1 2 Introdução à química inorgânica

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Introdução à química inorgânica
Apresentação
Há muitos séculos, o homem observa e experimenta uma grande variedade de materiais existentes 
na natureza. Embora a complexidade do mundo pareça ilimitada, ela tem origem na simplicidade 
fundamental que a ciência busca descrever. Dessa forma, a contribuição da Química para essa 
busca é mostrar como tudo que nos cerca, como montanhas, árvores, pessoas, computadores, 
cérebros, concreto, oceanos é, de fato, formado por uma gama de entidades simples. Por esse viés, 
no decorrer do tempo, tentou-se explicar a constituição destes materiais, procurando entender as 
suas propriedades peculiares. Hoje em dia, a instrumentação de que dispomos fornece evidências 
mais diretas de que todo e qualquer tipo de matéria é formado por partículas minúsculas, chamadas 
de átomos.
Nesta Unidade de Aprendizagem, você vai aprender sobre a estrutura atômica de um átomo e a 
formação de moléculas a partir do conhecimentos sobre orbitais moleculares. Você também vai 
conhecer as principais características do átomo, como seu número atômico, número de massa e 
isótopos e, por último, identificar a composição de moléculas, que auxiliará na determinação do 
número de prótons, nêutrons e elétrons, questões relacionadas à Química Inorgânica.
Bons estudos.
Ao final desta Unidade de Aprendizagem, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
Identificar a estrutura atômica e os orbitais moleculares.•
Reconhecer números atômicos, número de massa e isótopos.•
Identificar composição de moléculas - prótons, nêutrons e elétrons - e relacionar com a 
Química Inorgânica.
•
Infográfico
Toda a matéria é formada por átomos, que consistem em um núcleo central dotado de carga 
elétrica positiva e de uma região em volta do núcleo, denominada eletrosfera, dotada de carga 
elétrica negativa.
O núcleo atômico é constituído basicamente por prótons e nêutrons, enquanto a eletrosfera é 
formada por elétrons, os quais estão ligados ao núcleo por forças eletrostáticas. Da mesma forma, 
um grupo de átomos pode estar ligado entre si por ligações químicas baseadas na mesma força, 
formando uma molécula.
Assim, o núcleo do átomo, mais precisamente o número de prótons, caracteriza esse átomo, 
determinando suas propriedades químicas e físicas. Estabelecendo, assim, que elemento químico é 
o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z). 
Veja, no Infográfico a seguir, a estrutura de um átomo e as características físicas das partículas 
subatômicas.
Aponte a câmera para o código e acesse o link do conteúdo ou clique no código para acessar.
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Conteúdo do livro
A Química Inorgânica ou química mineral investiga as estruturas, propriedades e a explicação dos 
mecanismos de suas reações e transformações, sendo o ramo da química que estuda os elementos 
químicos e as substâncias da natureza que não possuem os carbonos coordenados em cadeias.
Para saber mais, acompanhe a leitura do capítulo Introdução à Química Inorgânica da obra 
Fundamentos de Química Orgânica e Inorgânica, que serve como base teórica desta Unidade de 
Aprendizagem.
Boa leitura.
FUNDAMENTOS 
DE QUÍMICA 
ORGÂNICA E 
INORGÂNICA
Rodrigo Borges da Silva
Introdução à química 
inorgânica
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
 � Identificar a estrutura atômica e orbitais moleculares.
 � Conhecer números atômicos, número de massa e isótopos.
 � Identificar a composição de moléculas — prótons, nêutrons e elétrons 
— e relacionar com a química inorgânica.
Introdução
Hoje em dia, não há dúvidas de que a matéria é feita de minúsculas 
partículas, denominadas átomos, e que eles são as unidades que formam 
os elementos. O termo átomo é muito antigo: sabe-se que em 400 a.C. 
Democritus já havia definido átomo como uma partícula infinitamente 
pequena, indivisível, compacta, não compressível, sem poros e homogê-
nea. Contudo, foi somente no início do século XIX (1808), com base em 
fatos experimentais, que a menor unidade da matéria até então conhecida 
teve uma definição química, formulada pelo professor e químico inglês 
John Dalton (1766–1844). Anos mais tarde, vários cientistas realizaram 
diversos experimentos, demonstrando que os átomos têm estrutura 
interna e são constituídos por partículas subatômicas.
