1 2 Numero atômico, número de massa e isótopos

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Numero atômico, número de massa e 
isótopos
APRESENTAÇÃO
Absolutamente toda a matéria que você toca, o ar que você respira e a água que você bebe são 
formados de átomos. 
Quando pensamos assim, a primeira impressão que temos é de que os átomos são as menores 
partículas existentes. Pois bem, não são! Menores do que os átomos são as partículas que os 
compõem, conhecidas como partículas subatômicas. Nêutrons, prótons e elétrons são exemplos 
desse tipo de partícula. Convidamos você a estudar sobre esse “mundo” invisível e essencial à 
existência de tudo o que nos cerca. 
Bons estudos.
Ao final desta Unidade de Aprendizagem, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
Definir o átomo.•
Reconhecer o número atômico e o número de massa.•
Identificar um isótopo.•
DESAFIO
A descoberta dos isótopos propiciou uma nova compreensão acerca da estrutura atômica, 
explicando diversos fenômenos até então não compreendidos. Por exemplo, moléculas de água 
que contém isótopos de oxigênio mais leves tendem a evaporar um pouco mais rápido do que 
aquelas que contém isótopos mais pesados. O isótopo de carbono 12 é adotado para determinar a 
massa atômica de elementos químicos enquanto o isótopo de carbono 14 é amplamente 
empregado para datação de espécimes orgânicos.
Defina o que são isótopos, isóbaros e isótonos. Identifique o que os diferencia e dê exemplos de 
cada um deles.
INFOGRÁFICO
A imagem a seguir representa a maneira correta de designar o elemento, incluindo seu número 
atômico e seu número de massa.
 
CONTEÚDO DO LIVRO
O átomo é uma unidade básica de um elemento que pode entrar em combinação química. 
Acompanhe um trecho da obra Química, de Chang e Goldsby. O livro está na 11ª edição e 
servirá de base teórica para esta Unidade de Aprendizagem.
Inicie a leitura pelo título Estrutura do átomo. 
Boa leitura.
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Raymond Chang
Kenneth A. Goldsby
QUÍMICA
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mundo inteiro estudaram química 
recorrendo às primeiras edições 
desta obra. A 11ª edição de Química 
continua a oferecer conhecimentos 
sólidos sobre os principais conceitos 
e princípios químicos. O Professor 
Chang ensina os alunos a resolverem 
problemas do mundo real utilizando a 
arte da estimativa baseada em hipóteses 
adequadas, a encontrarem a informação 
necessária e, em muitos casos, a 
formularem o plano para obterem 
respostas aproximadas.
 
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Catalogação na publicação: Ana Paula M. Magnus – CRB10/2052
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 Química [recurso eletrônico] / Raymond Chang, Kenneth 
 A. Goldsby ; [tradução: M. Pinho Produtos Digitais 
 Unipessoal Lda.] ; revisão técnica: Denise de Oliveira Silva, 
 Vera Regina Leopoldo Constantino. – 11. ed. – Dados 
 eletrônicos. – Porto Alegre : AMGH, 2013.
 Editado também como livro impresso em 2013.
 ISBN 978-85-8055-256-0
 1. Química. I. Goldsby, Kenneth A. II. Título. 
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40 Química
2.2 Estrutura do átomo
Com base na teoria atômica de Dalton, podemos definir um átomo como a uni-
dade básica de um elemento que pode entrar em uma combinação química. Dal-
ton imaginou um átomo que era simultaneamente indivisível e extremamente 
2 Joseph Louis Proust (1754-1826). Químico francês, Proust foi o primeiro a isolar o açúcar das uvas.
3 De acordo com Albert Einstein, a massa e a energia são aspectos alternativos de uma mesma en-
tidade chamada massa-energia. As reações químicas em geral envolvem um ganho ou uma perda 
de calor e outras formas de energia. Assim, quando se perde energia em uma reação, por exemplo, 
também se perde massa. Com exceção das reações nucleares (ver Capítulo 23), as variações de mas-
sa nas reações químicas são demasiado pequenas para serem detectadas. Portanto, do ponto de vista 
prático, há conservação de massa.
