Química Básica 1

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Autoria: Emílio Galhardo Filho, Guilherme Aulicino Bastos Jorge, 
Marcelo Miguel Martins Pelisson.
IPOLIEDRO Coordenação geral: André Oliveira de Guadalupe,
Supervisão editorial: Eduardo Quintanilha Faustino,
Projeto gráfico; Kleber de Souza Portela e Marco Aurélio de Moraes.
Coordenação de arte: Antonio José Domingues da Silva, Kleber de Souza Portela. 
Diagramação: Equipe de arte da Editora Poliedro.
Ilustrações: Equipes de ilustração e de arte da Editora Poliedro.
Iconografia: Equipes de iconografia e de arte da Editora Poliedro.
Edição técnica; Dino Santesso Gabrielli.
Edição de texto; Adriana Soares de Souza, Lívia Santa Clara de Azevedo Ferreira. 
Coordenação de revisão: Bruna Salles.
Revisão: Equipe de revisão da Editora Poliedro.
Capa: Fernando Augusto Pereta.
Impressão e acabamento: Prol.
A Editora Poliedro pesquisou junto às fontes apropriadas a existência de eventuais detentores 
dos direitos de todos os textos e de todas as obras de artes plásticas presentes nesta 
obra, sendo que sobre alguns nenhuma referência foi encontrada. Em caso de omissão, 
involuntária, de quaisquer créditos faltantes, estes serão incluídos nas futuras edições, 
estando, ainda, reservados os direitos referidos nos arts. 28 e 29 da lei 9.610/98.
Frente 1
1 - 0 Átomo......................................................................
Introdução....................................................................................... 7
Modelos atômicos..........................................................................7
A ideio primitiva do átom o......................................................... 7
Modelo atômico de D alton......................................................... 7
Modelo atômico de Thomson.................................................... 8
Distribuição eletrônica - átomo de Bohr............................. 16
Revisando...................................................................................... 24
Exercícios propostos................................................................... 27
Texto complementar................................................................... 33
Exercícios complementares.......................................................38
2 - Tabela periódica......................................................
Uma breve história do desenvolvimento da
tabela periódica...........................................................................47
Tabela periódica atual................................................................48
Divisão da tabela periódica......................................................48
Propriedades periódicas............................................................50
...........................................................................................46
Revisando...................................................................................... 52
Exercícios propostos................................................................... 54
Texto complementar....................................................................59
Exercícios complementares....................................................... 61
3 - Ligações químicas...................................................
Introdução.....................................................................................68
Regra do octeto............................................................................68
Ligação iônica ou eletrovalente.............................................. 68
Ligação cova len te ....................................................................... 70
Ligações covalentes simples e estruturas de Lewis.............71
Ligações covalentes coordenadas ou dativas.......................72
Teoria da ligação de valência.................................................. 73
...........................................................................................67
Hibridação de outros elementos............................................. 76
Geometria molecular................................................................. 77
Ligação metálica..........................................................................78
Revisando...................................................................................... 79
Exercícios propostos................................................................... 81
Texto complementar................................................................... 88
Exercícios complementares....................................................... 91
4 - Ligações intermoleculares
Polaridade das ligações.....................
Polaridades das moléculas................
Atrações intermoleculares................
Propriedades tísicas das substâncias................................. 109
Frente 2
..............................................................................................................100
101 Revisando....................................................................................112
102 Exercícios propostos.................................................................. 114
104 Textos complementares............................................................125
Exercícios complementares..................................................... 130
1 - Estados físicos e suas mudanças..................................................................................................................... 142
Estados físicos............................................................................ 143
Substância pura versus mistura............................................. 145
Densidade...................................................................................147
Sistemas homogêneos versus heterogêneos....................148
Teoria atômica de D alton ....................................................... 149
Alotropia.....................................................................................150
Análise im ediata........................................................................151
Revisando.................................................................................... 154
Exercícios propostos..................................................................156
Textos complementares........................................................... 163
Exercícios complementares.....................................................166
2 - Introdução ao cálculo estequiométrico........................................................................................................ 173
Unidade de massa atômica (u )............................................174 Texto complementar.................................................................184
Revisando.................................................................................. 180 Exercícios complementares.....................................................1 86
Exercícios propostos............................................................... 181
3 - Cálculo estequiométrico.................................... .
Leis das reações.........................................................................194
Cálculo estequiométrico..........................................................196
Casos especiais..........................................................................198
Revisando....................................................................................200
................................................. 193
Exercícios propostos.................................................................202
Texto complementar.................................................................210
Exercícios complementares.....................................................212
Frente 3
1 - Teoria atômico-molecular........................................
Massa de átomos e moléculas...........................................
225
Massa m olar................................................................... 227
Revisando....................................................................................231
2 - Gases............................ ............................................. .
O gás ideal.................................................................................237
O princípio de Avogadro........................................................ 238
Revisando....................................................................................244
3 - Termoquímica...................... ............ ..........................
Reações endotérmicas e exotérmicas............................... 261
Revisando....................................................................................272
Exercícios propostos.................................................................273
............................... 224
Exercícios propostos.................................................................232
Texto complementar................................................................. 233
Exercícios complementares.....................................................234
...................................................... 236
Exercícios propostos................................................................. 245
Textos complementares...........................................................251
Exercícios complementares...................* .............................. 254
........................................................... ............................260
Texto complementar................................................................. 282
Exercícios complementares.....................................................283
F R E N T E 1
Por meio de uma agulha microscópica, na qual se aplica uma tensão elétri­
ca, o microscópio de tunelamento, inventado em 1981, permite obter imagens de 
átomos e moléculas. A imagem é formada ao se analisar a variação da corrente 
entre a agulha e a superfície que se quer fotografar, quando a agulha desliza sobre 
esta superfície. Essa tecnologia permite medir as propriedades físicas dos objetos 
analisados, estudar as forças entre moléculas e átomos, e observar as estruturas em
' n
Introdufõo
A Química é a ciência que estuda a natureza, a propriedade, 
a composição e a transformação da matéria. Desse conceito surge 
uma pergunta óbvia: o que é matéria? Essa pergunta muitas vezes 
é respondida simplesmente pela máxima: “é tudo aquilo que tem 
massa, ocupa lugar no espaço e está sujeito a inércia”. No entanto, 
a ideia de entender a composição elementar e encontrar a partícula 
que forma todas as coisas do Universo é quase tão antiga quanto o 
próprio ser humano.
Inicialmente, imaginava-se intuitivamente que, dividindo- 
-se um corpo qualquer sucessivamente ao meio, seria possível 
se chegar a uma partícula tão pequena que seria impossível 
dividi-la. Então, essa partícula indivisível seria a menor parte 
da matéria, a partícula elementar formadora de todas as coisas. 
Foi na Grécia Antiga que surgiu a palavra átomo (que significa 
não divisível), para designar a menor parte da matéria.
Modelos atômicos
As primeiras idéias com embasamento científico a respeito 
de átomos só surgiram em 1808, com o cientista inglês John 
Dalton. Anos mais tarde, pesquisas comprovaram que o verda­
deiro átomo seria bem mais complexo do que Dalton imaginava. 
Com isso, vários cientistas famosos buscaram as reais caracte­
rísticas e propriedades dos átomos e, por meio de dados experi­
mentais, elaboravam modelos atômicos que tentavam explicá-lo 
cada vez melhor. As partículas subatômicas foram descobertas 
uma a uma: primeiramente os elétrons, em seguida os prótons, e 
depois os nêutrons. E seguindo a evolução histórica do assunto 
que iremos estudar o átomo.
A ideia primitiva do átomo
Leucipo, provavelmente, nasceu em Mileto, ou em 
Abdera, na Grécia Antiga, por volta de 500 a 450 a.C. e.
segundo Aristóteles, foi o primeiro pensador a idealizar um 
átomo. Seus pensamentos eram muito mais filosóficos do 
que científicos, pois eram baseados em abstrações, e não 
em dados experimentais. Ele imaginava que tomando um 
corpo qualquer, poder-se-ia ffagmentá-lo até que se chegasse a 
uma partícula tão pequena que fosse humanamente impossível 
dividi-la: teríamos, então, encontrado o átomo, que significa 
“não divisível”, se traduzido do grego. Leucipo sempre foi 
um nome associado modemamente a Demócrito, seu discípu­
lo nascido em Abdera, que estudou as idéias de seu mestre e 
as tomou mais claras e profundas.As primeiras idéias de áto­
mos são, portanto, de Leucipo e Demócrito, na Grécia Antiga, 
por volta de 430 a.C.
Modelo atômico de Daltoa
o século XVIII foi a época em que houve uma das 
evoluções mais significativas para a Química, como ciên­
cia, principalmente na parte de resultados experimentais. A 
primeira pesquisa célebre desta época se deve ao cientis­
ta francês Lavoisier, que enunciou sua famosa lei da Con­
servação das Massas, evidenciando a balança como grande 
instramento utilizado em suas pesquisas. Anos mais tarde, 
o conterrâneo e contemporâneo de Lavoisier, Louis Proust, 
enunciou a lei das Proporções Definidas, que demorou a ser 
aceita como verdadeira, mas que deu suporte para o cálculo 
das quantidades de substâncias envolvidas em uma reação 
química. Essas sempre foram duas conclusões fundamentais 
no estudo dessa ciência, mas, naquela época, eram apenas 
observações experimentais, sem nenhuma teoria que as ex­
plicasse, ou seja, não se sabia por que os experimentos ocor­
riam daquela maneira, só se sabia, por exaustiva repetição, 
que o resultado poderia ser previsto antes da realização da 
experiência.
Fig. 1 Do macro ao micro.
8 / QUÍMICA*FRENTE 1
Impulsionado pela tentativa de explicar teoricamente as 
duas leis mais importantes da Química até então, em 1808, o 
cientista inglês John Dalton formulou a primeira Teoria Atômi­
ca com embasamento científico, pois era apoiada em resultados 
experimentais obtidos por Lavoisier e Proust anteriormente. Sua 
Teoria Atômica pode ser resumida nas seguintes informações:
• Tudo, na natureza, é formado por átomos.
• As pedras, os metais, os oceanos, o ar e até mesmo os seres 
vivos são formados por átomos. Veja a figura 1.
• Átomos não podem ser criados nem destmidos.Isso signi­
fica que o número de átomos de qualquer elemento quími­
co deveria permanecer constante no universo desde a sua 
origem. (Hoje, sabe-se que, através de reações nucleares, 
um átomo de um determinado elemento químico pode se 
transformar em outro elemento e em energia.).
