Aula_01_-_Atomística_-_UNESP_2024

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNESP 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 01 - Atomística 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
Exasi
u 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 2 
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
1. UMA BREVE HISTÓRIA 5 
LEI DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS (LEIS PONDERAIS) 6 
2. MODELO ATÔMICO DE DALTON 9 
3. MODELO ATÔMICO DE THOMSON 13 
A HISTÓRIA ANTES DO MODELO 13 
OS TUBOS DE RAIOS CATÓDICOS 13 
O MODELO ATÔMICO 16 
A DESCOBERTA DA CARGA E DA MASSA DE UM ELÉTRON 17 
A DESCOBERTA DO PRÓTON 18 
4. MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD 21 
O EXPERIMENTO COM A FOLHA DE OURO 22 
O PARADOXO DE RUTHERFORD 26 
A DESCOBERTA DO NÊUTRON 26 
5. TEORIA ATÔMICA MODERNA 29 
ONDAS 29 
AS ONDAS ELETROMAGNÉTICAS 30 
FÓTON 32 
ESPECTROS DESCONTÍNUOS OU ATÔMICOS 33 
O MODELO ATÔMICO 34 
6. CARACTERÍSTICAS DOS ÁTOMOS 40 
NÚMERO ATÔMICO (Z) 41 
NÚMERO DE MASSA (A) 42 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 3 
ELEMENTO QUÍMICO 43 
ÍONS 44 
SEMELHANÇAS ATÔMICAS 49 
7. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 60 
MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD 61 
SUBNÍVEIS ENERGÉTICOS 63 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ORBITAIS 71 
8. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 76 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 4 
INTRODUÇÃO 
Provavelmente você já deve ter assistido a uma queima de fogos de artifício com várias 
cores. Também já deve ter visto figurinhas que brilham no escuro, ou até mesmo aquelas 
estrelinhas que colamos no teto ou, ainda, já deve ter dado uma viajada olhando pro interruptor 
do seu quarto, que fica brilhando depois que você volta do banheiro, na madrugada (não?! 
Ninguém? Só eu? Ah, ok... ). 
Já se perguntou por que isso acontece? Após essa aula você será capaz de explicar esses 
e muitos outros fenômenos visíveis pelas propriedades e comportamento de algo “invisível”: os 
ÁTOMOS! 
Eu, na minha cabeça: Uhuuuuuuu!!! 
Eu também, na minha cabeça: Calma, ‘champs’, segura a emoção aí! 
Estudaremos, nesta aula, o átomo e os principais modelos atômicos, bem como o contexto 
em que cada modelo foi estabelecido e, também, as premissas que permitiram tais feitos. 
Aqui temos um ponto importante para você que vai estudar esse capítulo. Esta aula foi 
elaborada levando-se em consideração os principais fatos históricos o que, para algumas 
pessoas mais ansiosas, pode gerar alguma aflição para “ver logo a matéria que cai”. Então 
deixarei meu recado carinhoso: 
NENHUMA INFORMAÇÃO É IRRELEVANTE E TODAS SÃO, IGUALMENTE, 
IMPORTANTES!!! (com muitas exclamações!!) 
Minha maior preocupação é que você adquira uma base sólida aqui na Química Geral, 
construindo bem todos os pré-requisitos, para que mais adiante você tenha todo o repertório 
necessário para o entendimento global. Ok? Confia em mim! 
Sem mais demora, vamos iniciar nossa aula. Te desejo um excelente momento de estudos 
e uma boa aula e, claro, não deixe de me procurar, seja pelo fórum de dúvidas ou pelo 
“Inxtagrem”, quando julgar necessário. 
Tamo junnnnnto! (Isso foi um grito!) 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 5 
1. UMA BREVE HISTÓRIA 
Ao longo dos séculos, com o objetivo de obter novos materiais e na tentativa de explicar 
essas descobertas, podemos destacar alguns fatos históricos: 
Por volta dos anos 500 e 1500 da era cristã, foi desenvolvido entre árabes e europeus o 
trabalho dos alquimistas, muitos deles movidos pelo sonho de obter o elixir da longa vida, que 
poderia tornar o ser humano imortal, e a pedra filosofal, que teria o poder de transformar metais 
baratos em ouro. 
A partir do século XVI, surgiu a chamada iatroquímica, uma doutrina médica que atribuía 
a causas químicas tudo o que se passava no organismo de uma pessoa sã ou enferma. O 
principal objetivo dessa doutrina era a descoberta e produção de medicamentos. 
Todo esse trabalho era eminentemente empírico, experimental, prático (oposto ao 
teórico). Os alquimistas contribuíram bastante para o desenvolvimento das técnicas químicas, 
embora não tivessem se preocupado em explicar os fenômenos. 
Devemos reforçar, porém, que a busca de uma explicação para a matéria e suas 
transformações foi objeto de preocupação de alguns pensadores desde tempos imemoriais. 
O filósofo grego Demócrito (460-370 a.C.) acreditava que, se um pedaço de um material 
fosse dividido em partes cada vez menores, acabaria chegando, ao final, a uma partícula 
microscópica que não poderia ser mais dividida, mas que ainda apresentaria as propriedades 
desse material. Essa partícula seria o “átomo” (do grego: a, não; tómos, pedaços), que, com 
um significado melhor ficaria “indivisível”. Demócrito utilizou sua teoria atômica para explicar as 
propriedades físicas das substâncias. Para a maioria dos filósofos da época, a ideia de átomos 
era uma completa viagem ou um verdadeiro absurdo. 
Como poderia existir algo indivisível se, macroscopicamente, a matéria parece contínua? 
Para alguns filósofos, no entanto, a ideia de átomos 
fazia total sentido, e um desses foi o ateniense Epicuro 
(341-271 a.C.). Esse filósofo era um mestre de grande 
renome e tinha muitos discípulos e a teoria atômica de 
Demócrito era parte de sua doutrina filosófica. 
Platão (428-348 a.C.) e Aristóteles (384-322 a.C.), 
um dos pensadores mais influentes da época, foram contra 
essa hipótese atômica, o que também contribuiu para que 
as suas ideias prevalecessem durante séculos. Para eles 
tudo o que existia no Universo era formado a partir de quatro 
elementos fundamentais: terra, água, fogo e ar. De acordo 
com essa ideia, mostrado no esquema ao lado, estavam 
associadas ao fogo, por exemplo, as qualidades seco e 
quente, e à água, as qualidades frio e úmido. 
Os elementos clássicos. 
[Fonte: pt.wikipedia.org/wiki/Elementos_clássicos] 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 6 
Galileu Galilei (1564-1642) explicou o aparecimento de uma nova substância após uma 
reação química como sendo decorrente do rearranjo de partes muito pequenas para serem 
vistas. 
Robert Boyle (1627-1691) orientou seu trabalho 
sobre gases e outros aspectos da Química naquilo que 
chamou de sua “filosofia corpuscular”. Boyle estudou o 
ar e se perguntava por que era possível comprimi-lo, 
fazendo com que ocupasse menos espaço. Ele justificou 
esse comportamento afirmando que o ar era composto de 
partículas minúsculas que deixavam grandes quantidades 
de espaços vazios entre elas. Comprimir o gás faria com 
que as unidades estruturais se aproximassem, 
diminuindo, assim, tais espaços. Ou seja, a Química 
somente adquiriu caráter científico a partir do século 
XVIII, quando o trabalho feito em laboratório (chamado 
de trabalho experimental) foi vinculado ao esforço de 
buscar a explicação da natureza da matéria e de suas 
transformações (explicação teórica). 
 
