2 1 Evolução da estrutura atômica

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Evolução da estrutura atômica
APRESENTAÇÃO
No século V a.C., os filósofos gregos Leucipo e Demócrito exprimiram a crença de que toda a 
matéria consistia em partículas muito pequenas e indivisíveis, às quais chamaram átomos. Esse 
foi o primeiro relato sobre a teoria atômica, que seria muito estudada depois. Quer saber mais? 
Nesta Unidade de Aprendizagem conheceremos um pouco sobre a teoria atômica. 
Bons estudos.
Ao final desta Unidade de Aprendizagem, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
Reconhecer a evolução da teoria atômica.•
Apresentar a estrutura do átomo.•
Diferenciar elétrons, prótons e nêutrons.•
DESAFIO
Você é convidado(a) a explanar sobre a evolução dos modelos atômicos em um evento 
acadêmico. Para isso, será necessária uma representação visual que deixe bem clara esta 
evolução. 
Com isso, o desafio consiste em desenhar a evolução dos modelos atômicos, desde a teoria de 
Demócrito até o modelo atômico atual. 
Essa atividade pode ser feita em folha de ofício e à mão. Depois, fotografe ou escaneie o 
desenho e anexe à sua resposta. Use sua criatividade!
INFOGRÁFICO
O esquema a seguir mostra a evolução dos modelos atômicos, destacando, de forma visual, as 
características de cada um.
CONTEÚDO DO LIVRO
A teoria atômica vem sendo estudada desde o século V a.C. pelo filósofo grego Demócrito. Seus 
achados foram sendo aperfeiçoados e testados até chegar no modelo atômico atual. 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 Teoria atômica e leia até o item O nêutron. 
Boa leitura!
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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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 Química [recurso eletrônico] / Raymond Chang, Kenneth 
 A. Goldsby ; [tradução: M. Pinho Produtos Digitais 
 Unipessoal Lda.] ; revisão técnica: Denise de Oliveira Silva, 
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Capítulo 2 ♦ Átomos, moléculas e íons 39
Desde tempos remotos o homem ponderou sobre a natureza da matéria. As ideias modernas sobre a estrutura da matéria começaram a tomar forma 
no princípio do século xix com a teoria atômica de Dalton. Hoje sabemos que 
toda a matéria é constituída por átomos, moléculas e íons. Toda a química está 
relacionada de uma forma ou de outra com estas espécies.
2.1 Teoria atômica
No século v a. c., o filósofo grego Demócrito exprimiu a crença de que toda a 
matéria consistia em partículas, muito pequenas e indivisíveis, às quais ele cha-
mou de átomos (que significa indivisível). Embora a ideia de Demócrito não te-
nha sido aceita por muitos dos seus contemporâneos (como Platão e Aristóteles), 
ela prevaleceu. Resultados experimentais de investigações científicas apoiaram 
o conceito de “atomismo” e gradualmente fizeram surgir as definições modernas 
de elementos e compostos. Em 1808, o cientista e professor inglês John Dalton1 
formulou uma definição precisa dos blocos indivisíveis constituintes da matéria 
aos quais chamamos de átomos.
O trabalho de Dalton marcou o início da era moderna da química. As hipó-
teses acerca da natureza da matéria na qual a teoria atômica de Dalton se baseia 
podem ser resumidas da seguinte forma:
 1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas cha-
madas de átomos.
 2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, tendo a mesma di-
mensão, massa e propriedades químicas. Os átomos de um elemento são 
diferentes dos átomos de todos os outros elementos.
 3. Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento. Em 
qualquer composto, a razão entre os números de átomos de quaisquer dois 
elementos presentes é um número inteiro ou uma fração simples.
 4. Uma reação química envolve apenas a separação, a combinação ou o rear-
ranjo dos átomos: não resulta na sua criação ou destruição.
A Figura 2.1 é uma representação esquemática das últimas três hipóteses.
