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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA TEMA II – Estrutura Atômica Modelos filosóficos Leucipo (440 a.C.): O universo seria formado por elementos indivisíveis e pelo vazio. Demócrito (460 – 370 a.C.): Difundiu as ideias de Leucipo; Denominou tais partículas de átomos; Modelos filosóficos Estabelecimento da Leis Ponderais 1789 - Lei da Indestrutibilidade da Matéria (Lavoisier) Não há variação de massa em uma reação química 1799 - Lei das Proporções Definidas (Proust) • Uma dada substância contém elementos constituintes na mesma proporção. Lei da conservação das massas Massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos “Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” Hidrogênio + Carbono = Metano 1 g 3 g 4 g • Fixando o conteúdo!! 1) Observe a reação de combustão de etanol: etanol + oxigênio = gás carbônico + água Se reagirmos 10 g de etanol com 21 g de oxigênio e produzindo 12 g de água, qual a quantidade de gás carbônico liberado nessa reação? Resposta: 19 g Lei de Lavoisier • Fixando o conteúdo!! 2) Observe a reação química a seguir e descubra a massa de cada reagente e produto: metano + oxigênio gás carbônico + água (x + 3)g (6x + 2)g (6x - 8)g (3x + 3)g Resposta: Metano = 8 / Oxigênio = 32 / Gás Carbônico = 22 / água = 18 Lei de Lavoisier Lei de Proust • Leis das Proporções Constantes Hidrogênio + Carbono = Metano 1 g 3 g 4 g 12 g 9 g 3 g ? ? x 3 x 3 x 3 Proporção 1 para 3 “Numa mesma reação química, há uma proporção constante entre as massas das substâncias participantes Lei de Proust • Fixando o conteúdo!! 1) Observe a reação de combustão de etanol: etanol + oxigênio = gás carbônico + água a) Se reagirmos 10 g de etanol com 21 g de oxigênio e produzindo 12 g de água, qual a quantidade de gás carbônico liberado nessa reação? b) Se quisermos 96 gramas de água quanto seria necessário de etanol e oxigênio? Resposta: Etanol = 80 g Oxigênio= 168 g R = 19 g O ÁTOMO DE DALTON John Dalton O átomo de Dalton 1808 – Dalton propõe o 1° Modelo Atômico. 1. Matéria formada por átomos; 2. Átomos são indivisíveis e indestrutíveis; 3. As transformações químicas são combinações, separações ou rearranjos de átomos (Lavoisier). 4. Os elementos são caracterizados pelos seus átomos; 5. Compostos químicos são formados por átomos de dois ou mais elementos em razão fixa (Proust). O átomo de Dalton 11 As ideias de Dalton fez com que as observações químicas da época parecessem razoáveis: Explicou por que a massa é conservada nas reações químicas; A lei das proporções múltiplas: “Dois elementos podem se combinar para formar mais de um composto, as massas de um elementos que se combinam com uma dada massa de outro elemento estão na razão de número inteiros e pequenos” TUBOS DE CROOKES Willian Crookes Ampola de Crookes – experimento Aurélio W. Néspoli - Laboratório de Física - CEFET-SP O ÁTOMO DE THOMSON Joseph John Thomson O átomo de Thomson Em 1897, o físico inglês J. J. Thomson mostrou que as partículas são carregadas negativamente. Do cátodo parte um fluxo de elétrons denominado raios catódicos, que se dirige à parede oposta do tubo, produzindo uma fluorescência devido ao choque dos elétrons, que partiram do cátodo com os átomos do vidro da ampola. Os raios catódicos, quando incindem sobre um anteparo, produzem uma sombra na parede oposta do tubo, permitindo concluir que se propagam em linha reta. Os raios catódicos movimentam um molinete ou catavento de mica, permitindo concluir que são dotados de massa. Os raios catódicos são desviados por um campo de carga elétrica positiva, permitindo concluir que são dotados de carga elétrica negativa. Sendo os raios catódicos um fluxo de elétrons, podemos concluir finalmente que: - os elétrons se propagam em linha reta, - os elétrons possuem massa (são corpusculares) e - os elétrons