 
LEI DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS (LEIS PONDERAIS) 
Aqui, farei uma breve explanação sobre os trabalhos de Lavoisier e Proust, para justificar 
a criação do modelo atômico de Dalton que falaremos a seguir. Porém, esse assunto será 
abordado de forma mais aprofundada logo antes de entrarmos em cálculos químicos (Búúú ), 
Ok? 
 
Lei da Conservação da Matéria 
O cientista francês Antoine Laurent Lavoisier realizou inúmeras experiências onde 
pesava os participantes de uma reação antes e depois que ela acontecia, e verificou que as 
massas permaneciam inalteradas quando tal reação ocorria em sistema fechado. Com base 
nesses experimentos e em suas observações, em 1774, enunciou a seguinte lei: 
Em uma reação química, a soma das massas dos reagentes é sempre igual à soma das 
massas dos produtos. 
Robert Boyle. 
[Fonte: pt.wikipedia.org/wiki/Robert_Boyle] 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA7 
 
 
Essa lei, chamada de Lei de Lavoisier, é também enunciada de modo mais amplo, que 
provavelmente você conhece: 
“Na natureza, nada se cria e nada se perde. Tudo se transforma.” 
Um exemplo dessa lei pode ser verificado quando são colocados para reagir 3 gramas de 
carbono com 8 gramas de oxigênio, produzindo 11 gramas de gás carbônico. Como 3 g + 8 g = 
11 g, conclui-se que nada se perdeu, ou seja, nada novo foi criado, mas os átomos que foram 
colocados ali, permanecem ali. 
 