O conceito de átomo de Dalton era bem mais detalhado e específico do que 
o de Demócrito. A segunda hipótese afirma que os átomos de um elemento são 
diferentes dos átomos de todos os outros elementos. Dalton não tentou descrever 
a estrutura ou composição dos átomos – ele não fazia ideia de como era na reali-
dade um átomo. Mas percebeu que as diferentes propriedades apresentadas por 
1 John Dalton (1766-1844). Químico, matemático e filósofo inglês. Além da teoria atômica, for-
mulou várias leis de gases e deu a primeira descrição detalhada do daltonismo, doença da qual ele 
era vítima. Dalton era descrito como um experimentador razoável e um ilustrador particularmente 
fraco. O seu único divertimento era jogar bocha nas tardes de quinta-feira. Talvez tenha sido a visão 
daquelas bolas de madeira que lhe proporcionou a ideia da teoria atômica.
Figura 2.1 (a) De acordo com a teo-
ria atômica de Dalton, os átomos do 
mesmo elemento são idênticos, mas os 
átomos de um elemento são diferentes 
dos átomos de outros elementos. (b) Um 
composto formado por átomos dos ele-
mentos X e Y. Neste caso, a razão entre 
o número de átomos do elemento X e 
dos átomos do elemento Y é 2:1. Repare 
que uma reação química resulta apenas 
no rearranjo de átomos, não na sua des-
truição ou criação.(b)
Um composto dos elementos X e YÁtomos do elemento X Átomos do elemento Y
(a)
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40 Química
elementos como o hidrogênio e o oxigênio podem ser explicadas ao supor que os 
átomos de hidrogênio não são os mesmos que os átomos de oxigênio.
A terceira hipótese sugere que, para formar um certo composto, precisamos 
não só de átomos dos elementos certos, mas também de números específicos destes 
átomos. Esta ideia é uma extensão de uma lei publicada em 1799 pelo químico 
francês Joseph Proust2. A lei das proporções definidas de Proust afirma que amos-
tras diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção das massas 
dos seus elementos constituintes. Assim, se analisássemos amostras de dióxido de 
carbono gasoso obtidas de fontes diferentes, encontraríamos em cada amostra a 
mesma razão entre as massas de carbono e de oxigênio. É então aceitável que, se 
a razão entre as massas dos diferentes elementos em um dado composto é fixa, a 
razão do número de átomos destes elementos também deverá ser constante.
A terceira hipótese de Dalton apoia outra lei importante, a lei das propor-
ções múltiplas. De acordo com esta lei, se dois elementos podemse combinar 
para formar mais de um composto, as massas de um elemento que se combinam 
com uma dada massa do outro elemento estão na razão de números pequenos e 
inteiros. A teoria de Dalton explica a lei das proporções múltiplas de uma forma 
muito simples: compostos diferentes constituídos pelos mesmos elementos dife-
rem no número de átomos de cada espécie que se combinam. Por exemplo, o car-
bono forma dois compostos estáveis com o oxigênio, nomeadamente, o monóxido 
de carbono e o dióxido de carbono. As técnicas de medição modernas indicam 
que um átomo de carbono se combina com um átomo de oxigênio no monóxido 
de carbono e com dois átomos de oxigênio no dióxido de carbono. Assim, a razão 
entre o oxigênio no monóxido de carbono e o oxigênio no dióxido de carbono é 
1:2. Este resultado é consistente com a lei das proporções múltiplas (Figura 2.2).
A quarta hipótese de Dalton é outra forma de exprimir a lei da conser-
vação da massa,3 que diz que a matéria não pode ser criada nem destruída. 
Como a matéria é constituída por átomos que não são alterados em uma reação 
química, então a massa também deve se conservar. A brilhante visão de Dalton 
sobre a natureza da matéria foi o principal estímulo para o progresso rápido da 
química no século xix.