Neste capítulo, você vai aprender sobre a estrutura atômica e os 
orbitais moleculares, bem como conhecer números atômicos, número 
de massa e isótopos. Além disso, vai identificar a composição de molé-
culas — prótons, nêutrons e elétrons —, relacionando-as com a química 
inorgânica.
Estrutura atômica e orbitais moleculares
Ao longo dos séculos XIX e XX, grandes cientistas “desenharam” modelos 
para o átomo. Esses modelos eram baseados, na maioria das vezes, em 
resultados experimentais, o que possibilitava a realização de algumas 
previsões acerca da estrutura atômica. À medida que algum detalhe era 
descoberto, “desenhava-se” um novo modelo atômico com mais detalhes, 
mais complexo.
Saiba mais sobre as principais contribuições de cada cientista para a construção do 
modelo atômico na obra Princípios de Química — Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente (ATKINS; JONES, 2013).
Antes de adentrar no estudo da estrutura atômica, é importante rever 
algumas ideias gerais sobre átomos. Os átomos são constituídos por um 
núcleo denso, positivamente carregado e rodeado por elétrons negativamente 
carregados, dispostos a uma distância relativamente grande, conforme mostra 
a Figura 1. O núcleo, por sua vez, é constituído por partículas subatômicas 
e eletricamente neutras, denominadas nêutrons, e por prótons, que são 
positivamente carregados. Apesar de o núcleo ser extremamente pequeno, 
com cerca de 10-14 a 10-15 metros em diâmetro, comporta essencialmente toda 
a massa do átomo. Já os elétrons têm massa negligenciável e circundam o 
núcleo a uma distância de aproximadamente 10-10 metros. Para ter uma ideia 
do quão pequeno é o átomo, considere que o seu diâmetro típico é cerca 
de 2 x 10-10 m ou 200 picômetros (pm), sendo que 1 pm é igual a 10-12 m. A 
distância atômica pode, ainda, ser expressa pela unidade ângstron (Å), onde 
1 Å = 10-10 m = 100 pm. 
Introdução à química inorgânica2
Figura 1. Uma visão esquemática do átomo.
Fonte: Snapgalleria/Shutterstock.com.
+
+
+ +
Prótons
Nêutrons
Elétrons
Núcleo
Próton
Nêutron
Elétron
Embora a massa do elétron seja considerada desprezível, não se pode afirmar 
que ele não tenha massa. A massa do elétron é aproximadamente 1836 vezes 
menor que a massa de um próton:
Os estudos realizados sobre a estrutura atômica permitiram determinar 
as características físicas das partículas subatômicas, tais como carga elétrica 
e massa, conforme indicado no Quadro 1. 
3Introdução à química inorgânica
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2013).
Partícula Símbolo Massa Carga*
Elétron e- 9,109 x 10-31 -1
Próton p 1,673 x 10-27 +1
Nêutron n 1,675 x 10-27 0
*As cargas são dadas como múltiplos da carga de um próton, que vale nas unidades 
SI 1,602 x 10-19 Coulomb.
Quadro 1. Características físicas das partículas subatômicas
Orbitais 
A partir da ideia geral de átomo e suas partículas subatômicas, você vai en-
tender, agora, como os elétrons estão distribuídos em um átomo. De acordo 
com o modelo da mecânica quântica de um átomo, demonstrado por Werner 
Heisenberg em 1926, é impossível determinar, simultaneamente, com absoluta 
precisão, a velocidade e a posição de um elétron em um átomo. Esse princípio, 
conhecido como princípio da incerteza, estabelece que não se pode afirmar 
que exista uma órbita definida para o elétron. Dessa forma, o mais adequado 
é considerar que existam regiões em torno do núcleo, denominadas orbitais 
ou orbitais atômicos, que representam o espaço em que o elétron passa a 
maior parte de seu tempo (de 90% a 95%).
Existem quatro diferentestipos de orbitais atômicos, denominados s, p, 
d e f (Figura 2). Os orbitais s são representados como esferas, com o núcleo 
em seu centro; os orbitais p têm forma de halteres; quatro dos orbitais d têm 
forma de uma folha de trevo.