Lei das Proporções Definidas 
O cientista francês Joseph Louis Proust também realizou cuidadosas investigações sobre 
o tipo e a quantidade de elementos presentes em diversas substâncias compostas, e chegou a 
uma importante generalização, em 1797, que é conhecida como Lei de Proust: 
Uma mesma substância composta possui sempre a mesma composição qualitativa e 
quantitativa, independentemente de seu histórico. 
A Lei de Proust, posteriormente, foi estendida a qualquer reação química: 
Em uma dada reação química, há uma relação fixa entre as massas das substâncias 
participantes. 
Essa lei é a base do cálculo estequiométrico e da utilização de fórmulas e equações 
químicas tão comuns na Ciência Moderna. 
Deixa-me exemplificar: observa-se que o gás carbônico é sempre formado por carbono e 
oxigênio, e verifica-se também que: 
 
 
 
 
+ 
 
 
→ 
 
 
 
Gás hidrogênio Gás oxigênio Água 
4 átomos de hidrogênio + 2 átomos de oxigênio = 4 átomos de hidrogênio 2 átomos de oxigênio 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 8 
Fazendo, pelo menos, dois experimentos, temos: 
 
1ª Experiência: 3 g de carbono (C) se unem a 8 g de oxigênio (O2), produzindo 11 g de gás 
carbônico (CO2) 
2ª Experiência: 6 g de carbono (C) se unem a 16 g de oxigênio (O2), produzindo 22 g de gás 
carbônico (CO2) 
Veja que, na 1ª experiência, a proporção entre as massas é de 3 : 8 : 11. Na 2ª experiência, 
é de 6 : 16 : 22. Nesta última, os números mudaram, mas obedecendo à relação: 6 é o dobro 
de 3; 16 é o dobro de 8; e 22 é o dobro de 11. Enfim, os números mudaram, mas a proporção 
é a mesma, como se diz em Matemática. 
 
Lei das Proporções Múltiplas 
Depois de ter sido esclarecido que duas ou mais substâncias simples podem se combinar 
em proporções diferentes, originando compostos diferentes, o cientista inglês John Dalton notou 
que, se fosse fixada a massa de uma das substâncias, as massas das outras guardariam entre 
si uma relação de números inteiros e pequenos (eu sei, não entendeu, né? Leia novamente até 
se familiarizar com o conceito). Em 1803, esse cientista formulou a seguinte hipótese, que é 
também conhecida como Lei de Dalton: 
Quando dois elementos distintos formam duas ou mais substâncias compostas diferentes, 
se a massa de um deles permanecer fixa, a do outro irá variar em uma relação de números 
inteiros e pequenos. 
 
 
 