• Átomos iguais apresentam propriedades iguais, e átomos 
diferentes apresentam propriedades diferentes. Átomos 
de um determinado elemento são caracterizados por suas 
massas. (Hoje, sabe-se que átomos são caracterizados por 
seus números atômicos, e não pela diferença de massa.).
• Átomos podem combinar ou recombinar entre si para a for­
mação de estruturas mais estáveis, chamadas de moléculas, 
que compõem a estrutura básica de todas as substâncias. 
Veja, no esquema a seguir, a diferença entre átomos e moléculas.
Com base nas afirmações de John Dalton, pode-se concluir 
que seus conceitos sobre os átomos eram bastante primitivos 
e simplórios, mas muito importantes para o desenvolvimento 
da Química naquela época. Em muitas afirmações, aparecem 
conceitos que já foram ultrapassados há muito tempo e que 
hoje são sabidamente errados, mas é indiscutível que as partes
corretas dessa teoria explicaram satisfatoriamente as leis ex­
perimentais de Lavoisier e Proust. Além disso, ainda hoje, por 
comodidade e pelo efeito didático, é bastante comum a repre­
sentação de átomos como esferas nas ilustrações de moléculas.
^ A I B A MAIS
John Dalton nasceu em 
Eaglestield, na Inglaterra,
em 6 de setembro de 1766.
Professor dedicado e pes­
quisador incansável, mi­
nistrou a sua primeira aula 
aos 12 anos de idade. Mes­
mo depois que começou a 
trabalhar, ele e sua família 
passaram por dificuldades 
financeiras graves. Com 
isso, John Dalton foi traba- ^ Dalton, 
lhar em uma fazenda, mas sem interromper seus estudos, 
pois estudava sozinho. Anos mais tarde, estabeleceu-se 
em Manchester, onde lecionou Matemática, Física e Q uí­
mica por muitos anos. Em 1803, na Sociedade Literária 
e Filosófica de Manchester, apresentou seus estudos so­
bre absorção de gases por diversos líquidos, e foi neste 
momento que decidiu aprofundar-se na construção de 
um modelo atômico. Ainda no estudo de absorção, des­
cobriu que a pressão de uma mistura gasosa sobre um 
líquido é a soma de todas as pressões que cada um dos 
gases exerce separadamente. Foi em 1808 que concluiu a 
sua Teoria Atômica, tornando-o tão famoso quanto a sua 
descoberta sobre a cegueira humana para determinadas 
cores. Essa deficiência, de que o próprio John Dalton era 
portador, chama-se daltonismo.
Modelo atômico de Thomson
As conclusões a que Joseph John Thomson chegou foram 
baseadas em experimentos que outros cientistas realizaram al­
guns anos antes de sua teoria ser exposta, em 1898.
Tudo começou em 1850, quando o cientista inglês William 
Crookes fez experiências com tubos, que foram chamados 
primeiramente de tubos de Crookes.
Fig. 6 Tubo de Crookes.
Crookes, primeiramente, tomou tubos como mostrado na 
figura, retirando toda a quantidade de ar que fosse possível e 
procurando estabelecer, dentro desses tubos, pressões extrema­
mente baixas. Isso faria diminuir bastante a resistência do ar à 
passagem dos “raios” que deveriam ser visualizados. Aos tubos, 
intemamente, eram acoplados eletrodos metálicos comuns, em 
que se ligavam o polo negativo (chamado de cátodo) e o polo 
positivo (chamado de ânodo) de um gerador elétrico de altis- 
sima voltagem, representado por, aproximadamente, 20.000 V 
(para efeito de comparação, a voltagem dos terminais elétricos 
de nossas casas pode ser de 120 V ou de 220 V). Quando essas 
condições eram satisfeitas, observava-se que, aparentemente, 
um feixe de luz atravessava os tubos, de um eletrodo para ou­
tro, como mostra a figura a seguir.
Fig. 9 Tubo de Crookes submetido à baixa pressão e alta volta­
gem, em que se pode observar os “raios”.
Inicialmente, pensava-se que esses raios seriam apenas 
luz, onda eletromagnética. Entretanto, expe-riências posteriores 
mostraram que esses raios eram dotados de carga elétrica, como 
mostra a figura a seguir.
que é 0 eletrodo chamado de cátodo. Por isso, esses “raios” 
foram chamados de raios catódicos. Os tubos de imagem dos 
aparelhos de televisão são o melhor exemplo atual de tubos 
de raios catódicos.
Anos mais tarde, em 1886, o cientista Goldstein realizou 
uma experiência com tubos de Crookes contendo algumas al­
terações, e com isso pôde verificar que a matéria remanescen­
te dos raios catódieos (que são negativos) era positiva. Essa 
era a confirmação da natureza elétrica da matéria. O cátodo foi 
deslocado para o meio do tubo e foi perfurado. Dessa forma, 
pôde-se observar com facilidade os mesmos raios cató­
dicos que eram observados nos tubos de Crookes, mas 
nota-se também novos “raios” sendo emitidos na direção con­
trária. Fazendo experiências com capacitores, não há dúvidas 
de que esses novos “raios” são dotados de cargas positivas, 
sendo a união dos raios em direções opostas a garantia da neu­
tralidade elétrica da matéria. Esses “raios” foram chamados 
de raios canais.
Fig. 11 Tubo de Crookes com a alteração de Goldstein.
Fig. 12 Os raios canais estão em direção oposta aos raios catódicos.
Fig. 10 Tubo de Crookes com “raios” desviados por um capacitor 
de placas planas e paralelas.
A figura mostra que os “raios” são desviados por um dis­
positivo elétrico chamado de capacitor, que é um conjunto 
de duas placas carregadas eletricamente, uma positiva e a ou­
tra negativa. Se os “raios” são atraídos pela placa positiva, 
é porque eles são dotados de cargas negativas. Além disso, 
fica claro que os “raios” são provenientes do polo negativo.
Portanto, a existência de positivo e negativo já era certa. 
Em 1897, o cientista inglês Joseph John Thomson reuniu todas 
essas informações e conseguiu determinar a relação carga- 
massa dos raios catódicos, provando experimentalmente 
que os “raios” eram partículas dotadas de carga. Essa é 
considerada a descoberta oficial do elétron, nome que foi 
dado a esta partícula subatômica negativa. O nome elétron 
vem do grego elektron, que significa âmbar, a resina vegetal 
atritada pelos antigos com peles de animais, que passaram a 
adquirir a capacidade de atrair objetos leves.
A afirmação de Thomson foi a primeira observação ex­
perimental da natureza elétrica da matéria. A outra parte da 
matéria era composta de uma massa positiva, que neutralizava 
a carga dos elétrons e fazia com que os átomos fossem eletri­
camente neutros.
Foi em 1898, que J. J. Thomson formulou o seu Modelo atô­
mico. em que o átomo é uma massa positiva com elétrons negativos 
incmstados, conforme a figura a seguir.
Fig. 13 Modelo atômico de J. J. Thomson.
-massa do elétron. Foi diretor do 
famoso laboratório Cavendish 
e responsável por grandes 
descobertas na estrutura 
dos átomos. Graças a seus 
trabalhos com descargas 
elétricas em gases submeti­
dos a baixas pressões, ga­
nhou o prêmio Nobel de 
Física em 1906. Com isso, 
ganhou o título de Sir, em 
1908, e ministrou aulas em
Manchester até 1919. Recebeu vários títulos de doutor 
honoris causa por várias universidades da Inglaterra e dos 
Estados Unidos. No fim de sua vida (1936), escreveu uma 
autobiografia intitulada Recordações e Reflexões. Morreu 
em Manchester, em 1940. Seu maior erro foi certamente o 
de não ter reconhecido a Mecânica Quântica e a Teoria 
dos fótons, que hoje são reconhecidamente verdadeiras.
Fig. 15 Joseph John Thomson.
Esse modelo foi batizado de “pudim de passas”, comida 
típica inglesa, em que as passas representariam os elétrons. 
Como essa comida é pouco conhecida no Brasil, talvez a 
analogia mais adequada por aqui seja a de um panetone, em 
que as frutas cristalizadas representariam os elétrons.
Fig. 14 Pudim de passas inglês e panetone
O “panetone” seria composto de uma massa positiva e as 
“frutas cristalizadas”, incrustadas no “panetone”, seriam os elé­
trons negativos, sendo o átomo, dessa forma, neutro.
Com isso, o átomo de Thomson apresenta duas inovações 
fundamentais em relação ao átomo de Dalton:
1. 0 átomo apresenta natureza elétrica;
2. 0 átomo é divisível, ao contrário do que imaginavam os 
pensadores gregos antigos e o próprio John Dalton.
^ A I B A M AIS
joseph John Thomson nasceu em Manchester, na Inglaterra, 
onde estudou Ciências. Foi um dos cientistas mais renomados da 
éooca, tendo ficado famoso pela descoberta da relação carga-
Modelo atômico de Rufherford
Fazendo uso de emissões radioativas oriundas de áto­
mos de polônio, Ernest Rutherford, Juntamente aos cientis­
tas Geiger e Marsden, realizou uma das mais importantes 
experiências na tentativa de se descobrir o comportamento 
correto dos átomos.
A experiência de Rutherford consiste da seguinte apare­
lhagem;
Bloco de 
chumbo (Pb)
Fragmento de 
polônio (Po)
Feixe de 
partículas a
Placa circular recoberta 
internamente com material
Lâmina delgada (fina) 
de ouro (Au)
Fig. 16 Aparelhagem utilizada na experiência de Rutherford para 
determinação do comportamento dos átomos.
O elemento químico polônio, sabidamente emissor de 
particulas positivas denominadas a, é alocado dentro de um 
orifício em um bloco de chumbo, que funciona como filtro 
dessas e de outras emissões que podem ser extremamente 
nocivas ao ser humano. Além disso,
através do orifício, es­
sas partículas são devidamente direcionadas para o local que 
se deseja. Quando atingem a lâmina finíssima de ouro, ob­
serva-se que a grande maioria das partículas a atravessa sem 
sofrer qualquer espécie de desvio. Poucas são desviadas, e 
uma pequeníssima minoria bate na lâmina de ouro e retorna 
em sentido contrário.
