QUÍMICA A

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1
01
Aula Química
1A
Estrutura atômica I –
conceitos fundamentais
 Átomo
Leucipo e Demócrito, dois filósofos gregos, por 
volta do ano 400 a.C. propuseram que a matéria seria 
constituída de partes menores e indivisíveis que foram 
denominadas átomos. 
Eles imaginavam que, se um corpo qualquer fosse 
fragmentado continuamente em partes cada vez menores, 
se chegaria a uma porção de matéria tão pequena que seria 
impossível dividir – o átomo (do grego não divisível).
Os mais de 2000 anos seguintes foram dominados 
pela alquimia.
 Modelos atômicos 
Modelo atômico de Dalton
Por volta de 1808, o cientista e professor inglês John 
Dalton (1766-1844), baseado em uma série de leis expe-
rimentais do século XVIII, propôs:
1. Os átomos são esferas 
maciças, indivisíveis e 
indestrutíveis nas reações 
(transformações) químicas.
2. Os elementos são feitos de pe-
quenas partículas – os átomos.
3. Os átomos de um determi-
nado elemento são iguais 
quanto à massa e demais 
propriedades.
4. As transformações químicas consistem na reunião, 
separação e rearranjo dos átomos.
Muitas ponderações sobre a natureza do átomo 
foram feitas durante os anos 1800, mas somente por 
volta de 1900 foi que surgiu uma evidência convincente 
de que o átomo poderia ser constituído de partículas 
menores, portanto divisível.
Modelo atômico de Thomson
Descoberta dos elétrons
Em 1856, foram realizadas 
várias experiências, usando a 
denominada ampola de William 
Crookes. Com base nessas ex-
periências, o físico Joseph John 
Thomson (1856-1940) concluiu, 
em 1898, que existem partículas 
menores que o átomo, dotadas 
de carga elétrica negativa. 
Crookes observou que os gases eram maus condutores 
de eletricidade, porém se tornavam melhores condutores 
caso tivessem a pressão muito reduzida (de 10 a 0,01 mmHg). 
Nessas condições, ao aplicar uma alta voltagem entre os 
eletrodos da ampola de Crookes, ele percebeu uma descarga 
elétrica no gás, além de um fluxo luminoso partindo do 
cátodo e dirigindo-se à parede oposta da ampola. Esse fluxo 
luminoso foi chamado de raios catódicos. 
Eletrodo
Cátodo
Bomba de 
vácuo
Gás a baixa pressão
Ânodo
Eletrodo
Ao ser aplicado um campo elétrico externo à ampola 
de Crookes, os raios catódicos desviavam para a placa 
positiva, portanto possuíam carga negativa. 
An
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 G
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 John Dalton
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B.
 C
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l
 Joseph John Thomson
2 Semiextensivo
As experiências foram realizadas com diferentes 
gases a baixa pressão e alta voltagem no interior da 
ampola, obtendo-se os mesmos resultados e permitiram 
a seguinte conclusão: os raios catódicos eram parte 
constituinte de toda espécie de matéria. 
Alguns anos depois, em 1886, Eugene Goldstein, uti-
lizando as ampolas de Crookes com algumas alterações, 
observou a ocorrência de “novos raios” sendo emitidos na 
direção contrária, concluiu-se que esses novos raios, cha-
mados de raios canais, eram dotados de carga positiva. 
Thomson determinou a relação carga-massa dos raios 
catódicos, provando experimentalmente que os raios 
eram partículas negativas (dotados de carga) e é, por isso, 
considerado o descobridor do elétron como partícula.
Thomson, então, propôs um modelo para o átomo, 
apresentando-o como uma esfera 
gelatinosa de carga elétrica positiva, 
em que os elétrons, negativos e 
muito menores, estariam incrusta-
dos, neutralizando a carga positiva. 
Ele comparou o átomo com um 
“pudim de passas”, no qual as passas 
representavam os elétrons, e a massa 
gelatinosa representava a carga 
elétrica positiva.
Destaca-se ainda que os trabalhos experimentais 
de Goldstein possibilitaram a descoberta do próton, 
partícula dotada de carga elétrica equivalente à do elé-
tron, porém positiva. O próton possui massa 1 836 vezes 
maior que a do elétron.
O nome próton foi dado por Rutherford, em 1 904.
Modelo atômico de Rutherford
As experiências realizadas em 1911 pelo cientista Ernest 
Rutherford (1871-1937) levaram-no a descartar o modelo 
atômico da esfera gelatinosa proposto por Thomson. 
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro, 
cuja espessura era de aproximadamente 10–5 cm (em tor-
no de 300 átomos), com 
um feixe de partículas 
alfa, pequenas partículas 
radioativas dotadas de 
carga elétrica positiva e 
emitidas pelo elemento 
radioativo polônio. 
As partículas alfa, 
apesar de invisíveis, 
podem ser detectadas, 
pois produzem uma lu-
minosidade instantânea 
(fluorescência) ao coli-
direm com um anteparo 
de sulfeto de zinco (ZnS). 
Rutherford usou a seguinte aparelhagem: 
 A experiência de Rutherford que resultou 
na descoberta do núcleo atômico.
Fonte de 
partículas 
Po
Feixe de 
partículas 
Tela 
fluorescente
A maioria das partículas 
não sofre desvio
Placa de 
ouro
Partículas que 
sofrem desvios
An
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 G
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Rutherford notou, com surpresa, que a maioria das 
partículas alfa atravessava a lâmina, sem sofrer desvios 
de trajetória. Somente algumas partículas alfa sofriam 
desvios ou não conseguiam atravessar a lâmina (rico-
cheteavam). 
Esquema do átomo em função 
da experiência
Átomos da lâmina de ouro
Partícula 
desviada
Maioria das 
partículas a 
atravessam
Núcleo de 
átomos de ouro
Eletrosfera dos 
átomos de ouro
Fe
ix
e 
de
 
pa
rt
íc
ul
as
 
+ +
+
+
An
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 G
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Como resultado de sua experiência, Rutherford pôde 
tirar algumas conclusões: 
 • o átomo não deveria ser uma bola maciça; 
 • no átomo, devem existir mais espaços vazios que 
preenchidos; 
 • as poucas partículas alfa que retornavam ou que 
sofriam desvios mostravam que o átomo deveria ter 
um núcleo pequeno, pesado e positivo onde se con-
centra a maior parte da massa do átomo. O desvio se 
deve a uma repulsão entre o núcleo e uma partícula 
alfa (positiva) que passa muito próximo dele; 
 • os elétrons, negativos, estariam girando ao redor do 
núcleo, numa região denominada eletrosfera; 
 • o número de partículas que atravessam a lâmina de 
ouro é muito superior ao número de partículas que 
ricocheteiam. Por meio de uma contagem, é possível 
fazer uma relação e prever que o raio de um átomo 
de ouro é cerca de 10 000 vezes maior que o raio do 
seu núcleo. 
Região positiva
Elétrons negativos
An
ge
la
 G
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 Ernest Rutherford
Aula 01
3Química 1A
As conclusões de Rutherford possibilitaram a 
criação de um novo modelo para o átomo, com uma 
região central, de carga elétrica positiva (núcleo), e uma 
região periférica (eletrosfera), na qual se encontram os 
elétrons, partículas dotadas de carga elétrica negativa 
e massa desprezível. O modelo ficou conhecido como 
modelo planetário do átomo.
 O nêutron
James Chadwick mostrou, em 1932, que a maioria 
dos núcleos contêm uma partícula neutra (o nêutron) 
ligeiramente mais massiva que o próton, porém com 
carga nula.
É importante saber
Massas
mpróton = 1,673 ∙ 10
–24 g
mnêutron = 1,675 ∙ 10
–24 g
melétron = 9,11 ∙ 10
–28 g 
m
m
p
e
=
⋅
⋅
≅
−
−
1 673 10
9 11 10
1836
24
28
,
,
• A determinação do módulo da carga elétrica 
(1,6 ∙10–19 C) é atribuída a Millikan (em 1909).
