de pudim de ameixas ou pudim de passas. Além disso, 
Thomson afirmava que a remoção de elétrons dos átomos poderia ocorrer 
facilmente (BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005).
Modelo atômico de Rutherford
Em 1911, o físico Ernest Rutherford realizou um experimento de radioatividade 
e bombardeou uma fina camada de ouro com partículas alfa de um material 
radioativo. Nesse experimento, Rutherford observou que grande parte das 
partículas atravessavam a camada de ouro, demonstrando que o átomo tinha 
espaços vazios; uma parte das partículas chegava até a camada de ouro e 
voltava, apontando que o átomo tinha um núcleo denso; e uma pequena 
quantidade de partículas sofria desvio em sua trajetória, indicando que o 
núcleo era positivo, afinal as partículas alfa eram carregadas positivamente 
e se repeliam ao passar por ele. Essas informações eram incompatíveis com 
os modelos de Dalton e Thomson (RUSSEL, 2001).
Segundo Rutherford, o átomo consiste em um pequeno núcleo rodeado 
por um grande volume, onde os elétrons estão distribuídos. O núcleo carrega 
toda a carga positiva e a maior parte da massa do átomo. Além disso, os 
elétrons são dotados de cargas negativas (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018).
Rutherford é considerado o pai do átomo nuclear ou planetário, pois foi 
o primeiro a postular que os elétrons orbitavam ao redor do núcleo, assim 
como os planetas orbitam em torno do Sol. Seu modelo também é chamado 
de modelo nuclear do átomo. Além disso, Rutherford previu a existência do 
nêutron, mas não a comprovou experimentalmente (BROWN; LEMAY; BURSTEN, 
2005).
Modelo atômico de Bohr
O cientista Niels Bohr, em 1913, propôs que os elétrons estavam em movimento, 
percorrendo órbitas elípticas. Bohr, utilizando alguns conceitos desenvolvidos 
Evolução da estrutura atômica 3
por Planck e Einstein em diversos experimentos, propôs que apenas algumas 
trajetórias eram possíveis para o elétron. Essas trajetórias são as camadas 
eletrônicas que compõem a eletrosfera de um átomo (KOTZ et al., 2015).
Bohr propôs um modelo que se baseou no de Rutherford, apenas o apri-
morando, e postulou que os elétrons se movimentavam nas camadas ao 
redor do núcleo, e essas camadas apresentam valores de energia específicos 
e constantes para cada elétron de um átomo. Para ir para um nível mais 
externo, o elétron deve absorver energia; já ao retornar para uma camada 
mais próxima do núcleo, o elétron libera energia (RUSSEL, 2001).
Modelo atômico moderno
O modelo atômico atual é composto pela contribuição de três cientistas (De 
Broglie, Heisenberg e Schrödinger) e envolve mecânica quântica (ATKINS; 
JONES; LAVERMAN, 2018).
 � De Broglie (1892-1987): contribuiu apontando a dualidade do elétron. 
Por esse princípio, é possível afirmar que o elétron apresenta com-
portamento misto de partícula e onda.
 � Heisenberg (1901-1976): contribuiu com a incerteza. Por esse princípio, 
é impossível, ao mesmo tempo, determinar a posição e a energia (ve-
locidade) do elétron.
 � Schrödinger (1887-1961): contribuiu com as equações de onda. São 
equações matemáticas com fator probabilístico. Sua interpretação 
resulta no conceito de orbital.
Entretanto, o modelo de Rutherford-Bohr ainda é amplamente utilizado 
em termos de diversas explicações para o modelo atômico, descrevendo 
um átomo como portador de um núcleo central, muito pequeno, mas que 
contém a maior parte da massa do átomo e é circundado por uma enorme 
região extranuclear contendo elétrons (partículas de carga elétrica negativa). 
O núcleo contém prótons (partículas de carga elétrica positiva) e nêutrons 
(partículas de carga elétrica 0), porém o átomo como um todo não tem carga, 
pois o número de prótons é igual ao número de elétrons. A soma das massas 
dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em comparação com 
a massa dos prótons e dos nêutrons (RUSSEL, 2001).
Evolução da estrutura atômica4
Para saber mais, leia o artigo “A história do desenvolvimento da teoria 
atômica: um percurso de Dalton a Bohr”, de Ehrick Melzer e Joanez 
Airez (2015), que resume a história do desenvolvimento das teorias atômicas.