C A P I T U I O I • OAtomo
Fonte das Feixe de 
partículas partículas 
r alfa (a) alfa (a)
Bloco de 
chumbo
Átomos da 
lâmina de 
ouro
Fig. 17 Partículas a chocando-se contra uma lâmina de ouro em 
imagem ampliada para visualização dos átomos.
Se o modelo atômico “pudim de passas” estivesse corre­
to, qual deveria ser o comportamento dessas partículas quando 
atingissem a lâmina de ouro?
Rutherford e sua equipe esperavam que absolutamente 
todas as partículas (alfa) atravessassem a lâmina de ouro, so­
frendo apenas leves desvios, pois, pela correta interpretação 
do modelo de Thomson, nem os corpúsculos negativos nem 
as nuvens positivas do “pudim de passas” (ou “panetone”) 
teriam densidade de massa ou carga suficientes para refletir 
as partículas (alfa).
Para espanto de Rutherford e sua equipe, embora a grande 
maioria das partículas (alfa) tenha atravessado a lâmina de 
ouro sem sofrer qualquer desvio, algumas sofreram grandes 
desvios (>90°). Em um trecho de uma famosa carta, Rutherford 
relata com surpresa o resultado do experimento; It was quite fhe 
mosf incredible event fhat has ever happened to me in my life. It was 
almost as incredible as ifyou fired a 15-inch shell at a piece oftissue 
paper and it carne back and hit you (Ernest Marsden). (Este fo i O 
evento mais incrível que aconteceu em toda minha vida. Isto 
fo i tão incrível quanto disparar uma bala de 15 polegadas 
em um pedaço de folha de papel e ela voltar e acertar você)
Mas como deve ser o átomo para que a experiência tenha 
tal resultado?
Rutherford, em razão de um pequeno número de partículas 
sofrer grandes desvios, imaginou que o átomo teria uma 
região muitas vezes menor que o tamanho do próprio átomo, 
concentrando quase toda sua massa. O átomo seria um grande 
espaço vazio, com elétrons bem distantes do núcleo e com 
massa praticamente desprezível.
O esquema do átomo de Rutherford é mostrado na fígura 
a seguir.
^ A I B A MAI2
Fig. 19 Rutherford.
Nelson Ernest Rutherford
nasceu na Nova Zelândia, 
em 1871. Era filho de imi­
grantes britânicos que, com 
os poucos recursos que ti­
nham, investiram na edu­
cação do filho até que se 
formasse. Enquanto estuda­
va, jó havia se destacado em 
relação aos demais e, por 
isso, ganhou uma bolsa para 
estudar e trabalhar no famo­
so laboratório Cavendish, 
em Cambridge, onde foi aluno do célebre J. J. Thomson. 
Posteriormente, em 1898, mudou-se para o Canadá, 
onde assumiu na Universidade McGilI a cadeira de Física. 
Foi lá que descobriu as partículas a e b, e desenvol­
veu com Soddy o estudo sobre emissões radioativas. Em 
1907, gozando de toda o reputação que merecia, vol­
tou para Manchester, na Inglaterra, e em 1911, realizou 
a sua famosa experiência com a emissão de partículas 
sobre uma fina lâmina de ouro. Determinou, assim, as 
principais características dos núcleos dos átomos, sendo 
considerado, por isso, o fundador da Física Nuclear. Em 
1919, tornou-se o diretor do Laboratório Cavendish, que 
anos antes o havia acolhido como um simples estudante. 
Teve como alunos nada menos que Bohr, Chadwick (o 
descobridor dos nêutrons) e Geiger. Morreu, ainda, como 
diretor do Cavendish, em 1937.
0 átomo moderno
Outros modelos atômicos mais modernos, envolvendo 
mecânica ondulatória e mecânica quântica, sucederam e expl i- 
caram uma série de falhas do modelo de Rutherford (cientistas
que contribuíram com modelos atômicos modernos: Niels 
Bohr, Erwin Schrõdinger, Louis Victor de Broglie e Wemer 
Heisenberg). Em 1934, Chadwick recebeu o prêmio Nobel 
pela descoberta do nêutron em 1932. Mesmo assim, o mode­
lo atual do átomo está fundamentado no de Rutherford. Em 
resumo, podemos descrever as seguintes características de 
um átomo.
• A razão entre o raio do átomo e seu núcleo pode variar de
10.000 a 100.000. Se o núcleo de um átomo fosse uma 
bola de futebol, seu elétron mais distante estaria entre 2 e 
20 km de distância.
• O núcleo dos átomos é composto de prótons e nêutrons, em 
que prótons são partículas carregadas posítívamente, e os 
nêutrons são partículas neutras.
• A eletrosfera é composta de elétrons, que são as partículas 
subatômicas de carga negativa e massa desprezível.
Cada próton neutraliza a carga de um elétron, o que garante 
a neutralidade elétrica do átomo. Os nêutrons têm a função de 
diminuir a repulsão eletrostática entre os prótons e, por isso, dá 
estabilidade ao núcleo.
Portanto, o átomo pode ser subdividido em:
- Prótons
-Núcleo
[-Nêutrons 
-Eletrosfera {-Elétrons
Cada uma dessas partículas apresenta características quan­
to às suas cargas e às suas massas. Veja os valores relativos na 
tabela a seguir.
Carga relativa Massa relativa
Próton +1 1
Nêutron 0 =1
Elétron -1 =1/1836
Tab. 1 Cargas e massas relativas das partículas subatômicas.
Note que a massa do elétron é 1.836 vezes menor que a 
massa de um próton ou de um nêutron, o que faz com que seja 
aproximadamente nula. A massa de um elétron deve ser eonsi- 
derada desprezível, e toda a massa do átomo se coneentra no 
seu núcleo.
Características dos átomos
Atualmente, são conhecidos 117 átomos diferentes. Eles 
estão todos dispostos na tabela periódica. Nem sempre foi as­
sim, pois vários desses átomos são artificiais e só entraram para 
a tabela periódica recentemente. Na natureza são encontrados 
apenas 92 tipos diferentes de átomos.
Número atômico (Z)
Antigamente, pensava-se que a característica e proprie­
dade de certo tipo de átomo era dada pela sua massa. No en­
tanto, depois da descoberta oficial do próton, em 1920, ficou 
claro que o que diferénciava os átomos entre si era o número
de prótons que cada um tinha em seu núcleo. Na verdade, in­
dependentemente da massa, átomos com a mesma quantidade 
de prótons no núcleo tinham as mesmas características. É des­
sa constatação que deriva um dos conceitos mais importantes 
da Química: o elemento químico.
Elemento químico (representado por Z) é o conjunto de 
átomos que apresenta o mesmo número atômico (número 
de prótons).
Número de massa (A)
Além do número atômico, outro importante número que 
caracteriza um átomo é o seu número de massa. Como pratica­
mente toda a massa de um átomo se coneentra em seu núcleo, e 
como a massa de um próton é aproximadamente igual à massa 
de um nêutron, define-se número de massa (A) como sendo a 
soma de prótons e nêutrons no núcleo dos átomos.
A=P-i -N
Átomo neutro e íon
Um terceiro número bastante importante é a carga que um 
átomo pode adquirir. O número de elétrons de um átomo pode 
variar, e os átomos podem perder ou ganhar elétrons, depen­
dendo da forma eomo recebem ou liberam energia, ou ainda 
quando formam ligações químicas com outros átomos.
Átomos carregados eletricamente são chamados de íons. 
lons positivos são chamados de cátions, e íons negativos são 
chamados de ânions.
As três situações possíveis ao átomo em relação a sua earga
são:
• átomo neutro: um átomo está eletricamente neutro quando 
possui número de elétrons (E) igual ao número de prótons 
(P), pois ambos possuem cargas iguais e opostas.
• átomo positivo (cátion): um átomo pode perder elétrons e 
passar a ter mais prótons do que elétrons, consequentemente 
terá carga total líquida positiva.
• átomo negativo (ânion): um átomo pode receber elétrons e 
passar a ter mais elétrons do que prótons, consequentemente 
terá carga total líquida negativa.
/^TEMÇÃO!
A única forma de um átomo adquirir carga elétrica é pela 
perda ou ganho
de elétrons, e nunca pela variação do seu 
número de prótons. Qualquer reação envolvendo variação 
no número de prótons seria uma reação nuclear.
Representação dos elementos
Os elementos são representados por símbolos, que 
foram organizados por Berzelius e escolhidos a partir da 
primeira letra maiúscula do nome do elemento em latim. 
Para evitar duplicidade, utiliza-se uma segunda letra sempre 
minúscula. Posteriormente, outras fontes (grego, alemão e 
algumas homenagens) foram utilizadas para simbologia dos 
elementos.
CAPÍTUI01 • OÂtomo \ 13
Símbolo Nome Origem cto símbolo Número atômico Massa atômica
Ag Prata Do latim argentum A l 109
M Alumínio Do latim a\umen 13 30
Ar Argônio Do grego argon 18 40
Au Ouro Do latim au rum 79 197
C Carbono Do latim carbo 6 12
Ca Cálcio Do latim ca/x 20 40
Cf Califórnio Estado e Universidade da Califórnia 98 251
F Flúor Do latim fluo 9 19
Fe Ferro Do latim ferrum 26 56
H Hidrogênio Do grego hydror 1 1
He Hélio Do grego he//os 2 4
Hg Mercúrio Do latim hydrargyrum 80 200
1 lodo Do grego ioeides 53 127
K Potássio Do latim kaiium 19 39
Kr Criptônio Do grego krypfos 36 84
N Nitrogênio Do grego nitron 7 14
Na Sódio Do latim natrium 11 23
No Nobélio Alfred Nobel 102 259
0 Oxigênio Do grego oxys 8 16
P Fósforo Do grego phosphoros 15 31
Pb Chumbo Do latim plurribum 82 207
Pt Platina Do grego pIsAina 78 195
S Enxofre Do latim su lfu r 16 31
Tab, 2 Exemplos de elementos químicos (nomenclatura e características).
Para o ensino da Química, a lupac (International Union 
Pure Apllied Chemistry) recomenda que o átomo do elemento 
de símbolo X, de número atômico Z, número de massa A e car­
ga Q seja representado como se segue:
A carga Q também obedece a um padrão sugerido pela lupac. 
A indicação do valor da carga deve ser +, 2+, 2-, 3-i-,... em
vez de + 1 ,-1 , +2, ou +++.