Vamos agora, conhecer os valores relativos de carga 
e massa dos prótons, elétrons e nêutrons.
Próton Elétron Nêutron
(p) + (e) − (n) o
Carga elétrica relativa +1 −1 0
Massa relativa 1
1
1836 1
Conclusão: mp mn 1 836 me
mp = massa do próton
mn = massa do nêutron
me = massa do elétron
 Conceitos fundamentais
Número atômico
Representado por Z, indica o número de prótons 
existentes no núcleo de um átomo, sendo, portanto, um 
número inteiro (Z ≥ 1).
Dizer que o cálcio possui Z = 20 indica que possui 20 
prótons no núcleo.
Todo átomo é um sistema eletricamente neutro, isto 
é, o número de prótons é igual ao número de elétrons.
Sendo assim, o cálcio, Z = 20, possui 20 prótonse 20 
elétrons.
Número de massa
Representado pela letra A, é a soma do número de 
prótons (Z) com o número de nêutrons (N) existentes no 
núcleo do átomo.
Outro nome para número de massa é o número de 
núcleons.
Relação:
A = Z + N
Elemento químico
Podemos definir como elemento químico o conjunto 
de átomos com o mesmo número de prótons, isto é, o 
mesmo número atômico (Z).
Como representar os elementos – os 
símbolos
Os símbolos dos elementos são abreviaturas para 
simplificar uma palavra completa (nome do elemento), 
como, por exemplo, quando se escreve EUA em vez de 
Estados Unidos da América.
A primeira letra do símbolo de um elemento é 
sempre maiúscula e a segunda, quando utilizada, 
minúscula.
Exemplos:
Símbolo = 1ª. letra do nome do elemento
I = iodo, O = oxigênio, H = hidrogênio
Símbolo = 1ª. e 2ª. letras do nome do elemento
Aℓ = alumínio, Fe = ferro, Ni = níquel
Símbolo = 1ª. letra e uma outra letra do nome do 
elemento
Pt = platina, Zn = zinco, Cs = césio
Símbolo = derivado do nome latino do elemento
K (Kalium) = potássio, Na (Natrium) = sódio, 
S (Sulfur) = enxofre
Representação geral
Z
A E
E = símbolo do elemento químico
4 Semiextensivo
Exemplos:
a) O átomo de cálcio apresenta 20 prótons e 20 nêu-
trons no seu núcleo. Assim:
Z = 20; N = 20
A = 20 + 20 = 40
Representação:
20
40 Ca
b) O átomo de cloro apresenta 17 prótons e 20 nêutrons 
no seu núcleo. Assim:
Z = 17; N = 20
A = 17 + 20 = 37
Representação:
17
37 Cℓ
 Conceitos de isoátomos 
Isótopos
Como vimos, todos os átomos de um determinado 
elemento apresentam o mesmo número atômico (nú-
mero de prótons).
Na maioria dos casos, os átomos de um determinado 
elemento não têm todos o mesmo número de nêutrons, 
logo não têm o mesmo número de massa. Isso ocorre 
porque o número de nêutrons no núcleo pode variar e 
varia com muita frequência. O hidrogênio, por exemplo, 
apresenta três tipos de átomos, que diferem uns dos 
outros apenas no número de massa (no. de nêutrons). 
São eles: o hidrogênio “leve” (o tipo mais comum), 
denominado prótio, com um próton e nenhum nêutron; 
o deutério, com um próton e um nêutron; e o trítio, com 
um próton e dois nêutrons.
Os átomos que têm o mesmo número de prótons 
(mesmo Z) e diferem no número de nêutrons são cha-
mados ISÓTOPOS.
Podemos dizer que prótio, deutério e trítio são 
isótopos do elemento hidrogênio. Eles podem ser repre-
sentados da seguinte maneira:
1
3 H
trítio
1
1H
prótio
1
2 H
deutério
Num outro exemplo, destacamos os dois isótopos 
mais comuns do urânio, com números de massa 235 e 
238, respectivamente:
92
235 U 92
238 U
O primeiro isótopo, o de número de massa 235, ou 
simplesmente o U−235, é utilizado em reatores nuclea-
res e em bombas atômicas, enquanto o U-238 não tem 
as propriedades adequadas para essas aplicações.
Os isótopos estáveis de um elemento sempre estão 
juntos na natureza. Quando um deles tiver de ser utili-
zado para um determinado fim, é preciso separá-lo por 
meio de técnicas especiais. Assim, quando você ouve 
ou lê que certos países detêm as técnicas de enriqueci-
mento do urânio para fins nucleares, significa que eles 
têm a avançada tecnologia de separação dos isótopos 
do urânio.
A composição isotópica de um elemento é constan-
te. Isso quer dizer que o hidrogênio contido em qualquer 
substância apresentará sempre seus três isótopos nas 
seguintes proporções:
1
3 H
trítio
1
1H
prótio
1
2 H
deutério
(traços)99,99% 0,01%
A maioria dos elementos químicos é constituída por 
dois ou mais isótopos, que ocorrem na natureza em 
diferentes proporções.
Átomos Porcentagem de ocorrência (%)
8
16 O 99,76
8
17 O 0,04
8
18 O 0,20
9
19 F 100
35
79 Br 50,54
35
81Br 49,46
82
204 Pb 1,40
82
206 Pb 24,10
82
207 Pb 22,10
82
208 Pb 52,40
Os isótopos de um mesmo elemento químico apresen-
tam propriedades químicas semelhantes, pois possuem o 
mesmo número de prótons e também de elétrons.
Isóbaros
Nome dado aos átomos com mesmo número de 
massa e diferentes números atômicos.
Exemplos:
Iguais
40 ............................................. 40
20 ............................................. 19Ca K
Diferentes
Os isóbaros pertencem a elementos diferentes e, 
portanto, devem apresentar propriedades químicas 
diferentes.
Aula 01
5Química 1A
Isótonos
Nome dado aos átomos que têm o mesmo número 
de nêutrons (N) e diferentes números atômicos (Z) e de 
massa (A).
Exemplos:
9
19
10
20
10 9 19
10 10 20
F N Z A
Ne N Z A
⇒ = = =
⇒ = = =
; ;
; ;
Isodiáferos
São átomos que apresentam a mesma diferença 
entre o número de nêutrons e de prótons (N – Z)
Exemplos:
Isodiáferos
5
11
17
35
6
5
1
18
17
1
B
N
Z
N Z
C
N
Z
N Z
⇒
=
=
⎫
⎬
⎭
− =
⇒
=
=
⎫
⎬
⎭
− =
( )
( )L
Íons
Já sabemos que um átomo, em seu estado normal, 
é eletricamente neutro, pois o número de prótons é 
igual ao número de elétrons. Assim, a carga negativa de 
cada elétron é compensada pela carga positiva de cada 
próton.
No entanto, em determinadas ocasiões, um átomo 
pode ganhar ou perder elétrons, transformando-se 
numa partícula eletrizada, denominada íon.
Se ele ganhar elétrons, transforma-se numa partícula 
de carga elétrica negativa, denominada ânion.
Se ele perder elétrons, transforma-se numa partícula 
de carga elétrica positiva, denominada cátion.
Resumindo:
Perda de elétrons
Ganho de elétrons
ÁTOMO CÁTION (íon positivo)
ÂNION (íon negativo)
Exemplos:
Aℓ2713 Aℓ
27
13
3+
a) Átomo neutro Cátion
Perdeu 3e–
13 prótons
14 nêutrons
13 elétrons
13 prótons
14 nêutrons
10 elétrons
excesso de 3 cargas positivas, 
portanto Aℓ3+
O168 O
16
8
2–
b) Átomo neutro Ânion
Ganhou 2e–
8 prótons
8 nêutrons
8 elétrons
8 prótons
8 nêutrons
10 elétrons
excesso de 2 cargas negativas, 
portanto O2–
Espécies isoeletrônicas
Observe os elementos 8O, 9F, 11Na, 12Mg, e 13Aℓ. 