possuem carga elétrica de natureza negativa. O átomo de Thomson Contribuição de Milikan O físico americano Robert Millikan determinou a magnitude da carga negativa no elétron. J. J. Thomson já havia descoberto que a razão carga-massa é a mesma para todos os elétrons e/me= 1,76 x 10 8 C/g. R. Millikan concluiu que: - a carga do e- = -1,6 x 10-19 C - a massa do e- = 9,1 x 10-28 g Contribuição de Goldstein Em 1886 Eugene Goldstein descobriu a presença de partículas positivas nos átomos ; As partículas não são todas semelhantes, embora cada uma possua uma carga que é múltiplo inteiro de +1,6 x 10-19 C O átomo de Thomson Em 1898, J. J. Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente na qual alguns elétrons estão incrustados. Modelo “pudim de ameixa” Nesta época (fim do séc XIX) estava em alta um novo ramo das Ciências: a radioatividade. O átomo de Thomson No ano de 1896, o físico francês Antoine- Henri Becquerel estava estudando o mineral urânio quando descobriu que ele espontaneamente emitia radiação. Estudos posteriores sobre a natureza da radioatividade, principalmente do cientista britânico Ernest Rutherford revelaram três tipos de radiação. Radioatividade • Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde à radiação que é negativamente carregada e tem massa baixa. Essa se chama radiação (consiste de elétrons). • Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa se chama radiação • Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada negativamente corresponde à radiação carregada positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação . O átomo de Rutherford Comprovada a existência das partículas positivas e negativas passou-se a idealizar um modelo que justificasse muitos fenômenos que o modelo de Thomson não conseguia explicar. Em 1910, Rutherford realizou um experimentou que contestava o modelo de Thomson. Experimento de Rutherford Experimento de Rutherford x Thomson • Uma fonte de partículas foi colocada na boca de um detector circular. • As partículas foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro. • A maioria das partículas passaram diretamente através da chapa, sem desviar. •Algumas partículas foram desviadas com ângulos grandes. •Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto (átomo maciço), o resultado de Rutherford seria impossível. •Para fazer com que a maioria das partículas passe através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa baixa - o elétron. •Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículas , o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa. Rutherford x Thomson O átomo com núcleo Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva deve estar localizada no centro, com uma carga negativa difusa em torno dele. O átomo de Rutherford • Mérito (1911) - Sugerir a existência de uma partícula neutra: Jáque o núcleo era composto por partículas positivas devia existir alguma partícula sem carga de modo a evitar a repulsão das partículas dentro do núcleo. O átomo de Rutherford • 1932 - físico inglês James Chadwick - A experiência consistiu, basicamente, em fazer com que feixes de partículas alfa se colidissem com uma amostra de berílio. - Dessa colisão apareceu um tipo de radiação - raios gama. - Após realizar vários cálculos - não se tratava de raios gama, a radiação invisível era formada por nêutrons. - Com esse feito e por seus importantes trabalhos, em 1935 James foi premiado com o Prêmio Nobel da Física. O átomo de Rutherford ▫ Maior parte do átomo era vazio Eletrosfera – onde se localiza os elétrons ▫ Núcleo Pequena região maciça onde se concentra a massa Possui cargas positivas – prótons ▫ Elétrons giram ao redor do núcleo ▫ Modelo: Sistema Solar O átomo de Rutherford ÁTOMO ESFÉRICO COM CARGA POSITIVA LOCALIZADA NO CENTRO E COM UM CARGA NEGATIVA DIFUSA EM TORNO DELE. -Teoria de Rutherford e a