Exemplo: a forma correta de se representar o átomo do ele­
mento cálcio, que possui 20 prótons, 20 nêutrons e 18 elétrons, é:
40 p 2+20'^a
Exercício resolvido
Para cada item a seguir, indique o número de prótons, o 
número de massa, o número de nêutrons e o número de elé-
trons.
a) 42 Mo b) 32 q2- 16'^
c) 40pj,2+20'^^ d)
238 Tj
92'-'
T2M 0
■ N = 9 6 - 4 2 ^ N = 54
Resolução:
P = 42 
A = 96 
N = A -P -.
E = 42
Neste caso, o fato de a carga estar omitida significa que vale 
zero. Portanto, o número de cargas positivas é igual ao número 
de cargas negativas, ou seja, o número de prótons é igual ao 
número de elétrons. Quando a carga total da espécie química 
vale zero, denominamos a espécie de átomo.
P = 16 
A = 32
N = A - P ^ N = 3 2 - 1 6 ^ N = 16 
E = 18
Neste caso, o número de prótons não é igual ao número de 
elétrons, pois a carga da espécie química não é zero. Como a carga 
é negativa, isso significa que, além dos elétrons normais (16), o 
enxofre ganhou mais duas cargas negativas, ficando com 18 
elétrons. Quando a carga total não é nula, denominamos a espécie 
de íon. Quando o íon é negativo, recebe o nome especial de ãnion. 
P = 20 
A = 40
N = A - P = ^ N = 4 0 - 2 0 ^ N = 20 
E = 18
u\ 3 2 a lb)
c)
Resolução: , 75,77-35 + 24,23-37
M A = — -------------- -^------- = 35,48u
100
A massa atômica do cloro é 35,48 u.
Alguns átomos, apesar de pertencerem a diferentes ele­
mentos, coincidentemente apresentam o mesmo número de 
massa. Átomos desse tipo são chamados de isóbaros.
Isóbaros são átomos que apresentam o mesmo número 
de massa, mas diferentes números atômicos e de nêutrons.
>ja alguns exemplos:
40 K Ca
i i
21 nêutrons 20 nêutrons
14, 14 N
i
8 nêutrons
iH
T
2 nêutrons
i
7 nêutrons
2 He
i
1 nêutron
Existem, ainda, átomos que pertencem a diferentes ele­
mentos, mas possuem o mesmo número de nêutrons. Átomos 
desse tipo são chamados de isótonos.
Isótonos são átomos que apresentam o mesmo número 
de nêutrons, mas diferentes números atômicos e de massa.
Veja alguns exemplos:
Cl 40
i
20 nêutrons
2oCa 
20 nêutrons
T K Ca
i i
20 nêutrons 20 nêutrons
Para sua melhor memorização, observe o seguinte esquema.
= P
4^ A
= A
-IsótoNosj A 
= N
-IsótoPos
-IsóbAros-
(3P 
-5 é > 
< p .
s ^
Exercícios resolvidos
As partículas fundamentais do átomo são o próton, o nêu­
tron e o elétron. O número de prótons caracteriza o elemeiUo 
químico, e é chamado de número atômico (Z). O número de mas­
sa (A) de um átomo corresponde ao total de prótons e nêutrons 
que possui em seu núcleo. O elétron possui carga negativa: o 
próton positiva; e o nêutron não possui carga elétrica.
Com base nessas informações e nos seus conhecimentos sobie 
o modelo atômico atuaj,^lgue as afirmações a seguir.
I. Uma partícula^^^possui 12 prótons, 10 elétrons e 12 nêu­
trons é eletricamente neutra.
II. Dois átomc^ neutros que possuem o mesmo número de elé­
trons pertelQCgHfa um mesmo elemento químico.
III. O trítio possui 1 próton e 2 nêutrons; e o deutério possui 1 
próton e 1 « êu tri^ Essas partículas pertencem a um mes­
mo elem^ntíxfuímico, apesar de o trítio ser mais pesado 
que o deutério.
IV. O átomo de ^ r ro possui os números de massa 56, 30 de 
nêutrons e 2Ád©-efétrons.
V. Uma parttóul^om 33 prótons e^36 elétrons possui carga 
po^iva e^proS^mada de^ EatiolT:)
Resolução;
I. Falso. Uma partícula só é neutra quando o número dc 
cargas positivas é igual ao número de cargas negativas. 
Neste caso, o número de prótons é diferente do número dc 
elétrons.
II. Verdadeiro. Se ambos são neutros, o número de prótons 
é igual ao número de elétrons. Se ambas as espécies lém 
o mesmo número de elétrons, consequentemente têm o 
mesmo número de prótons e pertencem ao mesmo elemento 
químico.
III. Verdadeiro. Como o número atômico do hidrogênio é I . 
ambos têm 1 próton no núcleo. Mas como o número dc 
massa do tritio é 3, então N=3-I=2. No caso do deutério. 
cujo número de massa é 2, o número de nêutrons é l. O 
tritio é mais pesado que o deutério por ter maior númen - 
de massa.
IV. Verdadeiro. A=P+N =s 56=P+30 => P=26. Como se trata 
de um átomo, é neutro. Portanto, P=E=26.
V. Falso. Se o número de prótons é menor que o número de 
elétrons, então a partícula é negativa e deve ser chamada 
de ânion.
'3P
FÜ-SP Sãçf;dadas as seguintes ir 
D ^X ,Y eè-
nformações relativas aos
átomôã^X,
X é isóbaro de Y e isótono de Z.
Y tem número atômico 56, número de massa 137, e é isótopo 
de Z.
O número de massa de Z é 138.
O número atômico de X é:
53
54
55
56
57
quím ica • FRENTE 1
Resolução:
Utilizando as informações do problema, temos:
137
56 Y
Mas X e Ysão isóbaros. portanto:
137 Y I 3 7 y l í S y 
56^
138'
138'
Como Y e Z são isótopos, temos que:
137 Y 137y 1 3 8 y
56^ 56^
Se X e Z são isótonos, temos que:
137 ~ a = 1 3 8 -5 6 ^ a = 55
Nx Ny
Um íon de carga 3 - tem o mesmo número de elétrons 
que um certo átomo, cujo número atômico é 14. Sabendo-se 
que o íon possui 20 nêutrons; o número atômico e o número 
de massa do átomo que dá origem a esse íon são, respectiva­
mente:
11 e31 
14e34 
17e37 
37 e 17 
34 e 14
Resolução;
Se o número atômico do átomo, que é uma espécie neutra, é 14, 
então este também é o número de elétrons do átomo e, segundo 
o enunciado, também do ion. Se a carga do íon é 3-, ganhou 
3 elétrons para ficar com 14. Portanto, quando era neutro, o 
íon tinha 11 elétrons e, consequentemente, 11 prótons. Mas 
A=P+N => A = ll+20 ^A = 3 1 .
___________________________________________________ y
Dístríbuífâo eletrônico - átomo de Bohr
Embora o modelo de Rutherford tenha explicado conve­
nientemente como as partículas subatômicas distribuem-se 
no átomo, ele sugeria que os elétrons eram partículas nega­
tivas que estariam girando em tomo do núcleo. Pela até en­
tão existente
mecânica clássica (mecânica baseada nas leis 
do movimento, formuladas no século XVII pelo físico inglês 
Isaac Newton), havia inconsistências graves para explicar o 
movimento dos elétrons. De acordo com a mecânica clássi­
ca, uma partícula elétrica em movimento deveria emitir ondas 
eletromagnéticas continuamente. Isso faria com que o elétron 
perdesse energia até cair no núcleo, ou seja, pela mecânica 
clássica o átomo de Rutherford seria instável.
Fig. 21 Modelo clássico e modelo de Bohr.
Em 1913, Bohr, interessado em explicar a emissão de luz 
pelos átomos excitados, conseguiu formular um novo modelo 
atômico.
Já se sabia que as fontes de luz visível dependiam essen­
cialmente do movimento de elétrons. Os elétrons nos átomos 
podem ser elevados de seus estados de energia mais baixa até 
os de energia mais alta por diversos métodos, tais como calor 
ou corrente elétrica. Quando os elétrons eventualmente retor­
nam ao seus níveis mais baixos, emitem radiação que pode es­
tar na região visível do espectro.
A luz branca partindo de uma lâmpada comum decompõe-se 
ao passar por um prisma. Esse fenômeno, pelo qual o branco se 
decompõe em todas as cores visíveis ao olho humano, é chamado 
de difração. O que se vê no anteparo é chamado de espectro con­
tínuo, pois as cores vão mudando gradativamente e sem que haja 
falha de luz entre elas. Observe o anteparo visto de frente:
Fig. 22 Emissão de luz branca a partir de uma lâmpada comum 
sofre difração ao passar por um prisma.
Observando as próximas figuras, não é difícil perceber que 
o espectro contínuo nada mais é do que um pequeno arco-íris. 
Contudo, Bohr resolveu fazer a difração para uma lâmpada de 
gás hidrogênio.
CAPÍTUIO 1 • 0 Átomo V 17
Veja o resultado:
Fig. 23 Espectro contínuo observado no anteparo da experiência anterior visto de frente.
Fig. 24 Espectro de emissão do elemento hidrogênio.
Fig. 25 Espectro de emissão do eiemento ferro.
Note que a energia emitida pelos saltos eletrônicos nos átomos de hidrogênio não pode assumir qualquer valor (a constatação 
vem do fato de observarmos apenas algumas poucas faixas de cor). Isso pode ser observado também no espectro de emissão do ele­
mento ferro, sendo que cada elemento possui seu próprio espectro de emissão. Mas se a energia emitida não pode assumir qualquer 
valor, então um elétron não pode ocupar qualquer órbita imaginária possível. Logo, existem apenas poucas “órbitas” permitidas para 
os elétrons em relação ao núcleo.
Bohr concluiu que o elétron do átomo não emitia radiações, enquanto permanecesse na mesma órbita, emitindo-as apenas quan­
do se deslocava de um nível de maior energia para outro de menor energia.
A teoria quântica permitiu-lhe formular essa concepção de modo mais preciso; as órbitas não se localizariam a quaisquer dis­
tâncias do núcleo, ao contrário, apenas algumas órbitas seriam possíveis, cada uma delas correspondendo a um nível bem definido 
de energia do elétron. A transição de uma órbita para a outra seria feita por saltos, pois, ao absorver energia, o elétron saltaria para 
uma órbita mais externa (conceito de quantum) e, ao emiti-la, passaria para outra mais interna (conceito às,fótori). Cada uma dessas 
emissões aparece no espectro como uma linha luminosa bem localizada.