Quando eletricamente neutros, apresentam o número 
de prótons igual ao número de elétrons.
Átomo neutro
8O 9F 11Na 12Mg 13Aℓ
8p 9p 11p 12p 13p
8e– 9e– 11e– 12e– 13e–
Ao doarem ou receberem elétrons, transformam-se 
em íons.
Assim:
Íon
8O
2– 9F
– 11Na
+ 12Mg
2+ 13Aℓ
3+
8p 9p 11p 12p 13p
10e– 10e– 10e– 10e– 10e–
As espécies acima são chamadas isoeletrônicas, pois, 
embora possuam cargas nucleares diferentes (Z diferentes) 
têm o mesmo número total de elétrons.
6 Semiextensivo
Testes
Assimilação
01.01. Considere as afirmativas:
I. O átomo é maciço e indivisível.
II. O átomo é um grande vazio com um núcleo muito pe-
queno, denso e positivo no centro.
I e II pertencem aos modelos atômicos propostos, respec-
tivamente, por:
a) Dalton e Thomson.
c) Rutherford e Bohr.
e) Dalton e Rutherford.
b) Bohr e Thomson.
d) Thomson e Rutherford.
01.02. (ACAFE – SC) – Ernest Rutherford, em 1911, realizou 
experiências bombardeando uma finíssima lâmina de ouro 
com partículas de carga positiva emitidas pelo polônio 
radioativo.
A alternativa verdadeira, considerando as conclusões de 
Rutherford, é:
a) Estava definitivamente desvendando o interior de um áto-
mo e, até hoje, seu modelo para átomo não foi questionado.
b) Poucas partículas atravessam a placa de ouro, demons-
trando que o átomo é maciço.
c) O núcleo do átomo tem carga negativa.
d) A massa do átomo está concentrada na eletrosfera, onde 
estão localizados os elétrons.
e) No centro do átomo, existe um núcleo muito pequeno e 
denso onde está concentrada sua massa.
01.03. (UEMT) – Assinale abaixo a alternativa que representa, 
de forma correta, as quantidades de prótons, nêutrons e 
elétrons, respectivamente, do íon 56
138 2Ba :
a) 56, 54 e 82 b) 56, 82 e 54 c) 54, 82 e 56
d) 56,138 e 56 e) 54, 82 e 138
01.04. (PUCCamp – SP) – A simbologia da Química permite 
representar isótopos de formas diferentes. Porexemplo, o 
isótopo de carbono de massa 14 u pode ser representado por 
C−14 ou 6
14 C. A vantagem da segunda notação em relação à 
primeira é que nela também está representado:
a) número de nêutrons.
c) número de elétrons.
e) número atômico.
b) número de massa.
d) massa atômica. 
01.05. (IFSP) – Considere a tabela abaixo, que fornece ca-
racterísticas de cinco átomos (I, II, III, IV e V).
Átomo Número atômico
Número 
de massa
Número de elétrons na 
camada de valência
I 11 23 1
II 11 24 1
III 19 40 1
IV 20 40 2
V 40 90 2
São isótopos entre si os átomos
a) I e II.
d) III e IV.
b) II e III.
e) IV e V.
c) I, II e III. 
Aperfeiçoamento
01.06. (UNIFOR – CE) – A descoberta do átomo representou um 
importante passo para o homem no reconhecimento dos mate-
riais e suas propriedades e o estabelecimento do modelo atômico 
atual foi uma construção científica de diversos autores: Leucipo/
Demócrito; Dalton, Thomson, Rutherford/Bohr, entre outros.
A figura abaixo apresenta o modelo atômico (de Thomson) 
que contribuiu significativamente para o estabelecimento 
do conceito de átomo moderno, pois este defendia que:
a) A divisibilidade do átomo em uma massa protônica posi-
tiva e partículas negativas denominadas elétrons.
b) A divisibilidade do átomo em uma massa neutra compos-
ta por cargas negativas denominadas elétrons.
c) A existência de um átomo negativo e indivisível.
d) O átomo era divisível em partículas negativas conhecidas 
como prótons.
e) O átomo era formado somente por uma massa de elétrons 
positivos inseridos em uma matriz protônica negativa.
Aula 01
7Química 1A
01.07. (UFPR) – Considere as seguintes afirmativas sobre o 
modelo atômico de Rutherford:
1. O modelo atômico de Rutherford é também conhecido 
como modelo planetário do átomo.
2. No modelo atômico, considera-se que elétrons de car-
gas negativas circundam em órbitas ao redor de um nú-
cleo de carga positiva.
3. Segundo Rutherford, a eletrosfera, local onde se en-
contram os elétrons, possui um diâmetro menor que 
o núcleo atômico.
4. Na proposição do seu modelo atômico, Rutherford se 
baseou num experimento em que uma lamínula de 
ouro foi bombardeada por partículas alfa.
Assinale a alternativa correta:
a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira.
b) Somente as afirmativas 3 e 4 são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas 1, 2 e 4 são verdadeiras.
e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
01.08. (UFSC) – Na famosa experiência de Rutherford, no 
início do século XX, com a lâmina de ouro, o(s) fato(s) que 
(isoladamente ou em conjunto), indicava(m) o átomo possuir 
um núcleo pequeno e positivo foi(foram):
01) A maioria das partículas alfa atravessaria os átomos da 
lâmina sem sofrer desvio da sua trajetória.
02) Ao atravessar a lâmina, uma maioria de partículas alfa 
sofreria desvio de sua trajetória.
04) Um pequeno número de partículas alfa atravessando a 
lâmina sofreria desvio de sua trajetória.
08) Um grande número de partículas alfa não atravessaria a 
lâmina.
16) As partículas alfa teriam cargas negativas.
01.09. O oxigênio foi descoberto por Priestley em 1722. 
A partir de 1775, Lavoisier estabeleceu suas proprieda-
des, mostrou que existia no ar e na água, e indicou seu 
papel fundamental nas combustões e na respiração. Na 
natureza, o elemento químico oxigênio ocorre como uma 
mistura de 16O, 17O e 18O. Na baixa atmosfera e à tempe-
ratura ambiente, o oxigênio está presente principalmente 
na forma de moléculas diatômicas (O2) que constituem 
um gás incolor, inodoro e insípido, essencial para os or-
ganismos vivos. São inúmeras as aplicações do oxigênio. 
Na medicina, o seu uso mais comum é na produção de 
ar enriquecido de O2.
Sobre a ocorrência natural do elemento químico oxigênio, 
é correto afirmar que 16O, 17O e 18O possuem, respectiva-
mente,
a) 8, 9 e 10 nêutrons e são isótonos.
b) 8, 8 e 8 elétrons e são isótonos.
c) 16, 17 e 18 nêutrons e são isóbaros.
d) 8, 8 e 8 elétrons e são isóbaros.
e) 8, 9 e 10 nêutrons e são isótopos.
01.10. (UEPG – PR) – Considerando os elementos químicos 
representados por 19
42 A , 19
40 B e 21
42 C , assinale o que for correto.
 01) Os elementos A e B são isótopos.
 02) Os elementos A e C são isóbaros.
 04) Os elementos B e C são isótonos.
 08) O elemento A é o que possui maior número de nêu-
trons no núcleo.
01.11. (UEPG – PR) – Na natureza podem-se encontrar três 
variedades isotópicas do elemento químico urânio, repre-
sentadas abaixo. Com relação a esses isótopos, no estado 
fundamental, assinale o que for correto.
92
234U
 92
235U
 92
238U
 01) O urânio−234 possui 92 prótons e 92 elétrons.
 02) O urânio−235 possui 92 prótons e 143 nêutrons.
