Modelo básico do átomo

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Modelo básico do átomo 
Paralelamente aos experimentos relacionados aos espectros e às teorias 
desenvolvidas para explicar o comportamento dos elétrons no átomo, os cientistas 
estavam investigando o núcleo atômico. 
Em 1869, o químico russo Dmitri Ivanovitch Mendeleyev (1834-1907) havia 
organizado uma tabela de elementos químicos (uma precursora da tabela periódica atual) 
na qual os elementos estavam dispostos em ordem crescente de massa atômica. 
Mendeleyev afirmava (com razão) que as propriedades dos elementos não eram 
aleatórias, ou seja, dependiam da estrutura do átomo, e sugeriu que essa variação ocorria 
com a massa atômica de um modo regular e/ou periódico. 
Apesar de seu trabalho trazer uma luz sobre a variação das propriedades dos 
elementos, havia várias exceções à regra que eram difíceis de explicar. 
Número atômico 
Mendeleyev percebeu que essas exceções desapareciam quando certos pares de 
elementos deixavam de ficar dispostos pela ordem crescente de suas massas atômicas. 
Aos elementos assim dispostos na tabela foram atribuídos números de ordem, ou de 
posição, de 1 até 92. 
Esses números – que não cresciam necessariamente com as massas atômicas – 
foram chamados números atômicos e simbolizados por Z, porém não tinham nenhum 
outro significado que não fosse um simples número de ordem na tabela. 
Em 1912, o holandês Antonius J. van den Broek (1870-1926) apresentou a 
hipótese de que esse número seria igual ao número de cargas positivas do núcleo, 
embora não lhe fosse ainda possível verificar experimentalmente essa hipótese. Isso 
ocorreu apenas em 1913, com o físico inglês Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1887-1915) 
que, trabalhando com espectros de raios X dos elementos, verificou que a raiz quadrada 
da frequência dos raios X (f) produzidos pela emissão do núcleo atômico de um elemento 
era diretamente proporcional ao número atômico (Z) desse elemento. 
Essa observação, conhecida atualmente por lei de Moseley, levou-o a concluir que 
o número atômico representava muito mais que apenas um registro da posição dos 
elementos, provavelmente estaria relacionado às propriedades dos átomos. 
Seguindo esse raciocínio, Moseley supôs que o número atômico (Z) devia 
representar o número de cargas positivas do núcleo de cada átomo, uma vez que, para um 
aumento unitário no valor de Z, havia um aumento na energia dos raios X. 
Essa hipótese foi confirmada em 1920 pelo físico inglês Sir James Chadwick 
(1891-1974), que fazia parte da equipe de pesquisas de Rutherford, por meio de medidas 
das cargas nucleares de vários elementos químicos, através de experimentos com os raios 
canais. 
 
O número atômico Z é o número de cargas positivas (prótons) existentes no núcleo dos 
átomos. 
 
O que diferencia um elemento químico de outro é o número de prótons presentes 
em seu núcleo. Daí o conceito de elemento químico: 
 
Elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número atômico. 
Isótopos e nêutrons 
Em 1913, o químico inglês Frederick Soddy (1877-1956) e o químico norte-
americano Theodore William Richards (1868-1928) descobriram duas massas atômicas 
diferentes para o elemento chumbo. Quase ao mesmo tempo, Thomson descobriu massas 
atômicas diferentes para elemento neônio. 
Apesar de terem massas atômicas diferentes, os átomos apresentavam as 
mesmas propriedades químicas, comprovando serem de um mesmo elemento. Apenas as 
propriedades físicas que se relacionavam com a massa eram diferentes. 
Deu-se a esse fenômeno o nome isotopia, e aos átomos de um mesmo elemento 
químico que apresentavam massas atômicas diferentes chamou-se isótopos (do grego 
iso, ‘mesmo’, e tópos, ‘lugar’, em referência ao fato de ocuparem o mesmo lugar na tabela 
periódica). 
O fenômeno da isotopia ficou sem explicação até 1932, quando novamente 
Chadwick solucionou a questão, descobrindo uma nova partícula nuclear, obtida como 
consequência do bombardeamento de berílio com partículas alfa. berílio + partícula α * ( 
carbono + nêutron). 
A partícula descoberta por Chadwick tinha massa praticamente igual à massa do 
próton (na verdade um pouco maior) e não tinha carga elétrica, sendo por essa razão 
denominada nêutron. 
Os nêutrons explicam tanto a diferença de massas atômicas (e, 
consequentemente, a diferença nas propriedades físicas) dos isótopos, uma vez que as 
propriedades físicas dependem da massa, como também a igualdade no seu 
comportamento químico, já que isso é função das cargas elétricas existentes nos átomos. 
Praticamente todos os elementos químicos pos suem isótopos, naturais e/ou 
artificiais (obtidos pelo bombardeamento de núcleos atômicos com partículas aceleradas). 
 