Absorção
Núcleos
Elétron
Emissão
Fóton emitido 
de energia 
maior
- Fóton sendo 
absorvido 
pelo átomo
Fóton emitido 
de energia 
menor
Elétron
Núcleos
Fig. 26 Absorção e emissão de energia pelo elétron.
Exercício resolvido
O elemento sódio e seus compostos, ao serem aquecidos, 
emitem uma intensa coloração amarela. Explique esse fenôme­
no, considerando o átomo e as camadas eletrônicas.
Resolução:
Com o aquecimento, a energia térmica do fogo fo i absorvida 
pelos elétrons do sódio, que foram para camadas mais exter­
nas. No retorno às camadas mais internas, os elétrons libera­
ram toda a energia que absorveram em forma de luz amarela, 
característica do sódio.
_________________________________________________
Resumindo essas idéias, o cientista Niels Bohr propôs os 
chamados postulados de Bohr.
1.
2 .
3.
O elétron pode se mover em determinadas órbitas sem ir­
radiar. Essas órbitas estáveis são denominadas estados es­
tacionários.
As órbitas estacionárias são em número limitado bem defi­
nido, sendo denominadas camada eletrônica ou nível de 
energia, esta última denominação é a mais utilizada atual­
mente.
Um elétron só troca energia com o meio externo quando 
muda de órbita; ganha energia quando se afasta do núcleo; 
e perde energia quando se aproxima deste.
Níveis de 
energia 
J_
Núcleo Elétron
Fíg. 27 Modelo atômico de Bohr.
A partir desses postulados, Bohr propôs a existência de 
7 níveis de energia no átomo de hidrogênio, para explicar 
a emissão de radiação eletromagnética por esse elemento. 
A primeira dessas camadas denominou-se K (do alemão 
fCernel - caroço) e as demais seguindo a ordem alfabética 
(L, M, N, O, P e Q).
Fig. 28 Camadas eletrônicas de Bohr.
A antiga notação por meio de letras deu lugar à notação por 
meio de números naturais. Observe a correspondência a seguir.
K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
Tab. 4 Correspondência entre camadas e níves.
Segundo Rydberg, o número máximo de elétrons possível 
em cada uma das camadas pode ser calculado pela seguinte 
fórmula:
e = 2 • n^
Nesta, e é o número de elétrons, e n é o número do nível de 
energia. Dessa forma, o número máximo de elétrons para cada 
nível de energia seria:
Camadas K L M N 0 P Q
Níveis 1 2 3 4 5 6 7
Número de 
elétrons 2 8 18 32 50 72 98
Tab. 5 Número máximo de elétrons por nível.
Todavia, não existem elementos que possuam tantos 
elétrons a ponto de completar os níveis de energia 5, 6 e 7. 
O elemento de maior número atômico conhecido foi fabricado 
artifícialmente e recebe o nome Ununócio (símbolo: Uuo). Esse 
elemento de número atômico 118 apresenta, quando neutro, 
118 elétrons. Sua distribuição eletrônica é a seguinte:
Camadas 
Níveis 
Número de 
elétrons
K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
2 8 18 32 32 18 8
Tab. 6 Distribuição eletrônica por níveis do Uuo.
Subníveis de energia
Foi por volta de 1923 que começou a se desenhar o modelo 
atômico aceito como verdadeiro até hoje. O modelo atômico atual 
difere em alguns pontos do modelo atômico de Rutherford-Bohr, 
estudado anteriormente. Todas essas descobertas se baseiam nos 
Princípios da Mecânica Quântica, que foram enunciados com 
base em equações matemáticas muito avançadas para o Ensino 
Médio.
CAPÍTULO 1 • OÁtomo \ 19
Prindpío da dualidade de De Broglíe
Um elétron tem comportamento duplo de partícula e onda. 
Esse é um dos princípios básicos da estrutura atômica atual. 
De fato, a toda matéria está associada uma onda e vice-versa. 
Isso deriva da equação matemática:
hm =
cX,
m massa
X —> comprimento de onda 
h ^ constante de Planck 
c ^ velocidade da luz
Observe que toda massa m está associada a um compri­
mento de onda.
Princípio da incerteza de Heisenberg
É impossível determinar, com precisão e simultaneamente, 
a posição e a velocidade de um elétron. Isso ocorre porque 
quando se quer determinar com precisão a velocidade de 
um elétron, deve-se emitir sobre este uma onda de curto 
comprimento (o comprimento da onda é a própria imprecisão 
da posição). Contudo, ondas de baixo comprimento são ondas 
de muita energia, que interferem e, portanto, modificam muito a 
velocidade de um elétron, que também tem comportamento de 
onda (A partir da verificação desse comportamento, o cientista 
Erwin Schrõdinger deduziu matematicamente a equação 
ondulatória do elétron. Essa equação é diferencial e, portanto, 
está fora dos objetivos deste livro).
Os elétrons não devem ser caracterizados por uma posição 
instantânea, pois não possuem trajetória fixa nem previsível. O
caminho que um elétron percorre é totalmente aleatório. Por 
mais que se conheça a posição de um elétron em um dado ins­
tante, não se pode concluir nada a respeito da posição no instante 
seguinte.
Para entender melhor o que ocorre na prática, imagine que 
seria possível obter fotografias de um determinado elétron que 
não sai do seu estado estacionário (que não troca energia com o 
meio). Imagine, inicialmente, as primeiras mil posições de um 
elétron visualizadas através de uma fotografia:
Agora, para esse mesmo elétron, imaginemos as dez mil 
primeiras posições em outra fotografia:
Fig, 30 As dez mil primeiras posições de um elétron em uma fotografia. 
E para as cem mil primeiras posições, teríamos:
Fig, 31 As cem mil primeiras posições de um elétron em uma fotografia.
É por meio dessa fotografia imaginária, retratando a rea­
lidade, que podemos concluir, com segurança, que é impossí­
vel saber qual será a próxima posição de um elétron. Porém, é 
absolutamente nítido que o elétron se encontra em uma região 
preferencial. Nesse caso, há uma enorme probabilidade de en­
contrarmos elétron dentro de uma região imaginária específica, 
que a partir de agora chamaremos de orbital. Note que esse 
orbital tem a forma de uma esfera.
Fig. 29 As mil primeiras posições de um elétron em uma fotografia.
Fig. 32 Orbital na forma de esfera, região em que o elétron se 
encontra na maior parte do tempo.
E importante salientar que o elétron não necessariamente 
deve estar dentro do orbital. Nada impede que ele esteja inclu­
sive bem distante dele; porém, a probabilidade de encontrá- 
-lo dentro do orbital é máxima. Além disso, o orbital é uma 
região imaginária, sem que seja delimitado por uma fronteira 
física, como uma cerca ou membrana bem fina.
E ainda, há elétrons cujos orbitais não têm formato esférico;
Fig. 34 Orbital de um elétron p.
Note que, nesse caso, o elétron delimitou uma região prefe­
rencial com outro formato, mas ainda há orbitais com outros for­
matos, bem mais complicados, que fogem aos nossos objetivos.
y^TEMÇÃO!
É bastante comum encontrarmos o orbital p representa­
do esquematicamente de maneira bem diferente da figu­
ra anterior. A figura a seguir mostra como o orbital p é 
geralmente encontrado em livros. Utiliza-se esse formato, 
chamado de halteres, pela facilidade em desenhá-lo e por 
permitir desenhar o interpolamento com outro orbital mais 
facilmente.
Fig. 33 As dez mil primeiras posições de um elétron em um orbital p.
Orbital 2p^
Podemos, nesse momento, com mais segurança, definir o 
termo orbital.
Orbital é a região em que é máxima a probabilidade de 
se encontrar um elétron.
Princípio do exclusão de Pouli
Em 1925, para explicar inconsistências entre o espectro 
molecular observado e o desenvolvimento da mecânica quân- 
tica, Wolfgang Pauli formulou o princípio de exclusão, o qual 
estabelece que nenhuma partícula (elétrons, por exemplo) pode 
existir no mesmo estado quântico.
Segundo Pauli, como os elétrons giram em tomo de um eixo 
próprio, produzem um campo magnético. Portanto, dois elétrons 
somente poderão ocupar o mesmo orbital caso estejam girando em 
sentidos contrários, pois a repulsão elétrica entre eles será com­
pensada pela atração magnética. Uhlenbeck e Goudsmit, poste­
riormente, identificaram esse grau de liberdade como o spin.
CAPITUIOI • OAtomo
Dessa forma, por simplicidade, a representação dos elé­
trons em orbitais será feita como se segue:
à
ou
f
Cada flecha representa um elétron, e o sentido representa a 
sua rotação. O primeiro elétron de cada subnível pode ser repre­
sentado por flecha para cima ou para baixo, mas o sentido da se­
gunda flecha deve ser obrigatoriamente contrário ao da primeira.
No modelo atômico de Rutherford-Bohr, a energia de um 
elétron estava inequivocadamente associada ao seu raio em re­
lação ao núcleo. Porém, a energia de um elétron também está 
associada ao tipo de orbital que ocupa. Portanto, além do nível 
de energia que um elétron ocupa (que está associado à distância 
média em relação ao núcleo), há também um subnivel de energia 
(que está associado ao tipo de orbital). Enquanto os níveis são 
chamados de K, L, M, N, O, P e Q, os subníveis são designados 
pelas letras s, p, d e f, que são as iniciais de sharp, principal, di- 
fuse e fundamental. Essas palavras, que identificam as pequenas 
raias de luz encontradas em cada raia maior dos espectros descon­
tínuos, significam, respectivamente, nítida, principal, difusa e 
fundamental. Cada uma dessas pequenas raias constituiu a com­
provação experimental da existência de subníveis. Por sua vez, 
cada um desses subníveis é composto por um conjunto de orbitais 
de um determinado formato.
Subnível N°deorbitais Elétrons nos orbitais
s 1
k
p
Ge
3 1 r
k
n
d
koc
5 n n u i r
f
l h
7 \ \
k. k
\ 1 j r
k
Pela aplicação da teoria desenvolvida por Bohr-Sommerfeld- 
-Stoner, chegou-se à sequência de energia crescente dos 
subníveis:
Energia dos subníveis cresce
1 2s^ 2p‘ 3s^ 3p® 3d'“ 4s^ 4p® 4d™ 4f'“ 5s^ Sp® 5d'“ 5f“ 6s® 6p® 6d’“ 7s® ^
O subnível 3s^, por exemplo, é lido “três esse dois”. O nú­
mero três representa o nível energético do orbital em questão; e 
o número dois não é um expoente matemático, e sim o número 
de elétrons que ocupa aquele orbital s.