 04) Os três átomos possuem o mesmo número de massa.
 08) O urânio−238 possui 92 elétrons e 146 nêutrons.
01.12. (UFRGS) – Na reunião da IUPAC, que celebrou o fim 
do Ano Internacional de Química, os mais novos elementos 
foram oficialmente denominados de fleróvio, em home-
nagem ao físico russo Georgiy Flerov, e de livermório, em 
homenagem ao Laboratório Livermore da Califórnia. Esses 
são os dois elementos mais pesados da tabela periódica e 
são altamente radioativos. O fleróvio (Fℓ) apresenta número 
atômico 114 e número de massa 289, e o livermório (Lv) 
apresenta número atômico 116 e número de massa 292.
O número de nêutrons em cada átomo do elemento fleró-
vio e o número de nêutrons em cada átomo do elemento 
livermório são, respectivamente,
a) 114 e 116.
d) 289 e 292. 
b) 175 e 176.
e) 403 e 408.
c) 189 e 192. 
8 Semiextensivo
Aprofundamento
01.13. (IME – RJ) – Os trabalhos de Joseph John Thomson e 
Ernest Rutherford resultaram em importantes contribuições 
na história da evolução dos modelos atômicos e no estudo de 
fenômenos relacionados à matéria. Das alternativas abaixo, 
aquela que apresenta corretamente o autor e uma de suas 
contribuições é:
a) Thomson – Concluiu que o átomo e suas partículas for-
mam um modelo semelhante ao sistema solar.
b) Thomson – Constatou a indivisibilidade do átomo. 
c) Rutherford – Pela primeira vez, constatou a natureza 
elétrica da matéria.
d) Thomson – A partir de experimentos com raios catódicos, 
comprovou a existência de partículas subatômicas.
e) Rutherford – Reconheceu a existência das partículas 
nucleares sem carga elétrica, denominadas nêutrons. 
01.14. (UFPR) – O modelo atômico proposto por Dalton 
foi de grande importância para alavancar o conhecimen-
to atual sobre a estrutura atômica. Apesar de algumas 
ideias desse cientista não serem mais aceitas, algumas 
permanecem válidas, por descreverem corretamente o 
comportamento da matéria. Assinale a alternativa que 
corresponde a uma proposta ainda válida do modelo 
de Dalton.
a) Cada átomo possui um núcleo onde se concentra a maior 
parte de sua massa.
b) Os átomos são constituídos de partículas com carga 
negativa.
c) Os átomos se combinam, separam ou rearranjam nas 
transformações químicas.
d) Os átomos possuem carga positiva para balancear a carga 
negativa dos elétrons. 
e) Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos 
em todos os seus aspectos.
01.15. (UFSC) – Uma das principais partículas atômicas é o 
elétron. Sua descoberta foi efetuada por J. J. Thomson em 
uma sala do Laboratório Cavendish, na Inglaterra, ao provocar 
descargas de elevada voltagem em gases bastante rarefeitos, 
contidos no interior de um tubo de vidro.
No tubo de vidro “A”, observa-se que o fluxo de elétrons (raios 
catódicos) colide com um anteparo e projeta sua sombra na 
parede oposta do tubo.
No tubo de vidro “B”, observa-se que o fluxo de elétrons (raios 
catódicos) movimenta um cata-vento de mica.
No tubo de vidro “C”, observa-se que o fluxo de elétrons (raios 
catódicos) sofre uma deflexão para o lado onde foi colocada 
uma placa carregada positivamente.
Observando os fenômenos que ocorrem nos tubos, podemos 
afirmar CORRETAMENTE que:
01) gases são bons condutores da corrente elétrica.
02)os elétrons possuem massa – são corpusculares.
04) os elétrons possuem carga elétrica negativa.
08) os elétrons partem do cátodo.
16) os elétrons se propagam em linha reta. 
32) o cata-vento entrou em rotação devido ao impacto dos 
elétrons na sua superfície.
01.16. (UFPR) – O jornal Folha de S. Paulo publicou, em 
19/06/94, matéria sobre empresas norte-americanas que 
estavam falsificando suco de laranja. O produto, vendido 
como puro, estava sendo diluído com água. A fraude foi 
descoberta através de medidas de teores de isótopos 
de oxigênio (16O e 18O). O isótopo mais pesado fica um 
pouco mais concentrado na água presente nas plantas 
em crescimento do que nas águas oriundas de fontes não 
biológicas. Considere as afirmações:
I. Os números atômicos destes isótopos são iguais.
II. O número de massa 16O é 16 e indica a soma do número 
de prótons e de elétrons existentes no átomo.
III. O número de nêutrons nos isótopos acima é 16 e 18, 
respectivamente.
IV. O número de elétrons de 16O é igual à de 18O.
V. O suco puro deve conter maior quantidade de 18O.
Quais são corretas?
a) apenas I e II
c) apenas II e IV
e) apenas I, II e IV
b) apenas I e III
d) apenas I, IV e V
Aula 01
9Química 1A
01.17. (FUVEST – SP) – As espécies Fe2+ e Fe3+, provenientes 
de isótopos distintos do ferro, diferem entre si, quanto ao 
número:
a) atômico e ao número de oxidação.
b) atômico e ao raio iônico.
c) de prótons e ao número de elétrons.
d) de elétrons e ao número de nêutrons.
e) de prótons e ao número de nêutrons.
01.18. (UFPR) – A água do mar é conhecida por um caracte-
rístico sabor salgado, já que contém diversos íons positivos 
e negativos. Considerando os elementos químicos X, Y, W 
e Z, com números atômicos 25, 27, 28 e 30 e números de 
massa 51, 53, 55 e 57, e os íons X−3, Y+, W− e Z+3, assinale a 
alternativa que identifica a relação correta entre elétrons e 
nêutrons dessas espécies.
a) W e Y+ têm a mesma quantidade de elétrons
b) Y e Z+3 têm a mesma quantidade de elétrons.
c) X e Z têm a mesma quantidade de nêutrons.
d) X−3e W− têm a mesma quantidade de nêutrons.
e) Todas as espécies têm a mesma quantidade de nêutrons.
Discursivos
01.19. (UFMG) – Em 1909, Geiger e Marsden realizaram, no laboratório do professor Ernest Rutherford, uma série de expe-
riências que envolveram a interação de partículas alfa com a matéria. Esse trabalho, às vezes, é referido como ”Experiência de 
Rutherford”. O desenho a seguir esquematiza as experiências realizadas por Geiger e Marsden.
Uma amostra de polônio radioativo emite partículas alfa que incidem sobre uma lâmina muito fina de ouro. Um anteparo de 
sulfeto de zinco indica a trajetória das partículas alfa após terem atingido a lâmina de ouro, uma vez que, quando elas incidem 
na superfície de ZnS, ocorre uma cintilação.
a) Explique o que são partículas alfa.
b) Descreva os resultados que deveriam ser observados nessa experiência se houvesse uma distribuição homogênea das 
cargas positivas e negativas no átomo.
c) Descreva os resultados efetivamente observados por Geiger e Marsden.
10 Semiextensivo
01.01. e
01.02. e
01.03. b
01.04. e
01.05. a
01.06. a
01.07. d
01.08. 05 (01, 04)
01.09. e
01.10. 15 (01, 02, 04, 08)
01.11. 11 (01, 02, 08)
01.12. b
01.13. d
01.14. c
01.15. 62 (02, 04, 08, 16, 32)
01.16. d
01.17. d
01.18. b
01.19. a) São partículas de carga positiva emi-
tidas por núcleos instáveis. As partícu-
las também são conhecidas como 
núcleo de hélio.
b) Praticamente todas as partículas alfa 
seriam desviadas.
c) Poucas partículas alfa sofreram des-
vios; a grande maioria atravessou a 
lamínula de ouro.
d) A massa do átomo está praticamente 
toda concentrada em um só ponto – 
o núcleo – com prótons. Há uma nu-
vem de elétrons ao redor do núcleo 
denominada de eletrosfera.