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Capítulo 2 ♦ Átomos, moléculas e íons 41
pequeno. Contudo, diversas investigações que tiveram início na década de 1850 
e se estenderam até o século xx demonstraram que os átomos possuem na reali-
dade uma estrutura interna; isto é, são constituídos por partículas ainda menores, 
chamadas partículas subatômicas. Esta investigação levou à descoberta de três 
destas partículas – os elétrons, os prótons e os nêutrons.
O elétron
Na década de 1890 muitos cientistas foram “apanhados” pelo estudo da radiação, a 
emissão e transmissão de energia através do espaço na forma de ondas. A informa-
ção ganha com esta investigação contribuiu muito para a compreensão da estrutura 
atômica. Um instrumento usado para investigar este fenômeno é a ampola de raios 
catódicos, o precursor do tubo de imagem da televisão (Figura 2.3). Trata-se de um 
tubo de vidro de onde se retirou a maior parte do ar. Quando se ligam as duas placas 
metálicas à fonte de alta tensão, a placa carregada negativamente, chamada cáto-
do, emite uma radiação invisível. Os raios catódicos são atraídos para a placa com 
carga positiva, chamada ânodo, onde passam através de um orifício e continuam o 
percurso até a outra extremidade do tubo. Quando os raios atingem a superfície com 
um revestimento especial, produzem uma fluorescência forte, ou uma luz intensa.
Em algumas experiências foram adicionadas duas placas carregadas eletri-
camente e um ímã colocado no exterior da ampola de raios catódicos (ver Figura 
2.3). Na presença do campo magnético e na ausência do campo elétrico, os raios 
catódicos atingem o ponto A. Quando se aplica apenas o campo elétrico, os raios 
atingem o ponto C. Quando ambos os campos, elétrico e magnético, estão des-
ligados, ou ligados mas equilibrados de modo que anulam a influência um do 
outro, a radiação atinge o ponto B. De acordo com a teoria eletromagnética, um 
corpo carregado em movimento comporta-se como um ímã e pode interagir com 
os campos elétrico e magnético que atravessa. Dado que os raios catódicos são 
atraídos pela placa com carga positiva e repelidos pela placa com carga negati-
va, eles devem ser constituídos por partículas com carga negativa. Conhecemos 
estas partículas com carga negativa como elétrons. A Figura 2.4 mostra o efeito 
de um ímã nos raios catódicos.
O físico inglês J. J. Thomson4 usou a ampola de raios catódicos e o seu co-
nhecimento da teoria eletromagnética para determinar a razão entre a carga elétrica 
e a massa de um elétron. O número que ele encontrou foi �1,76 � 108C/g, onde C 
é o coulomb, que é a unidade de carga elétrica. A partir daí, em uma série de expe-
riências realizadas entre 1908 e 1917, R. A Millikan5 conseguiu medir a carga do 
4 Joseph John Thomson (1856-1940). Físico inglês que recebeu o Prêmio Nobel de Física em 1906 
pela descoberta do elétron.
5 Robert Andrews Millikan (1868-1953). Físico americano que recebeu o Prêmio Nobel de Física em 
1933 por ter determinado a carga do elétron.
 Animação
Ampola de raios catódicos.
Os elétrons normalmente estão associados 
aos átomos, mas também podem ser 
estudados individualmente.
 Animação
A gota de óleo de Millikan.
Figura 2.3 Uma ampola de raios 
catódicos com um campo elétrico per-
pendicular à direção dos raios catódicos 
e um campo magnético exterior. Os 
símbolos N e S representam os polos 
norte e sul do ímã. Os raios catódicos 
atingirão a extremidadeda ampola em A 
na presença do campo magnético, em C 
na presença de um campo elétrico, e em 
B quando não houver campos exteriores 
ou quando os efeitos do campo elétrico 
e magnético se anularem.