A distribuição de elétrons de um átomo pode agora ser 
feita aplicando-se o princípio de Aufbau, ou princípio da 
construção, em que basta adicionar elétrons um a um até 
chegar ao número de elétrons desejado, ou seja, para um 
elemento que possua 25 elétrons, teremos a seguinte distri­
buição eletrônica:
Is ^2s^ 2p* 3s^ 3p* 4s ^3d®
A distribuição eletrônica de qualquer elemento pode ser fa­
cilmente executada, desde que se tenha decorado a sequência 
de energia crescente dos subníveis. Linus Pauling, um químico 
norte-americano, contornou essa dificuldade popularizando um 
dispositivo prático que veio a ser conhecido como diagrama 
de Linus Pauling.
Com isso, a distribuição eletrônica dos átomos pode ser rea­
lizada seguindo-se a sequência das diagonais desse diagrama.
ixercício resolvido
Dê as configurações eletrônicas por níveis e subníveis no 
estado fundamental das espécies a seguir.
a) ^„Ca
b)
Tab. 7 Número de orbitais por subnívei.
22 J QUÍMICA • fRENTE 1
Resolução:
a) Por subníveis: Is^ 2s^ 2p^ 3s^ 3p^ 4s^
Por níveis: K = 2; L = 8; M = 8; N = 2
b) Por subníveis: Is^ 2s^ 2p^ 3s^ 3p^ 4s^ 3d“’ 4p^ 5s^ 4d“’ 5p^ 
6s^ 4 f^ Sd’’^ 6p^ 7s^ 5 f
Por níveis: K=2; L=8; M=18; N=32; 0=22, P=8; Q=2 
_______________________________________________________^
vazio daquele subnível, pois em um subnível semipreenchido, 
ele sofreria repulsão eletrostática do outro elétron.
Regra de Hund:
Cada orbital de um subnível recebe um elétron com os 
mesmos spins, para que depois cada um desses orbitais receba 
o segundo elétron.
A distribuição eletrônica de íons é semelhante à dos átomos 
neutros. No entanto, deve-se atentar ao fato de que na formação 
de um cátion o átomo irá perder elétrons da última camada, e 
não do subnível mais energético.
Exercício resolvido
Exercício resolvido
Dê as configurações eletrônicas por níveis e subníveis 
dos seguintes íons:
a) 2oCa^ ^
b) 26^ "^ ^
c) . s "
Resolução:
Por subníveis: Is^ 2s^ 2p^ 3s^ 3p^ 
Por níveis: K = 2; L = 8; M = 8j 
Por subníveis: Is^ 2s^ 2p^ 3s^ 3p‘ 3cP 
Por níveis: K = 2; L = 8; M 
Por subníveis: Is^ 2s^ 2p^ 3s^ 3p^ 
Por níveis: K = 2; L = 8; M = 8
a)
b)
c)
Exceção ao princípio de Aufbau
Com a aplicação do princípio de Aufbau na sequência de 
energia crescente dos subníveis, é possível prever as confi­
gurações eletrônicas da maior parte dos átomos. No entanto, 
existem alguns elementos que apresentam um desvio na distri­
buição eletrônica esperada do nível mais energético,
por exem­
plo, elementos que deveríam ter a distribuição ns^ (n-l)d^, na 
verdade, possuem a distribuição mais estável ns' (n-l)d'®.
Configurações esperadas:
a) 2 ^Cu - Is^ 2s^ 2p ^3s^ 3p® 4s ^3d’
b) ^^Ag - Is^ 2s ^2p* 3s ^3p*’ 4s ^3d*“ 4p* Ss ^4d’
c) ^gAu - Is^ 2s^ 2p* 3s^ 3p® 4s^ 3d'® 4p‘’ 5s ^4d'® 5p* 4 f ‘* 6s ^
5d’
Configurações observadas:
a) 2 ,Cu - Is^ 2s ^2p* 3s ^3p* 3d'“ 4s‘
b)
c)
6s‘
29
.^^ Ag - Is^ 2s ^2p® 3s ^3p* 4s ^3d'“ 4p® 4d'“ 5s*
^^Au - Is^ 2s ^2p® 3s ^3p® 4s^ 3d'® 4p* 5s ^4d‘® 5p® 4f'*5d"
Distribuição eletrônica nos orbitais
Para distribuir elétrons nos orbitais de um subnível, deve-se 
obedecer à regra de Hund. O preenchimento de elétrons obedece 
a um raciocínio lógico. Um elétron sempre procura um orbital
Faça as seguintes distribuições eletrônicas nos orbitais:
a) 4 elétrons num subnível p.
b) 4 elétrons num subnível d.
c) 9 elétrons num subnível f
Resolução:
a)
b)
c)
Propriedades magnéticas
Quandos dois elétrons ocupam o mesmo orbital, seus 
spins têm direções opostas e são ditos antiparalelos. De acor­
do com os princípios da Física, qualquer partícula com carga 
em movimento gera um campo magnético. No caso de dois 
elétrons emparelhados no mesmo orbital {spins opostos) ha­
verá uma compensação das forças magnéticas. No entanto, se 
em um átomo houver elétrons desemparelhados, ou seja, or­
bitais com apenas um elétron, ele será fracamente atraído por 
um campo magnético (efeito paramagnético). A magnitude 
do efeito paramagnético é uma medida do número de elétrons 
desemparelhados. Por sua vez, o díamagnetismo (todos os 
elétrons emparelhados) gera uma repulsão muito fraca a cam­
pos magnéticos.
Resumindo, átomos com elétrons desemparelhados são 
ditos paramagnéticos, enquanto átomos com todos os elé­
trons emparelhados são ditos diamagnéticos.
iiNa 1s^ 2s= 2p® Paramagnético
18Ar Í Ü l P l l l I l l l l I I P l l l l l l l l l l
1s^ 2s^ 2p« 3s^ 3p®
Diamagnético
Tab, 8 Distribuição eletrônica nos orbitais de um átomo paramagnéti­
cos de um átomo diamagnéticos.
Os quatro números quânticos
Cada elétron de um átomo pode ser descrito por quatro ca­
racterísticas: o nível de energia; o subnível de energia; o orbital
CAPÍTULO 1 • OÁtomo \ 23
que ocupa; e o sentido de rotação sobre o próprio eixo. Cada uma 
dessas características está associada a um número. O conjunto 
desses quatro números é chamado de números quânticos.
O número quântico principal (n) está associado ao nível 
de energia do elétron, como mostra a correlação a seguir.
Exercício resolvido
n Nível de energia
1 K
2 L
3 M
4 N
5 0
6 P
7 Q
Tab, 9 Número quântico principal.
O número quântico secundário (£) está associado ao subnível 
de energia, como mostra a correlação a seguir.
Tab, 10 Número quântico secundário.
Cada um dos orbitais de um subnível é representado pelo 
número quântico magnético (m), como mostra a correlação 
a seguir.
0
P
-1 0 +1
d
- 2 -1 0 +1 +2
f
- 3 - 2 -1 0 +1 +2 +3
Fig, 37 Número quântico magnético.
Note que o orbital central sempre tem número quântico 
magnético igual a zero.
Dentro de cada orbital, os elétrons diferenciam-se pelas 
suas rotações, e isto se associa ao número quântico de spin 
(s), em que spin (do inglês) significa rotação. Os valores de
spin podem ser s = ± —. Não importa qual é o sinal do spin do
primeiro elétron de cada orbital, desde que o sinal do segundo 
seja o contrário do sinal do primeiro.
Por meio desses quatro números quânticos, podemos deter­
minar inequivocamente cada elétron de um átomo. Corroboran­
do assim o princípio da exclusão de Pauli, que diz:
Dois elétrons distintos de um mesmo átomo não podem 
ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos.
Considerando-se que o primeiro elétron que entra no orbi­
tal tenha spin identifique os quatro números quânticos do
último elétron colocado na distribuição eletrônica dos seguin­
tes átomos:
a) „Na
b) ^Pd
c) 5,Ce
Resolutão:
a) ^Na - Is^ 2s^ 2p^ 3s'
O último elétron da distribuição é o elétron do subnível 
3s‘.
O
b)
Seus quatro números quânticos são: 
n = 3
e = o
m = 0
1
^ ^ d - Is^ 2s^ 2p^ 3s^ 3p^ 4s^ 3d"’ 4p^ 5s^ 4cf
O último elétron da distribuição é o elétron do subnível
4cP.
último elétron 
distribuído
- I -2 0 +1 +2
Seus quatro números quânticos são: 
n = 4 
f = 2 
m = 0
1
s = —
2
c) ^gCe - Is^ 2s^ 2p^ 3s^ 3p^ 4s^ Sd'" 4p^ 5s^ 4d'° Sp’’ 6s^ 4 f 
O último elétron da distribuição é o elétron do subnível 4f.
último elétron 
distribuído
I
-3 -2 - I 0 +1 +2 +3
Seus quatro números quânticos são: 
n = 4 
1 = 3 
m = -3
Revisando
Adotando-se o modelo de Dalton para o átomo, e considerando as seguintes figuras:
• • •
Hidrogênio Oxigênio Carbono Cloro
desenhe a fórmula estrutural das seguintes moléculas:
a) HCe C) HgCC^
b) CH4 d) CO2
Usando a mesma representação anterior, diga qual a fórmula molecular de cada um dos compostos a seguir.
C) d)
Cite duas descobertas que levaram os cientistas a reava­
liar a indivisibilidade do átomo.
1 3 1 Calcule o valor da massa atômica dos átomos a seguir, 
considerando-se as porcentagens de cada isótopo.
a) °^B - 20% 
" B - 8 0 %
i O \A
Preencha a tabela a seguir com os valores corretos.