Da mesma maneira que um orbital atômico (OA) descreve uma região do 
espaço envolta de um átomo com maior probabilidade de se encontrar elétrons, 
o orbital molecular (OM) descreve a região do espaço em uma molécula 
onde os elétrons têm maior probabilidade de ser encontrados. Assim como 
no orbital atômico, o orbital molecular apresenta tamanho, forma e energia 
específicos. Na molécula de H2, por exemplo, dois orbitais atômicos 1s de 
cada átomo se combinam, levando à formação de dois orbitais moleculares. 
O orbital com menor energia, denominado OM ligante, está preenchido, e 
o orbital molecular de maior energia, OM antiligante, está vazio, conforme 
mostra a Figura 3. 
Introdução à química inorgânica4
Figura 2. Representação dos orbitais atômicos s, p, d e f. 
Fonte: Weller et al. (2017, p. 14).
5Introdução à química inorgânica
Figura 3. Orbitais moleculares do H
2
.
Fonte: Magnetix/Shutterstock.com.
Do mesmo modo que os orbitais moleculares ligante e não ligante σ resultam 
da combinação de dois orbitais atômicos s, os orbitais moleculares ligante e 
não ligante π resultam da combinação de dois orbitais atômicos p. 
Números atômicos, número de massa e isótopos
Na química inorgânica, são fundamentais os conceitos de número atômico, 
número de massa e isótopos. Acompanhe, a seguir, uma descrição deles.
Número atômico (Z)
A partir dos experimentos envolvendo o bombardeamento de vários elementos 
com raio X, o cientista inglês Moseley (1887–1915) observou que o compor-
tamento de cada elemento químico estava relacionado com a quantidade de 
cargas positivas existentes no seu núcleo. Dessa forma, a carga do núcleo 
— ou seu número de prótons — é a grandeza que caracteriza cada elemento, 
sendo esse número denominado número atômico, o qual é representado pelo 
símbolo Z. O número atômico (Z), então, é o número que indica a quantidade 
de prótons existentes no núcleo de um átomo. 
Introdução à química inorgânica6
Z = n° de prótons
Sabendo que os átomos são sistemas eletricamente neutros, o número de 
prótons será igual ao número de elétrons. Veja alguns exemplos:
 � Bromo (Br): Z = 35 → prótons = 35, elétrons = 35.
 � Potássio (K): Z = 19 → prótons = 19, elétrons = 19.
Número de massa (A)
O número de massa (A) é a soma do número de prótons (p) com o número de 
nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo:
A = p + n
 Já que tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são números 
inteiros, o número de massa (A) sempre será um número inteiro também. 
Desse modo, já que os elétrons são partículas com massa desprezível, não 
tendo influência significativa na massa dos átomos, o que determina a massa 
de um átomo é, na verdade, o número de massa (p + n). 
Veja os seguintes exemplos: 
7Introdução à química inorgânica
Elemento químico
Elemento químico é o conjunto de átomos que têm o mesmo número atômico 
(Z), ou seja, o mesmo número de prótons. Até 2003, 111 elementos haviam sido 
descobertos ou criados, mas alguns somente em quantidades muito pequenas. 
Um exemplo disso foi a criação do elemento 110, em que somente dois átomos 
do elemento foram produzidos e, mesmo assim, por uma pequena fração de 
segundos antes que se desintegrassem. 
Dessa forma, entende-se que toda matéria é feita de várias combinações 
de formas simples da matéria, chamadas elementos químicos. Um elemento, 
por sua vez, é uma substância formada por um único tipo de átomo, que 
corresponde a um número atômico (Z), que o identifica. 
De acordo com a IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Quí-
mica Pura e Aplicada), a representação de um elemento químico deve indicar 
seu número atômico (Z) e seu número de massa (A) junto ao seu símbolo. 
Representação:
Figura 4. Representação esquemática do elemento químico carbono (C).
Fonte: Oorka / Shutterstock.com.
Introdução à química inorgânica8
Na Figura 4, você pode observar que um átomo de carbono (C) contém: 
Eletrosfera = 6 elétrons
Núcleo = 6 p + 6 n 
Z = p = 6
A = p + n 
A = 6 + 6 
A = 12
Representação:
 
Íons
Sabe-se que os átomos possuem a capacidade de ganhar ou perder elétrons, 
formando, assim, novos sistemas, eletricamente carregados, chamados de 
íons. Dessa forma, entende-se como íons a espécie química que apresenta o 
número de prótons diferente do número de elétrons.
Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons: 
 � Íons positivos = cátions, denominados pela perda de elétrons.
Exemplo: 
 � Íons negativos = ânions, denominados pelo ganho de elétrons. 
Exemplo: 
Isótopos
Os átomos que pertencem ao mesmo elemento químico, por apresentarem 
o mesmo número atômico (Z), mas diferentes números de massa (A), são 
chamados de isótopos.
9Introdução à química inorgânica
O termo isótopo se originou da junção de palavras gregas com a ideia de “o mesmo lugar”.
Todos os isótopos de um elemento têm exatamente o mesmo número atômico; 
logo, eles têm o mesmo número de prótons e de elétrons. Dessa forma, um isótopo 
é nomeado escrevendo-se seu número de massa após o nome do elemento, como, 
por exemplo, para o neônio (Ne): neônio-20, neônio-21 e neônio-22. Pode-se 
representá-los, ainda, escrevendo o número de massa sobrescrito à esquerda do 
símbolo químico do elemento, como em 20Ne, 21Ne e 22Ne. 
Além disso, como os isótopos de um elemento químico têm o mesmo número 
de prótons e o mesmo número de elétrons, eles têm essencialmente as mesmas 
propriedades físicas e químicas. Contudo, tratando-se do átomo de hidrogênio, 
as diferenças de massa entre os isótopos do hidrogênio são comparáveis à massa 
atômica, o que leva, então, a diferenças consideráveis em algumas propriedades 
físicas e a pequenas variações de algumas propriedades químicas. O átomo 
de hidrogênio (H) possui três isótopos, sendo o mais comum o 1H, o qual não 
tem nêutrons; logo, o núcleo é formado por um próton isolado. Os outros dois 
isótopos são menos comuns, mas são muito importantes em química e física 
nuclear, sendo o 2H chamado de deutério (D) e o outro, 3H, de trítio (T).
Especificamente sobre os isótopos, o Quadro 1, a seguir, indica alguns 
isótopos de elementos comuns.
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2013).
Elemento Símbolo
Número 
atômico (Z)
Número de 
massa (A)
Abundância 
(%)
Hidrogênio 1H 1 1 99,985
Deutério 2H ou D 1 2 0,015
Trítio 3H ou T 1 3 -*
Carbono-12 12C 6 12 98,90
Carbono-13 13C 6 13 1,10
Oxigênio-16 16O 8 16 99,76
*Radioativo, vida curta. 
Quadro 1. Alguns isótopos de elementos comuns
Introdução à química inorgânica10
Composição de moléculas e sua relação com a 
química inorgânica 
Os químicos determinaram que os átomos podem ligar-se para formar molé-
culas ou podem participar de compostos como íons. Nesse sentido, pode-se 
definir uma molécula como um grupo de dois ou mais átomos (de um mesmo 
elemento químico ou não) ligados em um arranjo específico. Dessa forma, pode-
-se representar a composição de moléculas, em termos de símbolos químicos, 
a partir de sua fórmula química, em que os subscritos mostram o número 
de átomos de cada elemento presente na menor unidade representativa do 
composto. Para compostos moleculares, é comum dar a fórmula molecular, 
que nada mais é que uma fórmula química que indica quantos átomos de 
cada tipo de elemento estão presentes em uma única molécula do composto. 
Assim, a fórmula molecular da água é H2O, isto é, cada molécula contém 1 
átomo de oxigênio (O) e dois átomos de hidrogênio (H). A fórmula molecular 
da testosterona, um hormônio sexual masculino, é C19H28O2, que mostra que 
uma molécula da testosterona contém 19 átomos de carbono (C), 28 átomos 
de hidrogênio (H) e dois átomos de oxigênio (O).