Estrutura do átomo
O átomo é definido como a unidade básica de um elemento químico, que 
pode participar de uma combinação química. Inicialmente, o átomo foi pos-
tulado por Dalton como uma partícula muito pequena, maciça e indivisível. 
Dalton revolucionou o desenvolvimento da química, e seu estudo explicou 
as relações de massa observadas nas reações químicas. Contudo, muitos 
estudos posteriores demonstraram que os átomos têm uma estrutura interna 
e são constituídos por partículas ainda menores, denominadas partículas 
subatômicas, que são os elétrons, os prótons e os nêutrons (CHANG, 2010).
No século XIX, cientistas começaram a realizar testes experimentais cada 
vez mais precisos graças aos avanços tecnológicos. Os cientistas usavam 
informações descobertas por outros estudiosos anteriormente para desen-
volver ainda mais o modelo atômico. Depois, as descobertas de um cientista 
eram substituídas pelas de outros.Os conceitos que estavam corretos per-
maneciam, enquanto os que não eram reais eram dispensados. Essa série 
de descobertas da estrutura atômica até se chegar aos modelos atuais é o 
que chamamos de evolução do modelo atômico. Como vimos, as principais 
teorias atômicas estudadas nessa evolução foram as seguintes (Figura 2) 
(ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018; KOTZ et al., 2015).
 � Modelo atômico de Dalton (1803), ou modelo da bola de bilhar.
 � Modelo atômico de Thomson (1898), ou modelo do pudim de passas.
 � Modelo atômico de Rutherford (1911), ou modelo nuclear.
 � Modelo atômico de Bohr (1913), ou modelo de Bohr.
 � Modelo atômico quântico (1926), ou modelo da nuvem eletrônica.
Evolução da estrutura atômica 5
Figura 2. Evolução do modelo atômico.
Fonte: Designua/Shutterstock.com.
Modelo de
esfera sólida ou
bola de bilhar
J. Danton J. Thomson E. Rutherford N. Bohr E. Schrödinger
Modelo
do pudim
de passas
Modelo
planetário
ou nuclear
Modelo
de Bohr
Modelo
quântico
A partir desses estudos, foi possível determinar características físicas 
das partículas subatômicas, como carga elétrica e massa. Conforme mostra 
a Figura 3, o núcleo do átomo é denso e constituído de nêutrons, partículas 
eletricamente neutras, e prótons, partículas eletricamente positivas. Apesar 
de muito pequeno, cerca de 10‒14 a 10‒15 metros de diâmetro, é no núcleo onde 
se concentra praticamente toda a massa do átomo. O núcleo é rodeado a 
uma distância de aproximadamente 10‒10 metros por partículas eletricamente 
negativas: os elétrons (SILVA; COELHO, 2018).
Figura 3. Visão esquemática do átomo.
Fonte: Silva e Coelho (2018, p. 17).
Evolução da estrutura atômica6
Um átomo individual é identificado especificando o seu número atômico 
Z, que é o número de prótons presentes no núcleo, e a sua massa A, que é o 
número total de prótons mais nêutrons presentes no núcleo. Assim, o número 
de nêutrons no núcleo é igual a A ‒ Z. Um átomo específico é identificado pelo 
símbolo do elemento com o número atômico Z como um índice inferior e com 
o número de massa A como um índice superior. Assim, AXZ indica um átomo 
do elemento X com o número atômico Z e o número de massa A. Por exemplo, 
16O8 refere-se a um átomo de oxigênio comum que tem número atômico 8 e 
número de massa 16. Todos os átomos de um dado elemento vão apresentar 
o mesmo número atômico, afinal todos têm o mesmo número de prótons no 
núcleo. Por isso, o índice inferior que representa o número atômico às vezes 
é omitido na identificação de um elemento químico (RUSSEL, 2001).
Partículas subatômicas
Nesta seção, vamos estudar as partículas subatômicas.
Elétrons
Durante seu estudo sobre a radiação, o físico Thomson descobriu o elétron, 
descrevendo os raios catódicos como correntes de partículas carregadas 
negativamente. Um elétron é uma partícula subatômica que se movimenta ao 
redor do núcleo de um átomo e que tem carga elétrica negativa. Cada elétron 
tem a carga ‒1. Por isso, quando dois elétrons se aproximam, eles tendem a se 
repelir. Por outro lado, quando um próton (carga positiva) e um elétron (carga 
negativa) se aproximam, eles se atraem (BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005).