Símbolo Prótons Nêutrons Elétrons z A
H i O 1 i 1
C 6 6 (
Na+ u VO 11 23
B r b b 36 5 b 80
Ga®+
3 L
39 31 5 0
Tg2- 52 76 5 1 h^\ l
Escreva, para cada um dos átomos a seguir, a quanti­
dade de prótons, nêutrons e elétrons.
a) 2 He
Prótons: cJj
Nêutrons: 
Elétrons: T
b) 63Cu - 69% 
65Cu-31%
I H i A prata tem massa atômica igual a 107,9 e é formada 
pelos isótopos ■'“^Ag e ’°®Ag. Qual é a composição isotópica da 
prata, expressa em porcentagem?
b) f,K
Prótons:
Nêutrons: ■D
Elétrons: »
c) “^Ca^
Prótons:
Nêutrons: 
Elétrons: \ ^
Levando-se em conta a existência dos três isótopos do 
hidrogênio (’,H, e ^H) e de apenas um isótopo do oxigênio 
OiO), quantos nêutrons podem ser encontrados em uma mo­
lécula de água?
d)
Prótons: 
Nêutrons: 
Elétrons: '
J E l o elemento é isótopo do elemento B, que tem 20 
nêutrons. B é isóbaro do elemento C. Sabendo-se que C tem 
18 prótons, determine:
a) 0 número atômico dos 3 eiementos.
M IB Faça a distribuição eietrônica nos subníveis de cada um 
dos íons a seguir.
a)
b)
b) o número de massa dos 3 elementos.
c)
c) qual 0 átomo isótono de C.
d)
a) 53*
Faça a distribuição eletrônica nos subníveis de cada um 
dos átomos neutros a seguir.
a) ,N
g Q Faça a distribuição eletrônica nos subníveis dos átomos 
a seguir e preencha os orbitais do subnível mais energético.
a) ai
2 od*-'
d) 20^^
c) 4sCd
d) vaPt
b) gjGe
c) 43TC
e) goU
CAPÍTULO 1 • OÁtomo \ 27
d)
1
6 r / r
a) n = .
m = . 
s =
b) n = .
m = . 
s =
e) 94PU
Convencionando-se que o primeiro elétron que entra em
um orbital tem spin , dê os quatro números quânticos do
último elétron na distribuição eletrônica de cada um dos átomos 
do exercício anterior.
c) n = .
m = . 
s =
d) n = .
m = . 
s =
e) n = .
m = 
s = _
Exercícios propostos
Modelos atômicos
n PUC-MG Assinale a afirmativa que descreve adequada­
mente a teoria atômica de Dalton.
Toda matéria é constituída de átomos:
os quais são formados por partículas positivas e negativas, 
os quais são formados por um núcleo positivo e por elé-s ^
trons que gravitam livremente em torno desse núcleo, 
os quais são formados por um núcleo positivo e por elé­
trons que gravitam em referentes camadas eletrônicas, 
e todos os átomos de jám mesrnó elemento sãp idênticos.e^
PUC-MG Assinale a afirmativa a seguir que não é uma 
ideia que provém do modelo atômico de Dalton.
^ Átomos de um elemento
podem ser transformados em áto­
mos de outros elempntos por rações químicas.^
Todos os átomos de um dedô^elemento têm propriedades 
idênticas, as quai^diferém das propriedades dos átomos 
de outros elementos.
Um elemento é composto de partículas indivisíveis e 
diminutas chamadas átomos.
Compostos são formados quando átomos de diferentes 
elementos se combinam em razões bem determinadas.
UFU Podemos considerar que Dalton foi 0 primeiro cien­
tista a formalizar, do ponto de vista quantitativo, a existência 
dos átomos.
Com base na evolução teórica e, considerando os postulados de 
Dalton citados abaixo, marque a única alternativa considerada 
correta nos dias atuais.
Os átomos de um mesmo elemento são todos idênticos. 
Uma substância elementar pode ser subdividida até se 
conseguirem partículas indivisíveis chamadas átomos.
Dois ou rpais átomos podem-se combinar de diferentes 
maneiras para fofrnar mais de um tipo de composto.
É imposSívél criar ou destruir um átomo de um elemento 
químico.
D ITA Em 1803, John Dalton propôs um modelo de teoria 
atômica. Considere que, sobre a base conceituai desse modelo, 
sejam feiias as seguintes afirmações.
I. O átomo apresenta a configuração de uma esfetaiígida. ^
II. Os átomos caracterizam os elementos químicos, e somen­
te os átomos de um mesmo elemento são idênticos em - 
todos os aspectos.
III. As transformações químicas consistem de combinação, 
separação e/ou rearranjo de átomos.
IV. Compostos químicos são formados de átomos de dois ou 1 
mais elementos unidos em uma razão fixa.
Qual das opções a seguir se refere a todas afirmações cor­
retas?
I e IV. II e IV. ( ^ - ^ " l l , III e IV.
e III. II, III e IV.
I PUC-RS O átomo, na visão de Thomson, é constituído de: 
níveis e subníveis de energia, 
cargas positivas e negativas. ^
núcleo e eletrosfera. 
grandes espaços vazios, 
orbitais.
O UFRS A experiência de Rutherford, que foi, na verdade, 
realizada por dois de seus orientados, Hans Geiger e Ernest 
Marsden, serviu para refutar es^clalmente o modelo atômico: 
de Bohr. / quântico.
v C de Thomson. (ei de Dalton,
planetário.
Com relação à estrutura do átomo, assinalar a álternativa 
correta.
O átomo é ríteKjiço.
X , A massa do átomo está fundapfentalmente concentrada 
^ e m seu núcleo. (
No núcleo encontram-se prótons e elétrons.'’^
A massa do ejétron é igual à massa do próton.
Os átomos" de um mesmo elemento químico são todos 
iguais.
mm PUC-MG O modelo atômico de Rutherford não inclui es­
pecificamente: /
>; nêutrons. próton,
núcleo. (d) elétron.
D Uerj Em 1911, o cientista Ernest Rutherford realizou um 
experimento que consistiu em bombardear uma finíssima lâmi­
na de ouro com partículas a emitidas por um elemento radioa­
tivo, e observou que:
- a grande maioria das partículas atravessava a lâmina de ouro 
sem sofrer desvios, ou sofrendo desvios muito pequenos, 
uma em cada dez mil partículas a era desviada para um 
ângulo maior do que 90°.
Com base nas observações acima, Rutherford pôde chegar à 
seguinte conclusão quanto à estrutura do átomo;
0 átomo é maciço e eletricamente neutro.x 
a carga elétrica do elétron é negativa e p^ntiforme.
0 ouro é radioativo e um bom condutor de corrente elétrica. 
o núcleo do átomo é pequerjo e conjém a maior parte da 
massa. (
I Q UFMG Os diversos modelos para o átomo diferem quanto 
às suas potencialidades para explicar fenômenos e resultados 
experimentais.
Em todas as alternativas, o modelo atômico está corretamente 
associado a um resultado experimental que ele pode explicar, 
exceto em:
O modelo de Rutherford explica por que algumas partícu­
las alfa não conseguem atravessar uma lâmina metálica 
fina e sofrem fortes desviosX-^
O modelo de Thomson explica por que a dissolução de clo­
reto de sódio em água produz uma solução que conduz 
eletricidade?^
^ O modelo de Dalton explica'por que um gás, submetido a 
uma grande diferiénça de/potencial elétrico, torna-se con­
dutor de eletricidade.
O modelo de Dalton explica por que a proporção em massa 
dos elementos de um composto é definida.
UFSC Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro 
(0,0001 mm de espessura) com partículas “alfa”, emitidas pelo 
polônio (Po) contido no interior de um bloco de chumbo (Pb), 
provido de uma abertura estreita para dar passagem às partí­
culas por ele emitidas.
Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela prote­
tora revestida de sulfeto de zinco.
partículas a
bloco de Pb
anteparo com ZnS
Observando-se as cintilações na tela revestida de sulfeto de zin­
co, Rutherford verificou que muitas partículas atravessavam a 
lâmina de ouro sem sofrerem desvio (x), e que poucas partículas 
sofriam desvio (y).
Assinale a(s) proposição(ões) correta(s).
Q- Partículas possuem carga elétrica negativa.
Partículas sofrem desvio ao colidirem com elétrons nas 
eletrosferas dos átomos de Au.
"ÜA O sulfeto de zinco é um sal.
5'8 Partículas sofrem desvio ao colidirem com o núcleo dos 
átomos de Au.
O tamanho do átomo é cerca de 10.000 a 100.000 vezes 
maior do que o seu núcleo.
32 O Polônio de Z = 84 apresenta 4 elétrons no último nível de 
energia.
Soma = iv
íy l
mvm uFPi A luz fornecida por uma lâmpada de vapor de sódio 
utilizada em iluminação pública é resultado de:
(a) transição de elétrons de um dado nível de energia para um 
outro de maior energia.
remoção de elétrons de um átomo para formar cátions. 
transição de elétrons de um nível de energia mais alto para 
um mais baixo.
r
\ .
j
CAPÍTULO 1 • OÁtomo \ 2 9
- d) adição de elétrons e átomos para formação de ânions. 
combinação de átomos para formar moléculas.
U I U e rjA figura a seguir foi proposta por um ilustrador para 
representar um átomo de lítio (Li) no estado fundamental, se­
gundo o modelo de Rutherford-Bohr.
prótons 
nêutrons 
• elétrons
Constatamos que a figura está incorreta em relação ao número de: 
nêutrons no núcleo, 
partículas no núcleo.
(Tc) elétrons por camada.
(d partículas na eletrosfera.
■ El PUC-Rio Na produção de fogos de artifício, diferentes 
metais são misturados à pólvora para que os fogos, quando 
detonados, produzam cores variadas. Por exemplo, o sódio, 
o estrôncio e o cobre produzem, respectivamente, as cores 
amarela, vermelha e azul.
Se^ a localização dos elétrons num determinado nível depende 
dá sua quantidade de energia, é incorreto afirmar que:
quando a pólvora explode, a energia produzida excita os 
elétrons dos átomos desses metais, fazendo-os passar de 
níveis de menor energia para níveis de maior energia, 
os níveis de menor energia são aqueles mais próximos do 
núcleo, e os níveis de maior energia são aqueles mais dis­
tantes do núcleo.
quando o elétron retorna para o estado fundamental, ele 
cede energia anteriormente recebida sob a forma de luz. 
a luminosidade colorida nos fogos de artifício não depende 
do salto de elétrons de um nível para outro, 
no laboratório, o estrôncio poderia ser identificado pela 
coloração vermelha quando este recebe o calor de uma 
chama.
Partículas fundamentais
y
■ £ 1 Para identificar um elemento químico, usa-se:
(H ) o número atômico.
: o número de massa.
a capacidade de realizar ligações químicas, 
ct; o tamanho do átomo.
(e) um microscópio eletrônico.
■ Q l Fatec Se IgF® ® I 7C0 são espécies de elementos dife­
rentes que possuem o mesmo número de massa, uma Caracte­
rística que os distingue sempre é o número de: 
ta - elétrons na eletrosfera.