Uma fórmula molecular mostra a composição de uma molécula em termos dos átomos 
de cada elemento que a compõe.Cabe ressaltar que alguns elementos também existem na forma molecu-
lar. Com exceção dos gases nobres, todos os elementos que são gases em 
temperatura normal são encontrados como moléculas diatômicas, ou seja, 
moléculas que só têm dois átomos. Um exemplo de moléculas diatômicas é o 
gás hidrogênio, que contém dois átomos de hidrogênio e é representado por 
H2. Outro exemplo de molécula diatômica é para a forma mais comum de 
oxigênio, conhecida formalmente como dioxigênio, O2. O enxofre (S) sólido, 
por sua vez, existe como moléculas S8, e o fósforo, como moléculas P4. Os 
halogênios existem todos como moléculas diatômicas, como, por exemplo: 
F2, Cl2, Br2 e I2.
11Introdução à química inorgânica
Como já mencionado, um íon com carga positiva é chamado de cátion, e 
um íon com carga negativa é chamado de ânion. Assim, um átomo de sódio 
com carga positiva é um cátion, representado como Na+. Um átomo de cloro 
com carga negativa é um ânion, representado como Cl-. Nesse contexto, um 
exemplo de cátion poliatômico (muitos átomos) é o íon amônio, NH4
+, e um 
exemplo de ânion poliatômico é o íon carbonato, CO3
2- — cabe ressaltar, ainda, 
que esse último tem duas cargas negativas. Um composto molecular é, então, 
formado por moléculas, e um composto iônico é formado por íons. De forma 
geral, compostos binários formados por dois não metais são moleculares e 
os formados por um metal e um não metal são iônicos. A água (H2O) é um 
exemplo de composto molecular binário, enquanto o cloreto de sódio (NaCl) 
é um exemplo de composto iônico binário. 
Que íons formam, provavelmente, (a) o nitrogênio e (b) o cálcio? Qual é o número de 
prótons, nêutrons e elétrons de cada um desses íons?
Soluções:
 � O nitrogênio (N) é um não metal; logo, espera-se que ele forme um ânion. Ele 
pertence ao Grupo 15/V. Como 15-18 = -3, espera-se que ele forme o íon N-3. O 
número de prótons, nêutrons e elétrons do N-3 será:
n° de prótons = 7
n° de elétrons = 7 + 3 = 10
n° de nêutrons = 14 - 7 = 7
 � O cálcio (Ca) é um metal; logo, tende a formar cátions. Ele pertence ao Grupo 2 
e forma o cátion Ca+2, o íon cálcio. O número de prótons, nêutrons e elétrons do 
Ca+2 será:
n° de prótons= 20
n° de elétrons= 20 – 2 = 18
n° de nêutrons = 40 – 20 = 20
Muitos compostos inorgânicos são constituintes químicos de uma célula 
e são formados basicamente por água e sais minerais. Nesse sentido, os sais 
minerais mais importantes são:
Introdução à química inorgânica12
 � Sódio (Na): atua com o potássio na condução nervosa, na contração 
muscular e no equilíbrio de fluidos no organismo;
 � Potássio (K): atua com o sódio na condução nervosa, na contração 
muscular e no equilíbrio de fluidos no organismo;
 � Cloro (Cl): com o sódio e o potássio, mantém o controle osmótico (de 
água);
 � Cálcio (Ca): composição de ossos e dentes, contração muscular e co-
agulação sanguínea;
 � Ferro (Fe): hemoglobina e mioglobina (transporte de oxigênio pelo 
sistema circulatório);
 � Magnésio (Mg): participa da composição da clorofila e da estrutura 
de ribossomos e ossos;
 � Fosfato (PO4
-3): participa da composição óssea (fosfato de cálcio e 
magnésio) e da molécula de ATP (adenosina trifosfato). Fosfolipídio: 
participa da estrutura da membrana celular, do DNA e do RNA;
 � Iodo (I): participa da estrutura dos homônios T3 (triodotironina) e T4 (te-
traiodotironina) da glândula tireoide, que estimula o metabolismo basal 
(quantidade total de energia gasta para a manutenção da atividade vital);
 � Flúor (F): estimula a mineralização do esmalte dentário (flúor e fluo-
reto), previne dilatação das veias, causa problemas na vesícula, além 
de paralisia.
Veja exemplos de moléculas inorgânicas na Figura 5 e observe como a 
composição de cada composto é dada por sua fórmula molecular.
13Introdução à química inorgânica
Figura 5. Representação de algumas moléculas: (a) amônia; (b) ácido sulfúrico; (c) óxido 
nitroso; (d) ácido nítrico; (e) nitrato de cobalto.