Fonte de alta tensão
�
�
Ânodo Cátodo
A
B
C
S
N
Tela fluorescente
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42 Química
elétron com grande precisão. O seu trabalho mostrou que a carga de cada elétron 
era exatamente a mesma. Na sua experiência, Millikan examinou o movimento 
de minúsculas gotas de óleo que apanhavam cargas estáticas de íons presentes no 
ar. Ele suspendeu as gotas carregadas no ar aplicando-lhes um campo elétrico e 
seguiu os seus movimentos utilizando um microscópio (Figura 2.5). Aplicando 
os seus conhecimentos de eletrostática, Millikan achou que a carga do elétron era 
�1,6022 � 10�19 C. A partir deste resultado, ele calculou a massa do elétron:
massa de um elétron
carga
carga/massa
Esta massa é extremamente pequena.
Radioatividade
Em 1895, o físico alemão Wilhelm Röntgen6 reparou que os raios catódicos fa-
ziam o vidro e os metais emitirem uma radiação incomum. Esta radiação altamen-
te energética penetrava a matéria, escurecia placas fotográficas cobertas e provo-
6 Wilhelm Konrad Röntgen (1845-1923). Físico alemão que recebeu o Prêmio Nobel de Física em 
1901 pela descoberta dos raios X.
(c)(b)(a)
Figura 2.4 (a) Um raio catódico produzido em uma ampola seguindo do cátodo (esquerda) para o ânodo (direita). O raio em si é invisível, 
mas a fluorescência do revestimento de sulfeto de zinco sobre o vidro faz com que apareça em verde. (b) O raio catódico é dobrado para 
baixo quando o ímã se desloca na sua direção (c) Quando a polaridade do ímã é invertida, o raio curva-se na direção oposta.
Placa com carga
Placa com carga
Pequeno
orifício
Raio X para produzir 
carga na gotícula 
de óleo
(�)
(�)
Gotículas de óleo
Atomizador
Microscópio
Figura 2.5 Diagrama esquemático da experiência da gota de óleo de Millikan.
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Capítulo 2 ♦ Átomos, moléculas e íons 43
cava fluorescência em várias substâncias. Como estes raios não eram defletidos 
por um ímã, não podiam conter partículas com carga, à semelhança dos raios 
catódicos. Röntgen chamou-lhes raios X porque a sua natureza era desconhecida.
Pouco depois da descoberta de Röntgen, Antoine Becquerel,7 professor de fí-
sica em Paris, começou a estudar as propriedades de fluorescência das substâncias. 
Por mero acidente, ele verificou que a exposição de placas fotográficas envolvidas 
em um revestimento espesso a certos compostos de urânio provocava o seu escu-
recimento mesmo sem a estimulação dos raios catódicos. Tal como os raios X, os 
raios do composto de urânio eram muito energéticos e não eram defletidos por um 
ímã, mas distinguiam-se dos raios X porque apareciam espontaneamente. Um dos 
estudantes de Becquerel, Marie Curie8, sugeriu o nome radioatividade para descre-
ver esta emissão espontânea de partículas e/ou radiação. Desde então, qualquer 
elemento que emita radiação espontaneamente é chamado de radioativo.
Na desintegração ou quebra de substâncias radioativas, como o urânio, são 
produzidos três tipos de radiação, dois dos quais são defletidos por placas metá-
licas com cargas opostas (Figura 2.6). A radiação alfa (�) consiste em partícu-
las com carga positiva, chamadas partículas �, e são defletidas pela placa com 
carga positiva. A radiação beta (�), ou partículas �, são elétrons e são defleti-
dos pela placa com carga negativa. O terceiro tipo de emissão radioativa consiste 
em raios de elevada energia chamada raios gama (�). Tal como os raios X, os 
raios � não têm carga e não são afetados por um campo externo.