01.20. N = 34
Q R R2+
xp+ x + 2p+ x + 2p+
A x + 36
e–x
n = 36
e–x
A = x + 36
A = z + n
x + 36 = (x + 2) + n
N = 34
Gabarito
d) Descreva a interpretação dada por Rutherford para os resultados dessa experiência.
01.20. (CESGRANRIO – RJ) – Um átomo Q tem 36 nêutrons e é isóbaro do átomo R. Considerando que R2+ é isoeletrônico do 
átomo Q, qual o número de nêutrons do átomo R?
11Química 1A
Aula 02 1A
Química
Estrutura atômica II
 Modelo atômico de Niels 
Bohr (1913)
O modelo atômico de Bohr surgiu em consequência 
da observação dos espectros atômicos e representa uma 
grande evolução em relação ao modelo de Rutherford.
Se fizermos a luz de uma 
lâmpada comum (incandes-
cente) passar através de um 
prisma, haverá a decom-
posição nas diversas cores 
do arco-íris: é o espectro da 
luz visível. Ao repetirmos 
a experiência utilizando a 
luz de uma lâmpada de gás 
hélio, notamos que o espec-
tro não é completo. Apenas 
algumas linhas estarão presentes, as quais correspondem 
a algumas frequências das ondas de luz visível: este é o 
espectro atômico. 
Exemplos:
Espectro contínuo da luz visível
Fi
lm
e
fo
to
gr
áf
ic
o
Vi
ol
et
a
A
zu
l
Ve
rd
e
A
m
ar
el
o
La
ra
nj
a
Ve
rm
el
ho
Pr
et
o
Frequência aumenta
Espectro atômico descontínuo 
para o gás hélio
Fi
lm
e
fo
to
gr
áf
ic
o
Vi
ol
et
a
Ve
rd
e
Ve
rm
el
ho
Pr
et
o
Frequência aumenta
O que se apresentava extremamente intrigante é 
que as linhas (cores) obtidas dependiam do elemento 
químico utilizado na lâmpada. 
O modelo atômico de Rutherford explicava os resul-
tados da experiência com dispersão das partículas alfa, 
porém não explicava os espectros atômicos. 
O brilhante cientista Niels Bohr propôs a resposta 
a esse “mistério” (espectros atômicos), enunciando os 
postulados de Bohr. 
Observação:
Postulados são afirmações aceitas como ver-
dadeiras, sem a necessidade de demonstração.
Bohr combinou os elementos da física clássica e da teo-
ria quântica em um tratamento do átomo de hidrogênio.
Postulados de Bohr
 • Existem estados estacionários nos quais a energia do 
elétron é constante; tais estados são caracterizados por 
órbitas circulares em torno do núcleo em que o elétron 
tem um momento angular mvr dado pela equação
mvr n
h
=
⎛
⎝
⎜
⎞
⎠
⎟2π
O número inteiro, n, é o número quântico principal, 
m = massa do elétron, v = velocidade do elétron, r = raio 
da órbita; h = constante de Planck, h/2 pode ser escrito 
como .
 • A energia é absorvida ou emitida somente quando 
um elétron se move de um estado estacionário para 
outro e a variação de energia é dada pela equação
Δ = − = Δ = − =E E E hv ou E E E hvn n final inicial2 1
em que n1 e n2 são os números quânticos principais 
referentes aos níveis de energia En1 e En2 respectivamente. 
Lembre-se: Quantização da energia (Max Planck)
E = h . f
E = energia
f = frequência
h = constante de Planck (6,626 ∙ 10−34 J.S.)
Cada um dos níveis possui um valor constante de 
energia. Os níveis são infinitos, mas, para os elementos 
conhecidos até hoje, existem 7 níveis de energia, repre-
sentados pelo número quântico principal, com valores 
que vão de 1 até 7, ou pelas letras de K até Q.
Li
vr
ar
ia
 d
o 
Co
ng
re
ss
o 
Am
er
ic
an
o
 Niels Bohr (1885-1962)
12 Semiextensivo
Camadas ou níveis K L M N O P Q
Números quânticos principais 1 2 3 4 5 6 7
Energia aumenta
Núcleo
K
1
L
2
M
3
N
4
O
5
P
6
Q
7
Números quânticos principais
Eletrosfera
Um elétron pode “saltar” de um nível de menor ener-
gia para outro de maior energia somente se absorver 
energia externa (luz, calor, energia elétrica). Nesse caso, 
o elétron estará ativado ou excitado. 
O retorno do elétron ao seu nível inicial sempre 
se dará com emissão de energia na forma de ondas 
eletromagnéticas.
Um elétron não pode permanecer entre dois níveis 
de energia.
1 quantum
1 fóton
Elétron
Absorve energia
(calor)
Libera energia
(luz)
Núcleo
K
n = 1
L
n = 2
O modelo de Bohr explicando fatos 
interessantes
 • A coloração da luz emitida pelos fogos de artifício ou 
quando elementos são colocados diretamente sobre 
a chama de um bico de gás.
Co
re
l S
to
ck
 P
ho
to
s
Explicação: 
O calor desenvolvido na queima excita os elétrons,levando-os a níveis de maior energia. Ao retornarem aos 
níveis originais (de menor energia), liberam a energia 
na forma de luz. Essa luz emitida apresenta uma cor 
característica para cada elemento químico.
Observação:
Esse modelo também é conhecido como mo-
delo de Rutherford-Bohr, pois consiste no modelo 
de Rutherford modificado por Bohr.
 Número de elétrons nos 
níveis 
Os sete níveis de energia utilizados na distribuição de 
elétrons ao redor do núcleo do átomo são representados 
por letras e números.
Assim:
Níveis: K L M N O P Q
Número 
Quântico 
Principal (n)
1 2 3 4 5 6 7
O número máximo (teórico) de elétrons (e–) em um 
nível pode ser calculado por:
e n− = 2 2
Onde n = número quântico principal
Assim temos:
Níveis: K L M N O P Q
n 1 2 3 4 5 6 7
Número 
máximo de e– 2 8 18 32 50 72 98
No entanto a partir do nível 5 (O) os números de 
elétrons encontrados para os elementos conhecidos, no 
máximo, são:
Níveis: K L M N O P Q
n 1 2 3 4 5 6 7
N.o e– 2 8 18 32 32 18 8
 Subníveis para átomos 
multieletrônicos 
Para átomos dos elementos atualmente conhecidos, 
analisando os espectros atômicos com aparelhos mais 
sofisticados, pode-se observar com maior precisão que 
algumas linhas do espectro são constituídas por duas ou 
Aula 02
13Química 1A
mais linhas muito próximas. Na realidade, os cientistas 
constataram que os níveis de energia são subdivididos 
em níveis menores, os chamados subníveis de energia, 
representados pelas letras s, p, d, f, g, h, i.
As letras s, p, d estão correlacionadas com os es-
pectros de emissão. Assim, algumas linhas espectrais 
observadas eram estreitas (do inglês Sharp), outras 
eram muito fortes daí a designação Principal (do inglês) 
outras, ainda, eram espalhadas ou difusas (do inglês di-
ffuse). Depois da letra d e começando com a letra f (do 
inglês fundamental) as demais letras seguem o alfabeto.
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO, OU AZIMUTAL 
OU DE MOMENTO ANGULAR ORBITAL(ℓ)
O número quântico secundário, indicará o subnível 
de energia onde se encontram os elétrons.