disposição dos elétrons no átomo: “Os elétrons se moveriam por um espaço vazio em órbitas fixas” (modelo planetário). O átomo de Rutherford Modelo de Demócrito Modelo de Thomson Modelo de Bohr Modelo de Dalton Modelo de Rutherford Modelo da Nuvem Electrónica Evolução do Modelo atômico… “Fotografar” os átomos... Hoje em dia dispomos de potentes microscópios que nos permitem obter imagens dos átomos: são os microscópios electrónicos. Dimensão dos átomos 100 pm 1 pm = 10-12 m 1 = 100 pm Resumo Esfera maciça; Indivisível; Indestrutível; Sem carga elétrica; •“Bola De Bilhar” John Dalton Esfera maciça; Divisível; Indestrutível; Com carga elétrica; •“Pudim de passas” J.J.Thomson Núcleo e eletrosfera Planetas em volta do sol Núcleo pequeno e denso •“Planetário” Ernest Rutherford O DILEMA DO ÁTOMO ESTÁVEL Considerando um átomo de hidrogênio: Existem apenas duas possibilidades do estado de movimento do elétron: (1)Estacionário (2) Em movimento O elétron está parado O elétron está em movimento -Percebeu que a elucidação da estrutura atômica seria encontrada na natureza da luz emitida por substâncias sob influência de uma descarga elétrica. - Acreditava que a luz era produzida quando elétrons nos átomos sofriam alterações de energia. NOVO MODELO ATÔMICO: NIELS BOHR CONSIDERAÇÕES SOBRE A NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ 1860: James Maxwell unifica a força elétrica e magnética. A previsão extraordinária de que luz é uma onda eletromagnética. NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ • Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, , e uma amplitude, A. NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ • A frequência, (ni), de uma onda é o número de ciclos que passam por um ponto em um segundo. Unidade de frequência: Hertz (Hz) 1 Hz, é definido como 1 ciclo por segundo. 1 Hz = 1s -1 Se o comprimento de onda é longo, existirão menos ciclos de ondas passando por um segundo. CONCLUSÃO: Maior comprimento de onda Menor frequência NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ = c • Portanto, a velocidade de uma onda, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu comprimento de onda. A relação inversa entre frequência (ni), e comprimento de onda , (lambda) , pode ser expressa pela seguinte equação: c = Velocidade da luz (3,00 x108 m/s) O comprimento de onda da luz verde dos semáforos está centrado em 522nm. Qual é a frequência dessa radiação? Para obter sua lei de radiação, Planck fez a hipótese de que a energia armazenada, em cada modo de oscilação eletromagnética (de frequência ), era discreta e da forma: Jsxh hEn 341063,6 portanto, a energia da radiação emitida por um corpo aquecido a uma determinada temperatura depende do comprimento de onda () A radiação do corpo negro 1900: Max Planck decreta que a luz se propaga em pacotes discretos (quantum de energia). Calcule a energia (em Joules) de: (a) Um fóton com comprimento de onda de 5,00 x 104 nm (região infravermelho) (b) um fóton com comprimento de onda de 5,00 × 10−2 nm (região do raio X) • Efeito Fotoelétrico - Em 1905, Albert Einsten usou a teoria quântica de Planck para explicar o efeito fotoelétrico. • O efeito fotoelétrico fornece evidências para a natureza de partícula da luz - “quantização”. ENERGIA QUANTIZADA E FÓTONS O efeito fotoelétrico é a emissão de elétrons por um material, geralmente metálico, quando exposto a uma radiação eletromagnética (como a luz) de frequência suficientemente alta, que depende do material. O efeito fotoelétrico Analisando o efeito fotoelétrico quantitativamente usando o método de Einstein, as seguintes equações equivalentes são usadas: Energia do fóton = Energia necessária para remover um elétron + Energia cinética do elétron emitido Algebricamente: Efóton= + Ec é a função trabalho, ou energia mínima exigida para remover um elétron de sua ligação atômica; Ec