O próton e o núcleo
No início do século xx, duas características dos átomos se tornaram claras: eles 
continham elétrons e eram eletricamente neutros. Para manter a neutralidade 
elétrica, um átomo deve conter um número igual de cargas positivas e negativas. 
Por isso, Thomson propôs que um átomo podia ser imaginado como uma esfera 
uniforme de matéria, com carga positiva, na qual os elétrons estão embebidos 
7 Antoine Henri Becquerel (1852-1908). Físico francês que recebeu o Prêmio Nobel de Física em 
1903 pela descoberta da radioatividade do urânio.
8 Marie (Marya Sklodowska) Curie (1867-1934). Química e física de origem polonesa. Em 1903, 
ela e o seu marido, o francês Pierre Curie, receberam o Prêmio Nobel de Física pelo seu trabalho 
na radioatividade. Em 1911, ela voltou a receber o Prêmio Nobel, desta vez de Química, pelo seu 
trabalho sobre os elementos radioativos rádio e polônio. É uma das três pessoas que receberam dois 
prêmios Nobel em ciência. Apesar da sua grande contribuição para a ciência, a sua nomeação para a 
Academia de Ciências Francesa, em 1911, foi rejeitada por um voto por ela ser mulher! A sua filha 
Irene e o genro Fréderic Joliot-Curie compartilharam o Prêmio Nobel de Química em 1935.
 Animação
Raios alfa, beta e gama
Figura 2.6 Os três tipos de raios emi-
tidos por elementos radioativos. Os raios 
� consistem em partículas com carga 
negativa (elétrons) e são, portanto, atraí-
dos pela placa carregada positivamente. 
O oposto é válido para os raios � – eles 
têm carga positiva e são puxados para 
a placa com carga negativa. Como os 
raios � não têm carga, o seu percurso 
não é afetado por um campo elétrico 
exterior.
�
�
Substância radioativa
Bloco de chumbo
�
�
�
A carga positiva está
distribuída sobre toda a esfera
–
–
–
–
–
–
–
Figura 2.7 O modelo de átomo de 
Thomson, por vezes descrito como o 
modelo do “pudim de passas”, uma so-
bremesa tradicional inglesa. Os elétrons 
estão embebidos em uma esfera unifor-
me com carga positiva.
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44 Química
como passas em um bolo (Figura 2.7). Este modelo chamado de “pudim de pas-
sas” foi a teoria aceita durante muitos anos.
Em 1910, o físico neozelandês Ernest Rutherford,9 que tinha estudado com 
Thomson na Universidade de Cambridge, decidiu usar partículas � para estudar 
a estrutura dos átomos. Junto com o seu colega Hans Geiger10 e um estudante 
chamado Ernest Marsden,11 Rutherford realizou uma série de experiências usan-
do lâminas muito finas de ouro e de outros metais como alvos para as partícu-
las � de uma fonte radioativa (Figura 2.8). Eles observaram que a maioria das 
partículas penetrava a lâmina sem desvio ou com apenas uma ligeira deflexão. 
Mas de vez em quando uma partícula � era difratada (ou defletida) em um ân-
gulo grande. Em alguns casos, a partícula � era ricocheteada na direção de onde 
tinha vindo! Este foi um achado surpreendente, pois, no modelo de Thomson, 
a carga positiva do átomo era tão difusa que as partículas � positivas deveriam 
ter atravessado a lâmina com desvios muito pequenos. Citamos a reação inicial 
de Rutherford quando informado desta descoberta: “Era tão inacreditável como 
se tivéssemos disparado uma bala de 15 polegadas (cerca de 38 cm) contra uma 
folha de papel de seda e ela voltasse para trás e nos atingisse.”