Átomos isótopos possuem o mesmo número de prótons e diferente número de 
nêutrons. 
 
Os isótopos naturais de um elemento químico são encontrados em proporções 
praticamente constantes em qualquer amostra desse elemento na natureza. 
Os isótopos de determinado elemento possuem propriedades químicas iguais, mas 
as propriedades físicas relacionadas à massa (como a densidade) são diferentes, assim 
como as propriedades nucleares. 
Os isótopos do elemento químico hidrogênio são os únicos que possuem nomes 
próprios, os demais são diferenciados pelo número de nêutrons e, por tanto, pela massa. 
• 
1
H: próton ou hidrogênio comum. 
• 
2
H: deutério ou hidrogênio pesado.
 
• 
3
H: trítio ou hidrogênio superpesado. 
Estrutura atômica básica 
O modelo atômico básico (ilustrado abaixo), suficiente para explicar os fenômenos 
químicos e físicos que estudaremos, considera o átomo dividi do em duas regiões distintas 
denominadas núcleo e eletrosfera. 
Nesse modelo, o núcleo, que é a região central do átomo, contém dois tipos de 
partículas, os prótons e os nêutrons; e a eletrosfera, que é a região periférica ao redor do 
núcleo, contém apenas os elétrons. 
 
 
Características das partículas 
As partículas do átomo, prótons, nêutrons e elétrons, possuem massas e cargas 
elétricas aproximadas, descritas na tabela a seguir: 
 
 
Para o estudo dos fenômenos químicos, é mais comum trabalharmos com os 
valores relativos de massa e carga elétrica. Esses valores foram estabelecidos tomando-
se o próton como padrão. 
 
Dimensões do núcleo 
• O diâmetro do núcleo de um átomo varia conforme o número de partículas, 
prótons e nêutrons que ele possui, porém, em média, podemos dizer que o núcleo atômico 
tem um diâmetro em torno de 10–14 m e 10–15 m (10–5 nm e 10–6 nm). Como a massa de um 
próton e de um nêutron é aproximadamente 1836 vezes maior que a massa de um elétron, 
concluímos que a massa do átomo se concentra basicamente em seu núcleo. 
 
O núcleo localiza-se no centro do átomo e é uma região compacta, maciça e muito 
densa, embora não seja indivisível. 
 
Dimensões da eletrosfera 
• O diâmetro da eletrosfera também varia conforme o número de elétrons que o 
átomo possui e o estado de energia desses elétrons (fundamental ou ativado), porém, em 
média, o diâmetro da eletrosfera de um átomo fica em torno de 10–10 m (10–1 nm). 
Comparando os diâmetros do núcleo e da eletrosfera do átomo, obtemos a 
seguinte relação: 
 
Conclusão: a eletrosfera é entre 10 mil vezes e 100 mil vezes maior que o núcleo. 
Como a massa dos elétrons é desprezível em relação à massa dos prótons e dos 
nêutrons, concluímos que a eletrosfera é uma região muito rarefeita. 
 
A eletrosfera é uma região imensa em relação ao núcleo e de densidade muito baixa 
(rarefeita); isso significa que a maior parte do átomo é um grande vazio. 
 
Para termos uma ideia mais exata do que esses valores significam, podemos 
convertê-los em unidades com as quais estamos mais acostumados. Assim, se o núcleo 
do átomo tivesse o diâmetro de 1 centímetro, por exemplo, a eletrosfera teria um diâmetro 
entre 100 metros e 1 quilômetro. 
 
Número de massa 
Como praticamente toda a massa do átomo está no núcleo, o número de partículas 
nucleares (soma dos prótons e dos nêutrons)é denominado número de massa, cujo 
símbolo é a letra A. 
 
A = p + n ou A = Z + n 
 
O número de massa (A) não é uma massa, é apenas um número que indica a 
quantidade de partículas do átomo cuja massa é relevante. 
O número de massa (A) é um número inteiro que indica o total de partículas (prótons + 
nêutrons) do núcleo de um átomo. 
 
Por convenção, indicamos o número atômico (Z) do elemento subscrito à esquerda 
do símbolo e o número de massa (A), sobrescrito à esquerda (ou eventualmente à direita) 
do símbolo. 
 