Fonte: Orange Deer Studio/Shutterstock.com.
Introdução à química inorgânica14
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2013.
WELLER, M. et al. Química inorgânica. 6. ed. Porto Alegre: Bookman, 2017.
Leituras recomendadas
BENVENUTTI, E. V. Química inorgânica: átomos, moléculas, líquidos e sólidos. 2. ed. 
Porto Alegre: Ed. UFRGS, 2006. 
CAMPBELL, M. K.; FARRELL, S. O. Bioquímica. 3. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016.
CLAYDEN, J.; GREEVES, N.; WARREN, S. Organic chemistry. Oxford: Oxford University 
Press, 2000. 
MCMURRY, J. Química orgânica. 7. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2011.
VOLLHARDT, P.; SCHORE, N. Química orgânica: estrutura e função. 6. ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2013.
15Introdução à química inorgânica
Conteúdo:
 
Exercícios
1) Os átomos de enxofre (S) mais comuns presentes na natureza são:
32S; 33S; 34S; 36S.
Indique como eles são classificados, sabendo que o número atômico para todos os casos é 
de 16.
A) Isótopos.
B) Isóbaros.
C) Isótonos.
D) Isoeletrônicos.
E) Alótropos.
2) Quantos átomos existem em uma amostra de carbono de massa 15 g, sabendo que a massa 
de um átomo de carbono é 1,99 x 10-26 kg?
A) 7,54 x 1026 átomos.
B) 7,54 x 1023 átomos.
C) 7,54 x 10-26 átomos.
D) 7,54 x 10-23 átomos.
E) 0,83 átomos.
3) Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um átomo de nitrogênio-15?
A) 8, 8, 8.
B) 7, 7, 7.
C) 7, 7, 8.
D) 8, 7, 7.
E) 7, 8, 7.
4) Identifique o isótopo que tem átomos com 117 nêutrons, 77 prótons e 77 elétrons.
A) 91Zr.
B) 79Se.
C) 194Ir.
D) 40Ca.
E) 79Br.
5) Tendo o átomo de berílio massa atômica de 1,50 x 10-26 kg, indique o número de átomos de 
berílio existentes em 0,210 g de um filme de berílio.
A) 14 x 1022 átomos.
B) 0,14 x 10-22 átomos.
C) 1,4 x 10-22 átomos.
D) 0,14 x 1022 átomos.
E) 1,4 x 1022 átomos.
Na prática
Há pouco mais de 250 isótopos estáveis na natureza, e são conhecidos mais de 3 mil 
isótopos instáveis. Estes são conhecidos como isótopos radioativos ou radioisótopos - 
são passíveis de sofrer um processo chamado decaimento radioativo ou desintegração radioativa.
Em decorrência disso, os isótopos radioativos têm uma gama de aplicações práticas. Com o carbono 
14, por exemplo, é possível calcular precisamente a idade de fósseis, sedimentos orgânicos, 
madeira e tudo o que provenha de matéria viva com menos de 50 mil anos. Na agricultura, são 
aplicados aos adubos e fertilizantes a fim de estudar a capacidade de absorção desses compostos 
pelas plantas. No ramo industrial, tais elementos são utilizados na conservação de alimentos, no 
estudo da depreciação de materiais, na esterilização de objetos cirúrgicos, na detecção de 
vazamentos em oleodutos, etc.
É a sua aplicação na medicina radioativa, no entanto, que mais ganha notoriedade, especialidade 
que os emprega para fins diagnósticos e terapêuticos, permitindo evidenciar a função e o 
metabolismo de órgãos e tecidos.
 
Veja, na imagem a seguir, como ocorre a desintegração radioativa e o seu uso na medicina.
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Saiba mais
Para ampliar o seu conhecimento a respeito desse assunto, veja abaixo as sugestões do professor:
Modelos atômicos
Confira, neste vídeo, a contribuição dos principais cientistas na construção do modelo atômico 
aceito, ainda, nos dias de hoje.
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Estrutura atômica: número atômico
Veja, neste vídeo, uma interessante abordagem sobre a estrutura atômica e suas principais 
características.
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Isótopos estáveis e radioativos
Neste vídeo, é possível compreender o que são isótopos estáveis e radioativose qual sua 
importância para as geociências.
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