Mais tarde, Rutherford conseguiu explicar os resultados da experiência de 
difração de partículas � em termos de um novo modelo para o átomo. De acordo 
com Rutherford, a maior parte do átomo deve ser espaço vazio. Isso explica a ra-
zão pela qual a maioria das partículas � atravessa a lâmina de ouro praticamente 
sem desvio. Rutherford propôs que as cargas positivas do átomo se encontravam 
todas concentradas no núcleo, que é um cerne denso no interior do átomo. Sem-
pre que uma partícula � se aproximava de um núcleo na experiência de difração, 
ela sofria uma grande força de repulsão e, portanto, era muito defletida. Além 
disso, uma partícula � cujo percurso se dirigisse diretamente para o núcleo seria 
completamente repelida e a sua direção seria invertida.
As partículas com carga positivano núcleo chamam-se prótons. Em expe-
riências separadas, verificou-se que cada próton transporta a mesma quantidade 
de carga que um elétron e tem uma massa de 1,67262 � 10�24 g – cerca de 1840 
vezes a massa do elétron, que tem carga contrária.
Nesta fase da investigação, os cientistas entendiam o átomo da seguinte 
maneira: a massa do núcleo constitui a maior parte da massa de todo o átomo, 
mas o núcleo ocupa apenas cerca de 1/1013 do volume do átomo. Representamos 
9 Ernest Rutherford (1872-1937). Físico neozelandês. Rutherford fez a maior parte do seu trabalho 
na Inglaterra (nas Universidades de Manchester e Cambridge). Recebeu o Prêmio Nobel de Química 
em 1908 pela sua investigação sobre o núcleo atômico. O comentário que ele fazia aos seus estudan-
tes, muitas vezes citado, é: “toda a ciência ou é física ou é coleção de selos”.
10 Johannes Hans Wilhelm Geiger (1852-1943). Físico alemão. O trabalho de Geiger incidiu es-
sencialmente sobre o núcleo atômico e a radioatividade. Ele inventou um instrumento para medir a 
radiação, hoje vulgarmente conhecido como contador Geiger.
11 Ernest Marsden (1889-1920). Físico inglês. É gratificante saber que, por vezes, um estudante pode 
contribuir para ganhar um Prêmio Nobel. Marsden continuou a contribuir significativamente para o 
desenvolvimento da ciência na Nova Zelândia.
 Animação
Difração de partículas �.
 Animação
Experiência de Rutherford
Figura 2.8 (a) Esquema da experiência 
de Rutherford para medir a dispersão 
das partículas � por uma lâmina de ouro. 
A maioria das partículas � atravessa a 
lâmina de ouro praticamente sem ser 
defletida. Algumas são defletidas em 
grandes ângulos. Ocasionalmente, uma 
partícula � é desviada em sentido con-
trário. (b) Uma visão ampliada das partí-
culas � atravessando e sendo defletidas 
pelos núcleos.
Fenda
Tela de detecção
Lâmina de ouro
(a) (b)
Emissor de
partículas �
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Capítulo 2 ♦ Átomos, moléculas e íons 45
as dimensões atômicas (e moleculares) em termos da unidade SI chamada picô-
metro (pm), onde
1 pm � 1 � 10�12 m
Um raio atômico típico é de aproximadamente 100 pm, enquanto o raio de um 
núcleo atômico é apenas cerca de 5 � 10�3 pm. Podemos ter uma ideia das 
dimensões relativas de um átomo e do seu núcleo imaginando que se um átomo 
fosse do tamanho de um estádio esportivo, o volume do seu núcleo seria com-
parável ao de uma bolinha de gude. Apesar de os prótons estarem confinados ao 
núcleo do átomo, os elétrons aparecem espalhados à volta do núcleo e a alguma 
distância deste.
O conceito de raio atômico é útil experimentalmente, mas não devemos 
inferir que os átomos têm limites ou superfícies bem definidas. Aprenderemos 
mais tarde que a região externa dos átomos é um tanto “nebulosa”.