Revisão de conceitos
Os átomos do elemento A (azul) e do B (laranja) formam dois compostos 
mostrados aqui. Estes compostos obedecem à lei das proporções múltiplas?
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.
Monóxido de carbono
Dióxido de carbono
O
C
2
1
O
C
1
1
� �
� �
Figura 2.2 Ilustração da lei das pro-
porções múltiplas.
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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 extremidade da 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 positiva no 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 �
Chang_02.indd 44Chang_02.indd 44 03/05/13 11:0903/05/13 11:09
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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DICA DO PROFESSOR
Veja, no vídeo, um pouco da evolução dos modelos atômicos de forma mais detalhada.
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EXERCÍCIOS
1) A imagem abaixo mostra o experimento de Rutherford com o uso de uma lâmina de ouro e 
partículas. Supondo que esse experimento fosse realizado com átomos que tivessem a 
estrutura proposta pelo modelo de Thomson, poderíamos afirmar que:
A) As partículas alfa atravessariam a lâmina de ouro, sendo observados poucos desvios.
B) O anteparo apresentaria manchas luminosas dispersas de forma homogênea.
C) Os átomos da folha de ouro impediriam totalmente a passagem das partículas.
D) Os núcleos e elétrons dos átomos da lâmina de ouro absorveriam as partículas.
E) Nenhuma das alternativas.
2) A evolução da teoria atômica se deu através de modelos e conceitos propostos por 
diversos cientistas, com base em suas experiências e observações. O conceito de 
matéria como uma massa de carga positiva uniformemente distribuída, com os 
elétrons espalhados de modo a minimizar as repulsões eletrostáticas pode ser 
creditado a: 
A) Dalton.
B) Thomson.
C) Rutherford.
D) Demócrito.
E) Nenhuma das alternativas.
3) A teoria atômica de Dalton só não está claramente expressa em: 
A) A formação dos materiais dá-se através de diferentes associações entre átomos iguais ou 
não.
B) O átomo possui um núcleo positivo envolto por órbitas eletrônicas.
C) O número de átomos diferentes existente na natureza é pequeno.
D) Os átomos são partículas que não se podem dividir.
E) Toda matéria é formada por partículas extremamente pequenas.
4) Uma importante contribuição do modelo de Rutherford foi considerar o átomo 
constituído de: 
A) Elétrons mergulhados em uma massa homogênea de carga positiva.
B) De uma estrutura altamente compacta de prótons e elétrons.
C) Um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron.
D) Uma região central com carga negativa chamada núcleo.
E) Um núcleo muito pequeno, de carga positiva, cercado por elétrons.
5) O modelo de Thomson propôs que o átomo seria formado por uma esfera de carga 
............., contendo .................. incrustados, possuidores de carga elétrica ................... A 
alternativa que completa corretamente a frase é: 
A) Neutra/prótons e elétrons/positiva e negativa.
B) Positiva/prótons/positiva.
C) Negativa/elétrons/negativa.
D) Positiva/elétrons/negativa.
E) Positiva/nêutrons/nula.
NA PRÁTICA
Atualmente, são conhecidos mais de 20 milhões de compostos. Todas essas descobertas não 
teriam sido possíveis se não houvesse o entendimento da estrutura atômica. 
Com a elucidação do átomo, descobriu-se que os átomos não estão isolados, e sim, ligados entre 
si ou com outros átomos. Essas ligações são feitas por meio de ligações químicas específicas e 
quem participa dessas ligações são os elétrons.
SAIBA MAIS
Para ampliar o seu conhecimento a respeito desse assunto, veja abaixo as sugestões do 
professor:
Química - Teoria Atômica - Modelos Atômicos
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Física/Química: Modelos Atômicos
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ROSENBERG, J.L.; EPSTEIN, L.M.; KRIEGER, P.J. Química geral. Coleção Schaum. 
9.ed. Porto Alegre: Bookman, 2013.