Os elétrons circulam em órbitas específicas e com níveis de energia bem 
definidos e não emitem energia ao percorrer essa rota. Apenas para passar 
de uma camada interna para uma mais externa ocorre a absorção de energia. 
Já para retornar para uma camada mais interna, o elétron libera energia. A 
quantidade de energia liberada depende do elemento químico em questão 
e da camada em que o elétron se encontra. Entretanto, é sempre múltiplo 
de uma quantia fixa: o quantum (CHANG; GOLDSBY, 2013).
Após alguns estudos, foram descobertos os valores de carga elétrica e 
de massa de um elétron. Eles são, respectivamente, ‒1,6022 × 10‒19 C e 9,10 × 
10‒28 g, que é uma massa extremamente pequena (CHANG, 2010).
Evolução da estrutura atômica 7
Para saber mais sobre a descoberta do elétron, leia o livro Evolução 
dos modelos atômicos de Leucipo a Rutherford, de Ótom Oliveira e 
Joana Fernandes (2006).
Prótons
Logo após os elétrons serem descobertos, os prótons também foram reconhe-
cidos. Afinal, se os átomos têm cargas negativas (elétrons) e são eletricamente 
neutros, isso significa que existe a presença de partículas subatômicas de 
carga positiva, que foram chamadas de prótons (BROWN; LEMAY; BURSTEN, 
2005). O número de prótons no núcleo de um átomo é chamado de número 
atômico (Z) e distingue os elementos.
Rutherford, por meio de seu experimento, propôs que todas as cargas 
positivas do átomo se concentravam em seu núcleo. Em estudos posteriores, 
cientistas verificaram que cada próton carrega a mesma quantidade de carga 
elétrica que um elétron e tem massa de 1,67262 × 10‒24 g, cerca de 1.840 vezes 
a massa de um elétron (CHANG; GOLDSBY, 2013).
Nêutrons
Os nêutrons foram descobertos pelo físico inglês Chadwik após o postulado de 
Rutherford. Essas partículas subatômicas mostraram ter massa ligeiramente 
maior do que a dos prótons (cerca de 1,67493 × 10‒24 g) e ser eletricamente 
neutras, por isso foram chamadas de nêutrons. O número de nêutrons do 
núcleo tem símbolo N, e o número total de partículas no núcleo de um átomo 
é chamado de massa atômica (A), sendo que A = Z (número de prótons) + N 
(número de nêutrons) (BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005).
O Quadro 1 mostra as cargas e massas de um próton, um nêutron e um 
elétron.
Evolução da estrutura atômica8
Quadro 1. Massa e cargas das partículas subatômicas
Partícula Massa (g) Carga (C)
Unidade 
de carga
Elétron 9,10939 × 10‒28 ‒1,6022 × 10‒19 ‒1
Próton 1,67262 × 10‒24 +1,6022 × 10‒19 +1
Nêutron 1,67493 × 10‒24 0 0
Fonte: Adaptado de Chang (2010).
A Figura 4 mostra a localização das partículas subatômicas no átomo. 
Existem outras partículas subatômicas, porém o próton, o nêutron e o elétron 
são os três componentes fundamentais do átomo (CHANG; GOLDSBY, 2013).
Figura 4. Partículas subatômicas no átomo.
Fonte: Chang (2010, p. 34).
É importante entender que muitos estudos foram feitos para que pudés-
semos compreender o átomo e a matéria do modo como entendemos hoje. 
Além de explicar a matéria em sua essência, a estrutura atômica é um assunto 
em constante evolução e que ainda intriga muitos pesquisadores.
Evolução da estrutura atômica 9
Referências
ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.
BROWN, T.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: 
Prentice-Hall, 2005.
CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: AMGH, 2010.
CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013.
KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 
2015. 2 v.
RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2001. 2 v.
SILVA, R. B.; COELHO, F. L. Fundamentos de química orgânica e inorgânica. Porto Alegre: 
Sagah, 2018.
Leituras recomendadas
MELZER, E. E. M.; AIRES, J. A. A história do desenvolvimento da teoria atômica: um 
percurso de Dalton a Bohr. Amazônia – Revista de Educação em Ciências e Matemática, 
v. 11, n. 22, p. 62-77, 2015.
OLIVEIRA, O. A.; FERNANDES, J. D. G. Evolução dos modelos atômicos de Leucipo a 
Rutherford. Natal: Editora da UFRN, 2006.
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