Os valores de ℓ dependem dos valores de n (número 
quântico principal). Para um dado valor de n, ℓ tem os 
valores inteiros possíveis entre 0 e (n – 1)
Subníveis: s p d f g h i
Número quântico 
secundário (ℓ) 0 1 2 3 4 5 6
Número máximo 
de elétrons (e–) 2 6 10 14 18 22 26
Observação:
O número máximo de elétrons (e–) num subní-
vel pode ser determinado pela fórmula:
( )e − = +4 2l
 Energia dos subníveis
Os elétrons são distribuídos nos átomos por meio da 
ordem crescente da energia dos subníveis. Para evitar 
cálculos complexos que forneceriam essa energia, foi 
elaborado o diagrama das diagonais, mais conhecido 
como Diagrama de Linus Pauling. 
 Linus Pauling
La
tin
st
oc
k 
/ A
la
m
y 
/ W
or
ld
 H
ist
or
y 
Ar
ch
iv
e
Diagrama de “Linus Pauling”
(das diagonais)
7p
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p
5s
4d
5p
6p6s
7s
5d
6d
4f
5f
En
er
gi
a 
Au
m
en
ta
Ene
rgi
a A
um
ent
a
Assim, ordenando os subníveis em ordem crescente 
de energia, temos: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, ...
 Distribuição eletrônica em 
átomos neutros
A configuração eletrônica na qual os elétrons se 
encontram distribuídos nos subníveis de menor energia 
é denominada normal ou fundamental.
Exemplo:
Indique a configuração eletrônica no estado funda-
mental (ou normal) para o elemento Rb (Z = 37):
37Rb 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
Interpretação:
1s2 subnível s pertencente ao nível 1 (K), conten-
do 2 elétrons.
4p6 subnível p pertencente ao nível 4 (N), conten-
do 6 elétrons.
A partir da distribuição em subníveis, pode-se distri-
buir em camadas ou níveis:
1s2 nível K = 2e–
2s2 2p6 nível L = 8e–
3s2 3p6 3d10 nível M = 18e–
4s2 4p6 nível N = 8e–
5s1 nível O = 1e–
Esta é a configuração eletrônica normal 
ou fundamental do elemento Rb em 
níveis e subníveis.
 Distribuição eletrônica 
em íons
Um átomo neutro transforma-se em íon pela adição 
ou retirada de elétrons. O íon recebe o nome de:
 • cátion ou íon positivo: quando elétrons são retira-
dos do átomo;
14 Semiextensivo
 • ânion ou íon negativo: quando elétrons são adicio-
nados no átomo. 
Regra:
A adição ou retirada de e– é feita no nível mais ex-
terno (mais afastado do núcleo), denominado nível ou 
camada de valência.
Exemplos:
11Na Retirando 1 e
– 11Na
+
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6
O elétron deve ser retirado da camada de valência.
9F Adicionando 1 e
– 9F
–
1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6
O elétron deve ser adicionado à camada de valência.
 Princípio da Dualidade 
(Louis de Broglie)
Um dos questionamentos que os físicos levantaram 
sobre o modelo proposto por Bohr era: por que o elétron 
está restringido a orbitar em torno do núcleo a determi-
nadas distâncias fixas?
Na verdade nem Bohr 
apresentou uma explicação 
lógica para esse fato.
Em 1924, De Broglie pen-
sou que, se as ondas de luz 
podem se comportar como 
um feixe de partículas, então 
talvez partículas como os 
elétrons possam apresentar propriedades ondulatórias.
Segundo Louis de Broglie o elétron é uma partícula-
-onda.
Ainda assim o problema da determinação da localiza-
ção do elétron na eletrosfera permanecia quando Werner 
Heisenberg e Erwin Schrödinger expuseram duas ideias:
1. Princípio da Incerteza (de Heisenberg):
“É impossível determinar simultaneamente e 
com exatidão a posição e o momento linear (mas-
sa vezes a velocidade) de um elétron num dado 
instante.”
2. Conceito de Orbital:
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo 
onde a probabili dade de se encontrar um elétron é 
alta. 
Schrödinger conseguiu deduzir complexas equações 
matemáticas para determinar a forma dos orbi tais atô-
micos. Em nosso estudo interessam apenas as formas 
correspondentes aos orbitais s e p. 
Cada um dos orbitais p encontra -se orientado ao 
longo de um dos eixos x, y e z. Esses três orbitais juntos 
compõem o subnível p.
esféricoOrbital s
Núcleo
z
x
y
Orbital p halteres
Py
Px
Pz
Número quântico magnético 
(m ou mℓ)
O número quântico magnético descreve a orien-
tação do orbital no espaço. Dentro de uma subca-
mada o valor de mℓ depende do valor de ℓ (número 
quântico secundário), assumindo valores que vão 
de − ℓ até + ℓ.
Assim:
Subnível ℓ N.o quântico magnético N.
o de 
orbitais
s 0 0 1
p 1 −1 0 + 1 3
d 2 −2 −1 0 + 1 + 2 5
f 3 − 3 −2 −1 0 + 1 + 2 + 3 7
Número quântico spin (s ou ms)
Quando uma carga elétrica gira ao redor de si mesma 
(movimento de rotação), comporta-se como um ímã. 
Logo, o movimento de rotação de dois elétrons (cargas 
negativas) em sentidos contrários gera campos magné-
ticos contrários que irão atenuar as forças de repulsão 
entre ambos.
N
S N
S
Valores de m ous
−
+
⎧
⎨
⎪
⎪
⎩
⎪
⎪
1
2
1
2 
 Heisenberg
©
W
ik
im
ed
ia
 C
om
m
on
s /
 F
ot
óg
ra
fo
 d
es
co
nh
ec
id
o
Aula 02
15Química 1A
Configuração eletrônica
O conjunto dos 4 números quânticos permite caracterizar um elétron em qualquer átomo. É o “endereço” do 
elétron em um átomo. 
Para estabelecer a configuração eletrônica (em caixa de orbital), seguiremos o Princípio da Exclusão de Pauli e a 
Regra de Hund.
 • Princípio da Exclusão de Pauli
“Nenhum par de elétrons em um átomo pode ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos iguais.”
Ou seja:
Um orbital comporta no máximo dois elétrons e com spins contrários .
 • Regra de Hund
“O arranjo mais estável de elétrons em subcamadas é aquele que contém o maior número de spins paralelos.”
Exemplo:
Carbono 6C 1s
2 2s2 2p2
Em “caixa de orbital”, temos:
1s2 2s2 2p2
 (correta)
 (incorreta)
 (incorreta)
Quadro resumo para os subníveis s, p, d e f e seus orbitais.
Subnível Orbitais N.o máx. de elétrons
s 
0
2
p 
–1 0 +1
6
d 
–2 −1 0 +1 +2
10
f 
−3 −2 −1 0 +1 +2 +3
14
16 Semiextensivo
Testes
Assimilação
02.01. (ITA – SP) – Historicamente, a teoria atômica re-
cebeu várias contribuições de cientistas. Assinalea opção 
que apresenta, na ordem cronológica CORRETA, os nomes 
de cientistas que são apontados como autores de modelos 
atômicos. 
a) Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr.
b) Thomson, Millikan, Dalton e Rutherford.
c) Avogadro, Thomson, Bohr e Rutherford.
d) Lavoisier, Proust, Gay-Lussac e Thomson.
e) Rutherford, Dalton, Bohr e Avogadro. 
02.02. (UEAM) – Um aluno recebeu, na sua página de rede 
social, uma foto mostrando fogos de artifícios. No dia seguin-
te, na sequência das aulas de modelos atômicos e estrutura 
atômica, o aluno comentou com o professor a respeito da 
imagem recebida, relacionando-a com o assunto que estava 
sendo trabalhado, conforme mostra a foto.
Legenda das cores emitidas
Na Ba Cu Sr Ti
amarelo verde azul vermelho branco metálico
O aluno comentou corretamente que o modelo atômico 
mais adequado para explicar a emissão de cores de alguns 
elementos indicados na figura é o de
a) Rutherford-Bohr.
b) Dalton. 
c) Proust. 
d) Rutherford.
e) Thomson.