O conceito de número de massa é totalmente distinto do conceito de massa do 
átomo. A massa do átomo deveria ser, em princípio, a soma das massas das partículas 
que constituem o átomo, mas isso não é verdadeiro. 
O que se verifica na prática é que a massa do átomo é sempre menor que a 
soma das massas isoladas das partículas que ele possui. 
 
massa de prótons + massa de nêutrons > massa do átomo 
 
 
perda de massa na forma de energia 
 
Isso acontece porque, quando prótons e nêutrons se reúnem para formar um 
núcleo, ocorre uma perda de massa que é transformada em energia. Essa energia é então 
utilizada para manter juntos os chamados núcleons (prótons e nêutrons). 
Por exemplo, o núcleo de um átomo do elemento químico hélio contém 2 prótons e 
2 nêutrons. Como a massa de um próton é 1,00728 u, e a de um nêutron é 1,00866 u, 
deveríamos esperar que a massa do núcleo de hélio fosse 2 ∙ (1,00728) + 2 ∙ (1,00866) = 
4,03188 u. 
Porém, a massa do núcleo de hélio, observa da experimentalmente, é igual a 4,002 
u. A diferença de massa (0,02988 u) é transformada em energia durante a formação de um 
núcleo de hélio e é utilizada para manter coesos os 2 prótons e os 2 nêutrons. 
 
Com a equação de Einstein, E = m ∙ c2, (c = velocidade da luz no vácuo: ≃ 3 ∙ 108 
m.s–1 ), calcula-se a energia que equivale à massa de 0,02988 u. Conversão da unidade de 
massa de u em kg: 
1 u 1,66 ∙ 10– 27 kg V 
 0,02988 u x 
 x = 4,96 ∙ 10– 29 kg 
Cálculo da energia: E = m ∙ c2 
 
E = 4,96 ∙ 10–29 ∙ (3 ∙ 108)2 V E = 4,46 ∙ 10–12 J por átomo de hélio. 
 
Isso explica, de certo modo, a estabilidade do núcleo dos átomos que possuem 
partículas positivas coexistindo em regiões com cerca de 10– 5 nm de diâmetro, sem se 
repelirem violentamente. 
 
Massa atômica 
A massa atômica oficial de cada elemento químico é a média ponderada das 
massas atômicas dos isótopos naturais do elemento, multiplicada pela abundância (% em 
massa) de cada isótopo. Por exemplo: o elemento químico magnésio, Mg, cujo número 
atômico Z é igual a 12, possui três isótopos naturais, relacionados na tabela a seguir: 
 
 
 
A rigor, a massa atômica de cada isótopo isolada mente não é um número inteiro 
por causa da massa das partículas do núcleo que se transforma em energia para manter 
os núcleons coesos. 
Entretanto, atribui-se comumente aos isótopos de um elemento químico um valor 
de massa atômica (medi da na unidade u) igual ao seu número de massa (A). 
Para facilitar os cálculos, arredondam-se os valores acima, fornecidos pela Iupac, 
para os seguintes: 
 
 
A massa atômica oficial do elemento químico magnésio será: 
 
 
 
 
Átomos isóbaros e isótonos 
 
Alguns átomos, apesar de pertencerem a diferentes elementos, coincidentemente 
apresentam o mesmo número de massa. Átomos desse tipo são chamados isóbaros. 
Isóbaros são átomos que apresentam o mesmo número de massa, mas 
diferentes números atômicos e de nêutrons. 
Veja alguns exemplos: 
 
Existem, ainda, átomos que pertencem a diferentes elementos, 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 
diferente números atômicos e de massa. 
Veja alguns exemplos: 
 
 
Distribuição eletrônica – átomo de Bohr 
 
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 desses camadas denominou-se K (do alemão Kernel – caroço) e as 
demais seguindo a ordem alfabética (L,M,N,O,P e Q). 
A antiga notação por meio de letras deu lugar à notação por meio de números 
naturais. Observe a correspondência a seguir. 
 
Segundo Rydberg, o número máximo de elétrons possível em cada uma das 
camadas pode ser calculado pela seguinte fórmula: 
e= 2.n
2
 
Nesta, e é o número de elétrons, e n é o número do nível de energia. Dessa forma, 
o número máximo de elétron para cada nível seria: 
 
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 artificialmente e recebeu o nome Ununócio (Uuo). Esse elemento de número 
atômico 118 apresenta, quando neutro, 118 elétrons. Sua distribuição eletrônica é a 
seguinte: 
 
 
Subníneis de energia 
Foi por volta de 1923 que começou a se desenhar o modelo atômico aceito como 
verdadeiro até hoje. O modelo atual difere em alguns pontos do modelo Rutherford-Bohr. 
Todas essas descobertas se baseiam nos Princípios da Mecânica Quântica. 
 