é a energia cinética máxima dos elétrons expelidos; ESPECTRO DE LINHA E O MODELO ATÔMICO DE BOHR • A radiação composta por um único comprimento de onda é chamada de monocromática. • A radiação que se varre uma matriz completa de diferentes comprimentos de onda é chamada de contínua. Ex: Luz branca ESPECTROS DE LINHA E O MODELO DE BOHR Espectro visível contínuo. ESPECTROS DE LINHA E O MODELO DE BOHR Quando diferentes gases são colocados sob pressão em um tubo e uma alta voltagem é aplicada, os gases emitem diferentes cores de luz. Apenas linhas de poucos comprimentos de onda aparecem no espectro. Um espectro contendo apenas radiações de comprimentos de onda específicos é chamado de espectro de linhas. Se fizer essa luz passar através de um prisma Cálculo dos comprimentos de onda das linhas do espectro: Ephoton = DE = Ef - Ei Ef = -RH ( ) 1 n2 f Ei = -RH ( ) 1 n2 i i f DE = RH ( ) 1 n2 1 n2 Qual é o comprimento de onda de um fóton (em nanometro) emitidos durante a transição de um nível 5 para um estado final 2 no átomo de hidrogênio? MODELO DE BOHR - Observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram denominados órbitas. - O elétron descreve ao redor do núcleo uma órbita circular Suposições de Niels Bohr: Sob essa observação Bohr assumiu que as leis da física eram inadequadas para descrever todos os aspectos dos átomos. O ÁTOMO DE BOHR - postulados • No átomo os elétrons podem ocupar apenas determinadas órbitas com energia fixa ao redor do núcleo, chamadas de estados estacionários. • Quando um elétron estiver ocupando um estado estacionário ele não emitirá luz (não haverá perda ou ganho de energia), mas poderá passar de um estado estacionário a outro por emissão ou absorção de radiação eletromagnética, cuja variação de energia é dada por: ∆E = hν. • h = constante de Planck; • v = frequência da radiação. • Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons absorvem uma quantidade definida de energia (quantum de energia) dado pela relação ∆E = hv. O ÁTOMO DE BOHR - postulados• Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética. O ÁTOMO DE BOHR - postulados O ÁTOMO DE BOHR - postulados - Bohr calculou as energias correspondentes a cada órbita permitida através da seguinte equação: O número n é o número quântico principal e pode assumir valores de 1 a infinito. Cada órbita corresponde a um valor diferente de n e o raio da órbita aumenta à medida que n aumenta. 2 18 1 J 1018.2 n E O ÁTOMO DE BOHR - postulados A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e convencionou-se que ela tem energia negativa. À medida que n aumenta, a energia torna-se sucessivamente menos negativa e aumenta. O estado de energia mais baixa (n = 1) é chamado de estado fundamental do átomo. Quando o elétron está em uma órbita mais alta (menos negativa), diz-se que o átomo está em estado excitado. O ÁTOMO DE BOHR - Limitações Pode explicar adequadamente apenas o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. Descreve um elétron meramente como um partícula circulando ao redor do núcleo. MODELO ATÔMICO BOHR-SOMMERFELD • Arnold Sommerfeld - amplia o modelo de Bohr e considerar que os elétrons poderiam se movimentar em órbitas elípticas. • Assim, para um mesmo número quântico n, o elétron poderia possuir momentos angulares diferentes e quantizados. • Sommerfeld introduz um segundo número quântico ( l ), relacionado ao momento angular do elétron. MODELO ATÔMICO BOHR-SOMMERFELD Para a elipse: onde: n = número quântico principal k ou l = número quântico azimutal (secundário) (l = 1, 2, 3, ............n) O COMPORTAMENTO DUAL (PARTÍCULA-ONDA) O elétron é uma partícula ou onda? De acordo com Einstein: E = m c2 De acordo com Max Planck: E = h ν = h c / λ Juntando as duas expressões: hc / λ = mc2 Que pode ser reescrita por: h / λ = mc Ou λ = h / mc O COMPORTAMENTO DUAL (PARTÍCULA-ONDA) Conclusões