O nêutron
O modelo de estrutura atômica de Rutherford deixou um grande problema por 
resolver. Sabia-se que o átomo de hidrogênio, o átomo mais simples, contém 
apenas um próton e o átomo de hélio contém dois prótons. Portanto, a razão 
entre a massa do átomo de hélio e a massa do átomo de hidrogênio deveria ser 
2:1. (Como os elétrons são muito mais leves do que os prótons, a sua contribui-
ção para a massa atômica pode ser desprezada.) Na realidade, contudo, a razão 
é 4:1. Rutherford e outros postularam que devia existir outro tipo de partícula 
subatômica no núcleo atômico; a prova foi fornecida por outro físico inglês, 
James Chadwick,12 em 1932. Quando Chadwick bombardeou uma folha fina de 
berílio com partículas �, o metal emitiu uma radiação de energia muito elevada, 
semelhante aos raios �. Experiências posteriores mostraram que a radiação era 
constituída por um terceiro tipo de partículas subatômicas, às quais Chadwick 
denominou de nêutrons, porque elas mostraram ser partículas eletricamente 
neutras com uma massa ligeiramente superior à massa dos prótons. O misté-
rio da razão das massas podia agora ser explicado. No núcleo de hélio há dois 
prótons e dois nêutrons, mas no núcleo de hidrogênio há apenas um próton e 
nenhum nêutron, daí a razão 4:1.
A Figura 2.9 mostra a localização das partículas elementares (prótons, 
nêutrons e elétrons) em um átomo. Existem outras partículas subatômicas, mas 
o próton, o elétron e o nêutron são os três componentes fundamentais do átomo 
12 James Chadwick (1891-1972). Físico inglês que, em 1935, recebeu o Prêmio Nobel de Física por 
provar a existência dos nêutrons.
Uma unidade não SI comum para 
dimensões atômicas é o angstrom (Å; 1 Å 
� 100 pm).
Se o tamanho de um átomo fosse ex-
pandido para o de um estádio esportivo, 
o tamanho do núcleo seria equivalente 
ao de uma bola de gude.
Figura 2.9 Os prótons e os nêutrons 
de um átomo estão contidos em um nú-
cleo extremamente pequeno. Os elétrons 
são apresentados como nuvens em tor-
no do núcleo.
Prótons
Nêutrons
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46 Química
e que são importantes na química. A Tabela 2.1 mostra as massas e as cargas 
destas três partículas elementares.
2.3 Número atômico, número de massa e isótopos
Todos os átomos podem ser identificados pelo número de prótons e de nêutrons 
que contêm. O número atômico (Z) é o número de prótons no núcleo de cada 
átomo de um elemento. Em um átomo neutro o número de prótons é igual ao 
número de elétrons e, por isso, o número atômico também indica o número de 
elétrons presentes no átomo. A identidade química de um átomo pode ser deter-
minada apenas pelo seu número atômico. Por exemplo, o número atômico do 
flúor é 9. Isto significa que cada átomo de flúor contém 9 prótons e 9 elétrons. 
Visto de outra maneira, qualquer átomo no Universo que contenha 9 prótons é 
corretamente chamado “ flúor ”.
O número de massa (A) é o número total de prótons e de nêutrons presen-
tes no núcleo de um átomo de um elemento. Com exceção da forma mais comum 
de hidrogênio, que tem um próton e nenhum nêutron, todos os núcleos atômicos 
contêm prótons e nêutrons. Em geral, o número de massa é dado por:
número de massa � número de prótons � número de nêutrons
� número atômico � número de nêutrons (2.1)
O número de nêutrons em um átomo é igual à diferença entre o número de massa 
e o número atômico, ou (A - Z). Por exemplo, o número de massa de um de-
terminado átomo de boro é 12 e o número atômico é 5 (indicando 5 prótons no 
núcleo), então o número de nêutrons é de 12 � 5 � 7. Lembre-se de que as três 
quantidades (o número atômico, o número de nêutrons e o número de massa) 
devem ser inteiros positivos (números inteiros).