02.03. A pedra ímã natural é a magnetita (Fe3O4). O metal 
ferro pode ser representado por 26Fe
56 e seu átomo apresenta 
a seguinte distribuição eletrônica por níveis:
a) 2 – 8 – 16.
b) 2 – 8 – 8 – 8.
c) 2 – 8 – 10 – 6.
d) 2 – 8 – 14 – 2.
e) 2 – 8 – 18 – 18 – 10.
02.04. Quais os quatro números quânticos para o elétron 
de maior energia do átomo de enxofre? (16S)
a) 2, 1, +1, 
1
2
b) 2, 2, 0, −
1
2
c) 1, 0, 0, 
1
2
d) 3, 1, −1, −
1
2
 
e) 3, 0, 0, 
1
2
Aula 02
17Química 1A
02.05. (UFRN) – A luz amarela das lâmpadas de vapor de 
sódio usadas na iluminação pública é emitida pelo decai-
mento da energia de elétrons excitados no átomo de sódio. 
No estado fundamental, um certo elétron deste elemento 
se encontra no segundo nível de energia, num orbital p. 
Os valores dos números quânticos que podem caracterizar 
esse elétron são: 
a) n = 2; ℓ = 1; m = 2; s = −1/2 
b) n = 2; ℓ = 2; m = –2; s= −1/2
c) n = 2; ℓ = 1; m = –1; s = + 1/2 
d) n = 2; ℓ = 0; m = 0; s = + 1/2
Aperfeiçoamento
02.06. (UFPR) – Segundo o modelo atômico de Niels Bohr, 
proposto em 1913, é correto afirmar:
a) No átomo, somente é permitido ao elétron estar em certos 
estados estacionários, e cada um desses estados possui 
uma energia fixa e definida. 
b) Quando um elétron passa de um estado estacionário de 
baixa energia para um de alta energia, há a emissão de 
radiação (energia). 
c) O elétron pode assumir qualquer estado estacionário 
permitido sem absorver ou emitir radiação.
d) No átomo, a separação energética entre dois estados 
estacionários consecutivos é sempre a mesma. 
e) No átomo, o elétron pode assumir qualquer valor de 
energia. 
02.07. (UEM – PR) – De acordo com o modelo atômico de 
Niels Bohr ou suas aplicações na explicação de fenômenos 
relacionados à emissão e à absorção de luz pela matéria, 
assinale o que for correto.
01) Quando absorve luz ultravioleta, um elétron, em um 
átomo, pode passar de um nível para outro de maior 
energia.
02) O átomo é formado por uma esfera de carga elétrica 
positiva, possuindo elétrons incrustados em sua super-
fície. 
04) O elétron, movendo-se em uma órbita estacionária, 
pode emitir ou absorver energia, dependendo das ca-
racterísticas do átomo.
08) A cor observada na queima de fogos de artifício é resul-
tado da emissão de radiação infravermelha por molécu-
las inorgânicas.
16) Alguns interruptores de luz brilham no escuro, porque 
são feitos de materiais que absorvem radiação e emi-
tem de volta luz visível.
02.08. (UFPR) – A constituição elementar da matéria sempre 
foi uma busca do homem. Até o início do século XIX, não se 
tinha uma ideia concreta de como a matéria era constituída. 
Nas duas últimas décadas daquele século e início do século 
XX, observou-se um grande avanço das ciências e com ele 
a evolução dos modelos atômicos. Acerca desse assunto, 
numere a coluna da direita de acordo com sua correspon-
dência com a coluna da esquerda.
1. Próton ( ) Partícula de massa igual 
a 9,109 x 10–31 kg e carga 
elétrica de – 1,602 x 10–19 C.
2. Elétron
( ) Partícula constituída por um 
núcleo contendo prótons 
e nêutrons, rodeado por 
elétrons que circundam em 
órbitas estacionárias.
3. Átomo de Dalton ( ) Partícula indivisível e indes-
trutível durante as transfor-
mações químicas.
4. Átomo de Rutherford
( ) Partícula de massa igual a 
1,673 x 10–27 kg, que cor-
responde à massa de uma 
unidade atômica.
5. Átomo de Bohr
( ) Partícula que possui um 
núcleo central dotado de 
cargas elétricas positivas, 
sendo envolvido por uma 
nuvem de cargas elétricas 
negativas.
Assinale a alternativa que apresenta a numeração correta da 
coluna da direita, de cima para baixo.
a) 2 – 5 – 3 – 1 – 4
c) 2 – 4 – 3 – 1 – 5
e) 1 – 5 – 3 – 2 – 4
b) 1 – 3 – 4 – 2 – 5
d) 2 – 5 – 4 – 1 – 3
18 Semiextensivo
02.09. (UFSE) – Analise as proposições sobre estrutura dos 
átomos.
I. As espécies químicas Fe2+ e Fe3+ têm igual número de 
prótons.
II. Os átomos 18
40 Ar e 19
40 K têm igual número de nêutrons.
III. O íon S2– tem dois elétrons a mais do que o átomo Ne.
IV. Os gases nobres Ar e Kr têm a mesma configuração 
eletrônica.
V. Os átomos 8
17 O e 17
35 Cn são isótonos.
O número de afirmações corretas é
a) 5
d) 2
b) 4
e) 1
c) 3
02.10. (ITA – SP) – No esquema a seguir, encontramos duas 
distribuições eletrônicas de um mesmo átomo neutro:
A 1s2  2s2           B 1s2  2s1  2p1
A seu respeito é correto afirmar:
a) A é a configuração ativada.
b) B  é a configuração normal (fundamental).
c) A passagem de A para B  libera energia na forma de ondas 
eletromagnéticas.
d) A passagem de A para B  absorve energia.
e) A passagem de A para B  envolve perda de um elétron.
02.11. (UEPG − PR) − Considere a representação do átomo 
de alumínio no estado fundamental: 13Aℓ
27. Convencionan-
do-se para o primeiro elétron de um orbital s = –1/2, assinale 
o que for correto sobre esse átomo. 
01) Apresenta 4 níveis energéticos em sua configuração. 
02) Em seu núcleo atômico há 14 nêutrons. 
04) Existem 3 elétrons no último nível energético de sua 
distribuição eletrônica.
08) O elétron mais energético desse átomo tem os seguin-
tes números quânticos: n = 3; ℓ = 1; m = −1; s = −1/2.
16) O número atômico do alumínio é 13, o que significa 
que esse átomo apresenta 13 prótons. 
02.12. (UFPB) − Dentre os conjuntos de números quânti-
cos {n, ℓ, m, s} apresentados nas alternativas a seguir, um 
deles representa números quânticos NÃO permitidos para 
os elétrons da subcamada mais energética do Fe2+, um íon 
indispensável para a sustentação da vida dos mamíferos, 
pois está diretamente relacionado com a respiração desses 
animais. Esse conjunto descrito corresponde a: (26Fe) 
a) {3, 2, 0, 1/2}
b) {3, 2, −2, −1/2} 
c) {3, 2, 2, 1/2} 
d) {3, 2, −3, 1/2}
e) {3, 2, 1, 1/2}
Aula 02
19Química 1A
Aprofundamento
02.13. (UFRN) – O Diodo Emissor de Luz (LED) é um disposi-
tivo eletrônico capaz de emitir luz visível e tem sido utilizado 
nas mais variadas aplicações. A mais recente é sua utilização 
na iluminação de ambientes devido ao seu baixo consumo 
de energia e à sua grande durabilidade.
Atualmente dispomos de tecnologia capaz de produzir tais 
dispositivos para emissão de luz em diversas cores, como, 
por exemplo, a cor vermelha de comprimento de onda, λv, 
igual a 629 nm, e a cor azul, de comprimento de onda, λA, 
igual a 469 nm.
A energia, E, dos fótons emitidos por cada um dos LEDs é 
determinada a partir da equação de Einsten E = hf onde h 
é a constante de Planck, e f é a frequência do fóton emitido.