da equação de De Broglie: • Todas as partículas da matéria em movimento está associada a propriedades ondulatórias. Podemos perceber também que quanto maior o momento ( mv) menor será o seu comprimento de onda. • De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os objetos são pequenos. O COMPORTAMENTO DUAL (PARTÍCULA-ONDA) PRINCÍPIO DA INCERTEZA Heisenberg chegou a conclusão que para interagirmos com partículas diminutas, tais como o elétron, era preciso perturbá-la. O princípio da incerteza de Heisenberg: Estabelece que é impossível a determinação da posição e do momento de partículas subatômicas. EM BUSCA DO MODELO ATUAL A partir desse momento qualquer aspecto sobre a natureza de partículas subatômicas é preciso que se leve em conta: - comportamento dual - o principio da incerteza - o tratamento quântico para estas partículas. EM BUSCA DO MODELO ATUAL • A hipótese de De Broglie e o princípio da incerteza de Heisenberg estabeleceram a base para uma nova teoria de estrutura atômica. - Comportamento dual – partícula-onda O resultado da estrutura atual é um modelo que descreve precisamente a energia do elétron enquanto define sua localização em termos de probabilidades. EM BUSCA DO MODELO ATUAL • O austríaco Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger empregando a mecânica quântica desenvolveu uma equação em que resolvia, e propunha uma nova modelagem para a estrutura da matéria. • Nesse novo modelo ele propôs a substituição da ideia de se determinar com exatidão a posição da partícula por uma função de onda, simbolizada pela letra grega psi, Ψ, a qual Ψ2, descreve a densidade de probabilidade de se encontrar o elétron no espaço, e a chamamos de orbital. EM BUSCA DO MODELO ATUAL • A equação de Schrödinger pode ser escrita com na forma: • Em que, m é a massa da partícula e o segundo termo da equação está relacionado a variação de velocidade dΨ/dx , e os termos VΨ e EΨ referem-se as energias potencial e total, respectivamente. EM BUSCA DO MODELO ATUAL • A equação de Schrödinger pode ser escrita na forma: Em que, m é a massa da partícula e o segundo termo da equação está relacionado a variação de velocidade dΨ/dx , e os termos VΨ e EΨ referem-se as energias potencial e total, respectivamente. EM BUSCA DO MODELO ATUAL • A resolução da equação de Schrödinger para o átomo de hidrogênio fornece um conjunto de funções de onda com suas respectivas energias. • Cada função de onda representa um orbital com suas respectivas energias e formas, o qual pode ser descrito pelos números quânticos: • Principal (n) • Secundário ou Azimutal (l) • Magnético (ml) NÚMEROS QUÂNTICOS • Número Quântico Principal – Representado pela letra n, é caracterizado pelo nível de energia, portanto, assume valores inteiros positivos, 1, 2, 3, ... Quanto maior for esse valor mais afastado o elétron estará do núcleo atômico, maior será a energia e maior também será o volume do orbital. NÚMEROS QUÂNTICOS • Número Quântico Secundário ou Azimutal - Simbolizado pela letra l, assume valores de inteiros a partir de 0 até n – 1, ou seja, 0, 1, ..., n – 2, n – 1. e especifica o subnível de energia, descrevendo a forma do orbital. • Cada valor de l está associado a uma letra minúscula: s, p, d, f, como indicado na tabela: 3s (2l+1) = 1 1 orbital = máx 2e 3d (2l+1) = 5 5 orbitais = máx 10e NÚMEROS QUÂNTICOS • Número Quântico Magnético – Simbolizado por ml indica a orientação do orbital no espaço, sendo que o número de orientações permitidas está intimamente relacionado a forma dos orbitais, portanto, assume valores inteiros de l a – l, inclusive o zero. Para um certo valor de l há (2l + 1) valores inteiros de ml NÚMEROS QUÂNTICOS • l = 0, (2 l + 1)= 1 corresponde apenas ao subnível s, onde há somente uma orientação (ml = 0). • l = 1, (2 l + 1)= 3 há três orbitais p denominados px, py e pz e são orientados de acordo