Princípio da dualidade de De Broglie 
Um elétron tem comportamento duplo de partícula e onda. Esse é um dos 
princípios básicos de estrutura atômica atual. De fato, a toda matéria está associada uma 
onda e vice-versa. Isso deriva da equação matemática: 
𝑚 =
ℎ
λ. c
 
Onde: 
m= massa 
λ= comprimento de onda 
h= constante de Planck 
c= velocidade da luz 
Observe que toda massa m está associada a um comprimento de onda. 
 
Princípio da incerteza de Heisenberg 
É importante 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. 
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 Schrödinger deduziu 
matematicamente a equação ondulatória do elétron. 
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 instante, não se 
pode concluir 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: 
 
 
É por meio dessa fotografia imaginária, retratando a realidade, que podemos 
concluir, com segurança, que é impossível saber qual será a próxima posição de um 
elétron. Porém, é absolutamente nítido que ele se encontra em uma região preferencial. 
Nesse caso, há uma enorme probabilidade de encontrar elétrons dentro de uma região 
imaginária específica, que a partir de agora chamaremos de orbital. Note que esse orbital 
tem a forma de uma esfera. 
É importante salientar que o elétron não necessariamente deve estar dentro do 
orbital. Nada impede que ele esteja inclusive bem distante dele; porém, a probabilidade de 
encontra-lo dentro do orbital é máxima. Além disso, o orbital é uma região imaginária, sem 
que seja delimitado por uma fronteira física. E ainda, há orbitais que não têm formato 
esférico: 
 
Orbital é a região em que é máxima a probabilidade de se encontrar um 
elétron. 
 
Princípio da exclusão de Pauli 
Em 1925, para explicar inconsistências entre o espectro molecular observado e o 
desenvolvido da mecânica quântica, WolfgangPauli 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 torno 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 
compensada pela atração magnética. Uhlenbeck e Goudsmit, posteriormente, 
identificaram esse grau de liberdade como spin. 
 
Desse forma, por simplicidade, a representação dos elétrons em orbital será feita 
como se segue: 
 
Cada flecha representa um elétron, e o sentido representa a sua rotação. 
No modelo de Rutherford-Bohr, a energia de um elétron estava inequivocamente 
associada ao seu raio em relação ao núcleo. Porém, a energia de elétron também está 
associada ao tipo de orbital que ocupa. Portanto, além do nível de energia que ocupa, há 
também um subnível de energia. Enquanto os níveis são chamados de K, L, M, N, O, P e 
Q, os subníveis são designados s, p, d e f, que são as iniciais de sharp, principal, difuse e 
fundamental. Essas palavras, que identificam as pequenas raias de luz encontradas em 
cada raia maior dos espectros descontínuos, cada uma dessas pequenas raias constituiu a 
comprovação experimental da existência de subníveis. Por sua vez, cada um desse 
subníveis é composto por um conjunto de orbitais de um determinado formato. 
 
 
Pela aplicação da teoria desenvolvida por Bohr-Sommerfeld-Stoner, chegou-se á 
sequência de energia crescente dos subníveis: 
 
A distribuição de elétrons de um átomo pode 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 distribuição eletrônica: 1s
2
2s
2
2p
6
3s23p
6
4s
2
3d
5
. 
A distribuição eletrônica de qualquer elemento pode ser feita facilmente, desde que 
se tenha decorado a sequência de energia crescente dos subníveis. Linus Pauling, 
contornou essa dificuldade popularizando um dispositivo prático que veio a ser chamado 
diagrama de Linus Pauling. 
 
 
A distribuição eletrônica de íons é semelhante á 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. 
 
Exceção ao princípio de Aufbau 
Com a aplicação do princípio de Aufbau na sequencia crescente de energia dos 
subníveis, é possível prever as configurações eletrônicas da maioria dos átomos. No 
entanto, existem alguns elementos que apresentam um desvio na distribuição eletrônica 
esperada, por exemplo, elementos que deveriam ter a distribuição ns
2
(n-1)d
9
, na verdade, 
possuem distribuição mais estável ns
1
(n-1)d
10
. 
 