Os átomos de um dado elemento não têm todos a mesma massa. A maior 
parte dos elementos tem dois ou mais isótopos, átomos que têm o mesmo núme-
ro atômico mas números de massa diferentes. Por exemplo, há três isótopos de 
hidrogênio. Um, conhecido simplesmente como hidrogênio, tem um próton e 
nenhum nêutron. O isótopo deutério contém um próton e um nêutron, e o trítio 
tem um próton e dois nêutrons. A maneira aceita de designar o número atômico 
e o número de massa de um átomo de um elemento (X) é como segue:
Número de massa
Número atômico
Assim, para os isótopos de hidrogênio, escrevemos:
hidrogênio deutério trítio
Os prótons e os nêutrons são coletivamente 
chamados de núcleons.
Tabela 2.1 Massa e carga das partículas subatômicas
Partícula Massa (g)
Carga
Coulomb Unidades de carga
Elétron* 9,10938 � 10�28 �1,6022 � 10�19 �1
Próton 1,67262 � 10�24 �1,6022 � 10�19 �1
Nêutron 1,67493 � 10�24 0 0
* Medições mais refinadas forneceram um valor mais rigoroso da massa do elétron do que o 
modelo de Millikan.
1
1H
2
1H
3
1H
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Capítulo 2 ♦ Átomos, moléculas e íons 47
Como outro exemplo, considere dois isótopos comuns de urânio com nú-
meros de massa de 235 e 238, respectivamente:
O primeiro isótopo é usado nos reatores nucleares e em bombas atômicas, enquanto 
o segundo isótoponão tem as propriedades necessárias para estas aplicações. Com
exceção do hidrogênio, que tem nomes diferentes para cada um dos seus isótopos,
os isótopos dos elementos são identificados pelos seus números de massa. Assim,
os dois isótopos anteriores são chamados urânio-235 (pronunciado “urânio duzen-
tos e trinta e cinco”) e urânio-238 (pronunciado “urânio duzentos e trinta e oito”).
As propriedades químicas de um elemento são determinadas pelos pró-
tons e elétrons nos seus átomos: os nêutrons não participam das transformações 
químicas em condições normais. Por isso, os isótopos do mesmo elemento têm 
químicas semelhantes, formando os mesmos tipos de compostos e apresentando 
reatividades semelhantes.
O Exemplo 2.1 mostra como calcular o número de prótons, nêutrons e 
elétrons usando números atômicos e números de massa.
Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons em cada uma das seguintes espé-
cies: (a) , (b) , (c) 17O e (d) carbono-14.
Estratégia Lembre-se de que o número superior indica o número de massa, e o 
número inferior, o número atômico. O número de massa é sempre maior do que o nú-
mero atômico. (A única exceção é o onde o número de massa é igual ao número 
atômico.) No caso de não ser apresentado qualquer índice, como nos itens (c) e (d), 
o número atômico pode ser deduzido a partir do símbolo ou do nome do elemento.
Para determinar o número de elétrons, lembre-se de que os átomos são eletricamente
neutros e, por isso, o número de elétrons é igual ao número de prótons.
Resolução (a) O número atômico é 11, logo, há 11 prótons. O número de massa é 
20, portanto, o número de nêutrons é 20 � 11 � 9. O número de elétrons é igual 
ao número de prótons, ou seja, 11.
 (b) O número atômico é o mesmo do item (a), ou 11. O número de massa é 22, as-
sim, o número de nêutrons é 22 � 11 � 11. O número de elétrons é 11. Repare
que as espécies em (a) e (b) são constituídas por isótopos de sódio quimicamen-
te semelhantes.
 (c) O número atômico do O (oxigênio) é 8, por isso, existem 8 prótons. O número
de massa é 17. Assim, existem 17 � 8 � 9 nêutrons. Existem 8 elétrons.
 (d) O carbono-14 também pode ser representado por 14C. O número atômico do car-
bono é 6, por isso, existem 14 � 6 � 8 nêutrons. O número de elétrons é 6.
Exercício Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem no isótopo de cobre: 63CU?
Exemplo 2.1
Problemas semelhantes: 2.15, 2.16.