com os três eixos cartesianos (x, y e z). • l = 2, (2 l + 1)= 5 há cinco orientações permitidas, portanto, teremos cinco valores de ml (-2, -1, 0, +1, +2). ORBITAIS • As orbitais s têm uma forma esférica. • As orbitais p têm uma forma de dois lóbulos simétricos, orientados segundo cada um dos eixos x, y ou z. ORBITAIS • Número Quântico Spin (ms) indica o sentido do movimento de rotação do eletron (no sentido dos ponteiros do relógio ou no sentido contrário) e explica o fato dos elétrons se comportarem como pequenos ímãs. • Só pode ter os valores ms = +1/2 ou ms = -1/2 ms = -½ ms = +½ NÚMEROS QUÂNTICOS Para compreender o comportamento eletrônico dos átomos temos que conhecer a configuração dos seus elétrons, isto é, como estes estão distribuídos nos vários orbitais atômicos CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA Pela configuração eletrônica pode-se caracterizar completamente um elétron em qualquer átomo, através dos quatros números quânticos: n, l, ml e ms Ex: Caracterize o elétron no orbital 4d2. n=4 l= 2 (orbital p) ml = -1 ms==1/2 ou -1/2 CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI Afirma que elétrons de um mesmo átomo não podem ter o conjunto dos quatro números quânticos iguais (n, l, ml, ms).Num dado orbital onde n, l e ml são fixos, a diferença está no ms, já que só podem ter dois elétrons em cada orbital, cada um girando em um sentido. REGRA DE HUND A energia mais baixa é obtida quando os elétrons estão em spins paralelos, ou seja: Configuração 1 ( 1s2 2s2 2p3 ) Configuração 2 ( 1s2 2s2 2p3 ) PARAMAGNÉTICO • São substâncias que contêm spins desemparelhados e são atraídos por um imã. • Ex: Fe (Z=26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 • São substâncias que não contêm spins desemparelhados e são levemente repelidas por um imã. • Ex: Zn (Z=30) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 DIAMAGNÉTICO • 16S + • 16S (e=16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 • 16S - (e=17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (e=15) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Características do Átomo - Número atômico (Z) - Número de massa (A) - Número de Nêutrons (n) - Íons - Isótopos, Isóbaros e Isótonos Número Atômico (Z) é um número determinado experimentalmente, característico de cada elemento, representando o número de prótons contidos no núcleo e caracteriza os diversos átomos. Átomo neutro Z = e- Número de Massa (A) é a soma do número de protons (p) e nêutrons (n) do núcleo de um átomo A = p + n Exemplo: Íons → p ≠ e Cátion (+) → p e Ânion (- ) → p e Íon é a entidade/espécie cujo número de prótons (p) é diferente do número de elétrons (e). Os íons são formados quando os átomos perdem ou ganham elétrons Número de Nêutrons (n) em um atomo o número de prótons (p) é igual o número atômico (Z) e o número de nêutrons (n) pode ser calculado pela diferença entre o número de massa (A) e o número atômico (Z). n = A - Z 6 protóns 6 nêutrons 6 elétrons 6 protóns 7 nêutrons 6 elétrons 6 protóns 8 nêutrons 6 elétrons Carbono 12 Carbono 13 Carbono 14 E A Z RELAÇÃO Isótopos são átomos de um mesmo elemento químico que possuem propriedades químicas idênticas, mas propriedades físicas diferentes. Possuem o mesmo número atomico (Z) porém diferentes números de massa (A). E A Z Isóbaros são átomos que têm o mesmo número de massa (A), mas diferentes números atômicos (Z). Suas propriedades são totalmente diferentes. 19 protóns 21 nêutrons 19 elétrons 20 protóns 20 nêutrons 20 elétrons E A Z Isótonos são átomos com diferentes número atômicos e de massa, porém com igual número de nêutrons. 1 proton 2 nêutrons 1 elétron 2 protóns 2 nêutrons 2 elétrons Isoeletrônicos são espécies químicas que têm mesmo número de elétrons e de niveis eletrônicos, mas diferentes números de prótons.
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