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 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 mesmos 
spins, para que depois cada um desse receba o segundo elétron. 
 
Propriedades magnéticas 
Quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, seus spins têm direções opostas e 
são ditos antiparalelos. De acordo com os princípios da física, qualquer partícula com 
carga em movimento gera um campo magnético. No caso de dois elétrons emparelhados 
haverá uma compensação das forças magnéticas. No entanto, se em um átomo houver 
elétrons desemparelhados, ou seja, orbitais 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 
diamagnetismo (todos os elétrons emparelhados) gera uma repulsão muito fraca a 
campos magnéticos. 
 
 
Os quatro números quânticos 
Cada elétron de um átomo pode ser descrito por quatro características: o nível de 
energia, o subnível de energia, o orbital que ocupa eo 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: 
 
O número quântico secundário (l) está associado ao subnível de energia: 
 
Cada um dos orbitais de um subnível é representado pelo número quântico 
magnético (m): 
 
Note que o orbital central sempre tem número quântico magnético igual a zero. 
Dento de cada orbital, os elétrons diferenciam-se pelas suas rotações, e isto se 
associa ao número quântico de spin (s). Os valores de spin podem ser s=±
1
2
. Não 
importa qual é o sinal do spin do primeiro elétron de cada de cada orbital, desde que o 
sinal do segundo seja contrário ao primeiro. 
Por meio desses quatro números quânticos, podemos determinar cada elétron de 
um átomo. Corroborando 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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Lista de Exercícios 
 
1- (UCS-RS) Isótopos são átomos que apresentam o mesmo número atômico, mas diferentes 
números de massa. O magnésio (Z = 12) possui isótopos de números de massa iguais a 24, 25 e 
26. Os isótopos do magnésio possuem números de nêutrons, respectivamente, iguais a: 
a) 1, 12 e 12 
b) 24, 25 e 26 
c) 12, 13 e 14 
d) 16, 17 e 18 
e) 8, 8 e 8 
 
2- (Fuvest-SP) A densidade da água comum, H2O, e da água pesada, D2O, medidas nas mesmas 
condições de pressão e temperatura, são diferentes. Isso ocorre porque os átomos de hidrogênio e 
deutério diferem quanto ao: 
a) número atômico. 
b) número de elétrons. 
c) número de nêutrons. 
d) número de oxidação. 
e) número de prótons. 
 
3- Quantos prótons estão presentes na espécie química 2860Ni
2+
? 
a) 2 
b) 28 
c) 30 
d) 32 
e) 60 
 
4- (Unaerp-SP) O fenômeno da supercondução de eletricidade, descoberto em 1911, 
voltou a ser objeto da atenção do mundo científico com a constatação de Bednorz e Müller 
de que materiais cerâmicos podem exibir esse tipo de comportamento, valendo um prêmio 
Nobel a esses dois físicos em 1987. Um dos elementos químicos mais importantes na 
formulação da cerâmica supercondutora é o ítrio: 
1s
2
 2s
2 
2p
6 
3s
2
 3p
6 
4s
2
 3d
10 
4p
6
 5s
2
 4d
1
. 
O número de camadas e o número de elétrons mais energéticos para o ítrio, serão, 
respectivamente: 
 
a) 4 e 1. b) 5 e 1. c) 4 e 2. d) 5 e 3. e) 4 e 3. 
 
5- (UFRGS-RS) O íon monoatômico A
2–
 apresenta a configuração eletrônica 3s
2 
3p
6
 para o 
último nível. O número atômico do elemento A é: 
 
a) 8 b) 10 c) 14 d) 16 e) 18 
 
6- (FEI-SP) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos X,Y e Z: 
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 numero atômico de X é: 
a) 53 
b) 54 
c) 55 
d) 56 
e) 57 
7- Considerando que o primeiro elétron que entra no orbital tenha spin -1/2, identifique os 
quatro números quânticos do último elétron colocado na distribuição eletrônica e o 
comportamento magnético dos seguintes átomos: 
a) 11Na 
b) 46Pd 
c) 58Ce 
 
 
Gabarito: 
1-c 
2-c 
3-b 
4-b 
5-d 
6-c 
7 a) Paramagnético 
 
b) Paramagnético 
 
c) Paramagnético 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Martha Reis. Química 1.Editora Ática. 1ª edição, São Paulo, 2013. 
Guilherme Aulicino Bastos Jorge e Marcelo Miguel Martins Pelisson. Química, volume 1. 
Editora Poliedro. São Paulo, 2015.