Sabendo ainda que c = λf, onde c é a velocidade da luz no vá-
cuo e λ, o comprimento de onda do fóton, é correto afirmar que
a) o fóton correspondente à cor vermelha tem menos 
energia que o fóton correspondente à cor azul, pois sua 
frequência é menor que a do fóton de cor azul.
b) o fóton correspondente à cor vermelha tem mais energia 
que o fóton correspondente à cor azul, pois sua frequência 
é maior que a do fóton de cor azul.
c) o fóton correspondente à cor azul temmenos energia que 
o fóton correspondente à cor vermelha, pois seu compri-
mento de onda é maior que o do fóton de cor vermelha. 
d) o fóton correspondente à cor vermelha tem mais energia 
que o fóton correspondente à cor azul, pois seu compri-
mento de onda é menor que a do fóton de cor azul.
02.14. (UEPG – PR) – Quando um átomo está eletricamente 
neutro ele possui prótons e elétrons em igual número. Contu-
do, quando um átomo neutro perde ou ganha elétrons, ele se 
transforma em um íon. Baseado nisso, assinale o que for correto.
01) Um íon negativo é chamado de ânion e um íon positi-
vo é chamado de cátion. 
02) Quando o átomo neutro de sódio origina seu cátion 
monovalente, observa-se a diminuição de uma unida-
de em sua massa atômica.
04) O cátion Ca2+ (dado: Ca, Z = 20) é constituído por 20 
prótons e 18 elétrons.
08) Dado que, para o Cℓ, Z = 17, a distribuição eletrônica 
do ânion Cℓ− é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
02.15. (UFG – GO) – No conto “O pirotécnico Zacarias”, de 
Murilo Rubião, o protagonista descreve eventos relacionados 
à sua morte. Nesse momento, a visão de Zacarias, repleta de 
cores, se assemelha a fogos de artifício. Esse trecho encontra-
-se transcrito a seguir.
A princípio foi azul, depois verde, amarelo e negro. 
Um negro espesso, cheio de listras vermelhas, de um 
vermelho compacto semelhante a fitas densas de san-
gue. Sangue pastoso com pigmentos amarelados, de 
um amarelo esverdeado, tênue, quase sem cor.
RUBIÃO, Murilo. Obras completas. São Paulo: Companhia de Bolso, p.14-15. 2010.
O fenômeno subatômico que pode explicar e se relacionar 
com a visão da personagem é a
a) premissa de que o elétron pode ser descrito como uma 
onda, e não como uma partícula. Tal ideia resultou na 
proposição de equações matemáticas que são complexas 
e de difícil solução, conhecidas como funções de onda.
b) emissão de um feixe de partículas positivamente carre-
gadas direcionado a uma fina folha de ouro, mostrando 
que essas partículas ou se chocavam ou se desviavam 
quando em contato com a folha de ouro. 
c) absorção de energia pelo elétron, quando passa de um 
nível menos energético para um nível mais energético e, 
a seguir, a consequente liberação dessa energia, quando 
o elétron volta ao seu nível original. 
d) desintegração de partículas, o que tem como conse-
quência a emissão de raios que escureciam o papel 
fotográfico mesmo protegido da exposição à luz, sendo 
que as substâncias que emitiam esses raios ficaram 
conhecidas como radioativas. 
e) emissão de um feixe de elétron passa através de um 
campo elétrico e de um campo magnético, havendo uma 
deflexão dos dois campos citados em direção oposta, 
calculando-se a relação carga-massa, balanceando-se o 
efeito desses campos.
20 Semiextensivo
02.16. (UFPR) − Considere as seguintes afirmativas sobre 
dois elementos genéricos X e Y: 
 • X tem número de massa igual a 40;
 • X é isóbaro de Y;
 • Y tem número de nêutrons igual a 20. 
Assinale a alternativa que apresenta, respectivamente, o 
número atômico e a configuração eletrônica para o cátion 
bivalente de Y. 
a) 20 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
b) 18 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. 
c) 20 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p2. 
d) 20 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. 
e) 18 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. 
02.17. (UFPR) – O modelo atômico de Bohr apesar de ter 
sido considerado obsoleto em poucos anos trouxe como 
principal contribuição o reconhecimento de que os elétrons 
ocupam di ferentes níveis de energia nos átomos. O reco-
nhecimento da existência de diferentes níveis na eletrosfera 
permitiu explicar, entre outros fenômenos, a periodicidade 
química. Modernamente reconhece-se que cada nível, por 
sua vez, pode ser subdividido em diferentes subníveis. Levan-
do em consideração o exposto, assinale a alternativa correta 
a) O que caracteriza os elementos de números atômicos 25 
a 28 é o preenchimento sucessivo de elétrons no mesmo 
nível e no mesmo subnível. 
b) Os três níveis de mais baixa energia podem acomodar no 
máximo, respectivamente, 2, 8 e 8 elétrons. 
c) O terceiro nível de energia é composto por quatro subní-
veis, denominados s, p, d e f.
d) O que caracteriza os elementos de números atômicos 11 
a 14 é o preenchimento sucessivo de elétrons no mes mo 
nível e no mesmo subnível. 
e) Os elementos de números atômicos 10, 18, 36 e 54 têm 
o elétron mais energético no mesmo nível, mas em 
diferen tes subníveis. 
02.18. (UFPB) – A contribuição da Química para o aumento 
do bem-estar humano está associada ao conhecimento 
sobre a influência da configuração eletrônica dos elemen-
tos na reatividade, propriedade fortemente relacionada à 
camada de valência típica de cada elemento. Conforme as 
restrições impostas pelo modelo quântico, os elétrons não se 
encontram dispostos aleatoriamente nos orbitais atômicos. 
Considere as representações de configurações eletrônicas 
na camada de valência:
Com base nessas informações, é correto afirmar que a con-
figuração eletrônica representada em 
a) I corresponde à camada de valência do boro. 
b) II infringe o princípio de exclusão de Pauli. 
c) III infringe uma das regras para o preenchimento dos 
orbitais.
d) IV corresponde à camada de valência do enxofre. 
e) V corresponde à camada de valência do íon Ca2+. 
Aula 02
21Química 1A
Discursivos
02.19. (UEG – GO) – Observe o trecho da história em quadrinhos a seguir, no qual há a representação de um modelo atômico 
para o hidrogênio.
Qual o modelo atômico escolhido pelo personagem no último quadrinho? Explique-o.
02.20. (UFPR) − Considere um elemento químico (E) com número atômico (Z) igual a 16. 
a) Qual sua configuração eletrônica para o estado fundamental? 
b) Quantos e quais subníveis diferentes são permitidos para esse elemento em sua camada de valência? 
c) Qual é o número máximo de elétrons que esse elemento poderia acomodar em sua camada de valência? 
WATCHMEN. São Paulo: Abril, n. 2, dez. 1998.
22 Semiextensivo
Gabarito
02.01. a
02.02. a
02.03. d
02.04. d
02.05. c
02.06. a
02.07. 17 (01, 16)
02.08. a
02.09. e
02.10. d
02.11. 30 (02, 04, 08, 16)
02.12. d
02.13. a
02.14. 13 (01, 04, 08)
02.15. c
02.16. d
02.17. a
02.18. c
02.19. O modelo atômico apresentado é o 
modelo de Bohr. No modelo de Bohr, os 
elétrons giram em torno do núcleo, em 
níveis específicos de energia, chamados 
de camadas. No caso do modelo do áto-
mo de hidrogênio apresentado, pode-
-se observar que a órbita não é elíptica, 
e o elétron gira em torno do núcleo, em 
uma região própria, ou em uma camada 
chamada de camada K. 
02.20. a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
 b) 3 subníveis são permitidos (s, p, d).
 c) 18 elétrons é o máximo que o átomo 
pode acomodar em sua camada de 
valência.