(b) elétrons no núcleo.
(c’; nêutrons na eletrosfera.
'W prótons no núcleo.
Ç í) nêutrons no núcleo.
O átomo constituído de 25 prótons, 30 nêutrons e 25 elé­
trons apresenta, respectivamente, número atômico e número 
de massa iguais a:
2 5 e 2 5 . f'd) 25 e 50.
'T V 30 e 25. 55 e 50.
! 0 25 e 55.
U
i£l UFV Os átomos do elemento químico índio
(In), com nú­
mero atômico igual a 49 e número de massa igual a 115, pos­
suem:
y :
(CÍ
d
98 nêutrons. 
49 nêutrons. 
115 nêutrons.
) \ = y y -
(d)
(è»
164 nêutrons. 
66 nêutrons.
l':!;' V>.
íc)
d;
(e;
Ufal As espécies químicas e |H e têm em comum 0 
número de:
Í-: prótons no núcleo, 
nêutrons no núcleo, 
elétrons na eletrosfera. 
nêutrons na eletrosfera. 
elétrons no núcleo.
y
E B Um elemento químico é constituído de átomos que têm 
16 elétrons e 26 nêutrons no núcleo. Determine o seu número 
atômico e 0 seu número de massa. Sabendo-se que o elemento 
pode ser representado pela letra M, represente, no símbolo, o 
número atômico e o número de massa.''!- . ^
E B Mackenzie A molécula D^O, chamada de água pesada, é 
formada por átomos de hidrogênio, que possuem 1 próton, 1 elé­
tron e 1 nêutron; e de oxigênio, que têm 8 prótons, 8 elétrons e 
8 nêutrons. A soma dos números de massa na molécula D^O é:
9 ;
10
0 ) 20 - 30
- 27 ^ , U ■■
y - '• b
UTFPR Assinale a alternativa correta.
Átomos de um elemento químico formam cátions quando: 
"T»), perdem elétrons do núcleo.
Tíb perdem elétrons na eletrosfera.
. têm prótons e nêutrons no núcleo.
(o perdem prótons da eletrosfera.
(tí) estão eletricamente neutros.
UFRS Ao comparar-se os íons e B r com os respectivos 
átomos neutros de que se originaram, pode-se verificar que:
QUÍMICA* FRENTE 1
houve manutenção da carga nuclear de ambos os íons. 
o número de elétrons permanece inalterado, 
o número de prótons sofreu alteração em sua quantidade, 
ambos os íons são provenientes de átomos que perderam 
elétrons.
0 cátion originou-se do átomo neutro, a partir do recebi­
mento de um elétron.
UFRRJ O íon Fe^*, que faz parte da molécula de 
hemoglobina e integra o sistema de transporte de oxigênio no 
interior do corpo, possui 24 elétrons e número de massa igual 
a 56. O número atômico e o número de nêutrons desse íon 
correspondem, respectivamente, a:
Z = 2 6 e n = 30. (d) Z = 3 0 e n = 24.
Z = 2 4 e n = 30. (e) Z = 2 6 e n = 32.
Z = 24 e n = 32.
PUC-RS Um cátion de carga 3-^ possui 10 elétrons e 14 
nêutrons. O átomo que o originou apresenta número atômico e 
de massa, respectivamente:
3 e 14. V 
7 e 2 4 . . ( e )
1 3 e 2 7 .
1 4 e 2 8 .
lO e 14. P '
CFTMG O quadro a seguir apresenta a constituição de 
algumas espécies da tabela periódica.
Átomo Númeroatômico
Número de 
nêutrons
Número de 
elétrons
A 17 18 17
B 17 20 17
C 9 10 10
D 19 21 18
Com base nesses dados, afirma-se que: , ^
I. o átomo D está carregado positivamente. O
II. o átomo C está carregado negativamente.
AW. o s átomos B e C são eletricamente neutros.
IV. os átomos A e B são de um mesmo elemento químico. 
São corretas apenas as afirmativas:
I e III. ,.(c)' I. II e IV.
II e IV. (d) II, III e IV.
UFPE Isótopos radioativos de iodo são utilizados no diag­
nóstico e tratamento de problemas da tireoide, e são, em geral, 
ministrados na forma de sais de iodeto. O número de prótons, 
nêutrons e elétrons no isótopo 131 do iodeto modelo são, 
respectivamente: jc
53 ,78 e 52. ,• +
^ 53 ,78 e 54. ,
53, 131 e 53 .
131, 5 3 e 131.
52, 78 e 53.
PUC-Rio Um íon tem 18 elétrons e 20 nêutrons. Por­
tanto, o elemento X tem:
(a) número atômico 17. (< 19 nêutrons.
(b) 18 prótons. (e: número de massa 38.
(c; 19 elétrons.
UFRS Entre as espécies químicas a seguir, assinale aque­
la em que o número de elétrons é igual ao número de nêutrons.
(a) 2H+
(b) 13C (d) 2i|\je
e)i 350^ -Yl- i
■ V>)
^ CFTCE A soma total de todas as partículas, prótons, elé­
trons e nêutrons, pertencentes às espécies a seguir, é:
(a) 162 
;b) 161
5 6 p _ 3 + 19r
2 6 ' ®
(C) 160 
(d) 158
32 o2- 
16®
A 157
PUC-Río íons isoeletrônicos são íons que possuem o 
mesmo número de elétrons. Assinale a opção em que as três 
espécies atendem a essa condição.
(a) Li, Na e K 0^~, Na'+ e A£^*
;b Be2^ Mg2^ e Ca^^ :e) C£'-, Br ‘^ e V~
(c) LP^Sr^^eA^3+
1 3 UFSM A alternativa que reúne apenas espécies isoele- 
trônicas é:
3^+ /d)..a)
ioNe°MiNa°, g^MgO
r,Ca^^ 38Sr"^ 3,Ba2^
i7Cr. 35B r, 33I-
Isótopos, isóbaros e ísótonos
1 3 UFV Considere as afirmativas abaixo.
I. Os prótons e os nêutrons são responsáveis pela carga do 
átomo.
II. Isótopos apresentam as mesmas propriedades químicas.
III. Prótons e nêutrons são os principais responsáveis pela 
massa do átomo.
IV. A massa atômica é a soma do número de prótons e nêu­
trons do átomo.
São afirmativas corretas:
II e III. (c) III e IV. (e) I, II e IV.
(b) le lV . le l l .
Para os átomos genéricos a seguir, identifique quais são 
isótopos, Ísótonos e isóbaros entre si.
45
3A-®
q SS
B155
24'
4/100^ ^
1 3 CFTMG Um elemento químico possui a seguinte repre­
sentação: fgX. Considerando essa representação, é correto
afirmar que esse elemento, no estado fundamental:
I é isóbaro do enxofre. .tc, é isótopo do oxigênio.
“ é isótono do enxofre. íd^ tem 16 p*, 16 e e 16 n°.
Fuvest As espécies Fe^ ^e Fe®^ , provenientes de isótopos 
distintos do ferro, diferem entre si, quanto ao número: 
atômico e ao número de oxidação. 
atômico e ao raio iônico. 
de prótons e ao número de elétrons.
(gj,; de elétrons e ao número de nêutrons. 
íH de prótons e ao número de nêutrons.
e igB’^ , podemos dizerAo analisarmos os íons 7^ A 
que: 1
A e B são isótopos.
- A e B são isóbaros. 
vC A e B são isótonos.
tA e B são isoeletrônicos.A e B não têm nenhuma relação.
E l UFPR Considere os conjuntos de espécies químicas a 
seguir.
A = {;h , ^h, 3H}
B = {^°Ca, í°A r}
C = 
D =
[^He, ^He}
['eC,
E = {|He^
Com relação aos conjuntos acima, é correto afirmar que:
01 o conjunto C contém apenas isótopos do elemento hélio, 
os membros de E apresentam o mesmo número de eié- 
trons, sendo, portanto, isótopos.
04 o conjunto A contém apenas isótopos do elemento hidrogê­
nio.
08, os membros de B são isóbaros.
os membros de D apresentam 0 mesmo número, de nêu­
trons. _
Soma = 11'
Os átomos X e Y são isótopos e apresentam as seguin­
tes características: flí, Vír
3A
A+5 X
3 A - 2 v2A-10'^
Os números de massa de X e Y são, respectivamente: 
,a ^ 4 5 e 4 3 . (c) 43 e 43. : ■ 41 e 40.
r ) 4 5 e 4 1 . (c: 4 3 e 4 1 .
g l i l CFTMG São dadas as seguintes informações relativas 
aos átomos hipotéticos X, Y e W:
- o átomo Y tem número atômico 46, número de massa 127,
e é isótono de W. .
- o átomo X é isótopo de W e possui número de massa igual
a 130. - - Mt;. ' '
- 0 número de massa de W é 128.
Com essas Informações, é correto concluir que 0 número 
atômico de X é igual a:
(aj 47 (c) 81
;5; 49 (d) 83
Unesp O elemento químico B possui 20 nêutrons; é isó­
topo do elemento químico A, que possui 18 prótons; e isóbaro 
do elemento químico C, que tem 16 nêutrons. Com base nes­
sas informações, pode-se afirmar que os elementos químicos 
A, B e C apresentam, respectivamente, números atômicos 
iguais a:
(a 16, 16 e 20. -F (d) 18, 16 e 22.
(b. 16, 1 8 e 2 0 . (ej 18, 18 e 22.
(Cj 16, 2 0 e2 1 . ‘ .4
c /
mvW CFTMG Considere três átomos A, B e C, sabendo-se que: 
A, B e C têm números de massa consecutivos;
B é isótopo de A, e A isótono de C; f r ^
B possui 23 nêutrons, e C 22 prótons.
Os números atômicos de A e C são, respectivamente: 
2 0 e 2 2 .A - .' / - ‘ ' (c) 4 0 e 4 1 .
21 e 20. (dl 42 e 40.
Fuvest o carbono ocorre na natureza como uma mistura 
de átomos, dos quais 98,90% são ^^ C e 1,10% são ^^ C.
a) Expiique o significado das representações e '®C.
b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono 
natural.
Dados: Massas atômicas: ^^ C = 12,000; ®^C = 13,003.
UFRRJ Um elemento M apresenta os isótopos ®^M e ®^ M. 
Sabendo que a massa atômica do elemento M é 79,90 u, deter­
mine os percentuais de cada isótopo do elemento