Revisão de conceitos
 (a) Qual é o número atômico de um elemento se um de seus isótopos tem
117 nêutrons e um número de massa 195?
 (b) Qual dos seguintes símbolos fornece mais informações? 17O ou 8O.
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da Instituição, você encontra a obra na íntegra.
 
DICA DO PROFESSOR
É apresentada, no vídeo, uma breve identificação das estruturas e das partículas subatômicas que 
compõem o átomo.
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EXERCÍCIOS
1) A principal característica de um elemento químico é seu número atômico (Z), que 
corresponde, por definição, ao número de: 
A) Nêutrons.
B) Prótons e nêutrons.
C) Prótons no núcleo.
D) Prótons e elétrons.
E) Nêutrons ou elétrons.
2) O número de nêutrons do átomo X62 (elétrons = 20) é: 
A) 104.
B) 10.
C) 62.
D) 42.
E) 20.
3) Em relação às características das partículas que compõem o átomo, é correto afirmar 
que: 
A) Prótons e elétrons possuem massas iguais e cargas elétricas de sinais opostos.
B) Entre as partículas atômicas, os elétrons têm maior massa e ocupam maior volume no 
átomo.
C) Entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm maior massa e ocupam maior 
volume no átomo.
D) Entre as partículas atômicas, os prótons e os nêutrons têm mais massa, mas ocupam um 
volume muito pequeno em relação ao volume total do átomo.
E) Entre as partículas atômicas, os elétrons são as de maior massa.
4) Dados os elementos genéricos 15I30, 18II33, 13III30, 18IV29 e 14V33, pergunta-se: 
quais são isótopos? 
A) I e III.
B) II e V.
C) II e IV.
D) I e II.
E) Nenhuma das alternativas.
5) Para determinar o número de massa de um átomo é preciso conhecer também: 
A) O número de Avogadro.
B) Os números quânticos.
C) O número de elétrons.
D) O número de prótons e elétrons.
E) O número de nêutrons.
NA PRÁTICA
Em setembro de 1987, em Goiânia, uma cápsula violada de césio-137 foi abandonada de 
maneira negligente, removida sem os cuidados necessários, aberta e manipulada sem qualquer 
cautela. Tal objeto espalhou o terror entre uma população que nem desconfiava da existência de 
tal risco tão próximo de seus lares.
O acidente de Goiânia começou quando uma cápsula de chumbo contendo cerca de 20 gramas 
de cloreto de césio-137 (CsCl) foi removida de um aparelho de radioterapia abandonado. Essa 
cápsula era uma fonte radiativa, um emissor de radiações utilizado para bombardear com 
precisão células cancerígenas e destruí-las sem afetar os tecidos próximos. Dentro do aparelho e 
da blindagem, usado sob as condições especificadas, não há contato direto entre o paciente e o 
material radiativo, apenas um feixe de partículas oriundo da fonte é milimetricamente 
direcionado à área afetada.
Materiais radiativos como césio-137 emitem radiações ionizantes, feixes de partículas ou de 
ondas eletromagnéticas capazes de atravessar corpos sólidos, afetando, durante o trajeto, suas 
estruturas atômicas. Radiações ionizantes de alta intensidade podem provocar lesões nas células 
e nos tecidos vivos, causando uma série de efeitos nocivos que caracterizam o chamado 
envenenamento por radiação.
No abalo causado pelas quatro mortes e dezenas de vítimas graves, o césio-137 passou a ser 
visto como um perigoso assassino, por conta de uma desastrosa sucessão de erros que levou à 
remoção daquele estranho material de belo brilho azulado da segurança de seu invólucro de 
chumbo, onde foi enclausurado para cumprir a missão de ajudar a salvar vidas, não matar.
 
SAIBA MAIS
Para ampliar o seu conhecimento a respeito desse assunto, veja abaixo as sugestões do 
professor:
Química Geral
Teoria Atômica: átomos e sua estrutura - número atômico, número de massa, isótopos e 
massa atômica
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