Os trabalhos elaborados, principalmente por Boyle e por Lavoisier, fundamentaram a ciência 
empírica experimental que hoje conhecemos como Química, que apresenta como pareceres 
obrigatórios: experimentação, elaboração de teoria, criação de leis e regras e construção de 
modelos. 
A seguir serão apresentados os principais modelos atômicos exigidos nos vestibulares. 
Para cada modelo atômico elaborado, existiram descobertas anteriores que ajudaram em sua 
construção. Portanto, antes de cada modelo atômico, iremos apresentar as premissas que 
embasam o modelo proposto. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 9 
2. MODELO ATÔMICO DE DALTON 
Durante vários séculos, a ideia de ÁTOMO foi deixada de lado. Porém, no século XIX, o 
químico, meteorologista e físico inglês John Dalton, a partir de experiências com reações 
químicas, que foram mostradas no capítulo anterior, retoma o modelo de Demócrito e incrementa 
o conceito de átomo. 
A seguir, os seis postulados que resumem o trabalho científico de John Dalton, 
denominado “Teoria Atômica”, elaborado entre 1803 e 1808. 
1º Postulado: A matéria é formada por átomos que são indivisíveis e indestrutíveis. 
Dalton relacionou a existência de substâncias simples que não podiam ser decompostas às 
ideias de indivisibilidade e indestrutibilidade dos átomos. Hoje em dia, apesar de a crença 
atomística persistir, essas ideias não mais fazem parte do modelo atômico atual. 
2º Postulado: Todos os átomos de um determinado elemento são idênticos quanto às 
suas massas e às suas propriedades químicas. 
Para o Dalton, a identidade química dos átomos estava relacionada à massa. Atualmente, 
sabemos que átomos do mesmo elemento devem ser idênticos apenas quanto ao número 
atômico e quanto às propriedades químicas. 
3º Postulado: Átomos de elementos diferentes possuem massas e propriedades 
diferentes. 
Na atualidade, sabe-se que átomos de elementos diferentes, ainda que apresentem 
propriedades diferentes, podem ter o mesmo número de massa. 
4º Postulado: Átomos de elementos diferentes se combinam em uma proporção fixa 
para originar determinado composto químico. 
Tal postulado é, ainda hoje, aceito para a maioria dos compostos conhecidos. É bastante 
nítida a relação entre ele e a Lei das Proporções Definidas de Proust. 
5º Postulado: Durante as reações químicas, átomos não são criados nem destruídos, 
mas apenas rearranjados, formando novas substâncias. 
Nas transformações químicas dos materiais, realmente, não há alteração na identidade 
química dos átomos. Assim, podemos dizer que esse postulado também é aceito nos dias 
de hoje. 
6º Postulado: Átomos de certo elemento químico não podem se converter em átomos 
de outro elemento. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 10 
Dalton baseou sua teoria atômica no comportamento da matéria durante reações químicas. 
Não conhecia, portanto, as reações nucleares, em que ocorre transmutação (natural ou 
artificial) de átomos. 
 
Dalton conhecia cerca de 50 elementos químicos, aos quais representou por símbolos. A 
simbologia dos elementos químicos que usamos atualmente deriva do latim e foi desenvolvida 
por Berzelius somente em 1810. 
 
 
Simbolos de Dalton presentes em seu texto “A New System Of Chemical Philosophy”. [Fonte: Wikipedia]. 
 
O modelo atômico de Dalton ficou conhecido como bola de bilhar. 
 
Átomo de Dalton:
- indivisível
- esférico
- maciço
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 11 
O modelo atômico de Dalton é bastante simples e, por isso, é muito fácil de ser 
representado e compreendido. Por esse motivo, ainda é bastante utilizado para representar 
moléculas e diversas reações químicas quando não se precisa entrar em detalhes sobre as 
partículas subatômicas. 
Exemplos de Moléculas representadas pelo Modelo de Dalton: 
 
 
Glicose (𝐂𝟔𝐇𝟏𝟐𝐎𝟔) Histamina (𝐂𝟓𝐇𝟗𝐍𝟑) Oxigênio (𝐎𝟐) 
 
Quando fazemos esse tipo de representação, estamos utilizando inconscientemente o 
Modelo de Dalton, que ainda é útil para explicar muitas transformações químicas. Porém, 
algumas perguntas não encontram explicações com base nesse modelo, entre elas: 
• Por que determinadas substâncias são condutoras de eletricidade e outras não? 
• Como ocorrem os processos radioativos? 
• Por que determinadas substâncias apresentam temperatura de ebulição mais alta 
que outras? 
Com o passar dos tempos, novos experimentos foram realizados. A partir de sua 
observação, foram propostos novos modelos atômicos mais sofisticados. 
Vamos em frente. 
 
(UNESP 2012) 
A Lei da Conservação da Massa, enunciada por Lavoisier em 1774, é uma das leis mais 
importantes das transformações químicas. Ela estabelece que, durante uma transformação 
química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Esta teoria 
pôde ser explicada, alguns anos mais tarde, pelo modelo atômico de Dalton. Entre as ideias de 
Dalton, a que oferece a explicação mais apropriada para a Lei da Conservação da Massa de 
Lavoisier é a de que:ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 12 
A) Os átomos não são criados, destruídos ou convertidos em outros átomos durante uma 
transformação química. 
B) Os átomos são constituídos por 3 partículas fundamentais: prótons, nêutrons e elétrons. 
C) Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos de 
caracterização. 
D) Um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específicas de energia. 
E) Toda a matéria é composta por átomos. 
 
Comentários: 
A) Certo. Apresenta o postulado número 6 de Dalton. Se os átomos não são criados, destruídos 
ou convertidos em uma reação química, isso quer dizer que os átomos que existem nos reagentes 
também existirão, de alguma forma, nos produtos. Os átomos tem massa, certo? Sim! Então a 
massa dos produtos será a mesma massa dos reagentes. Esse é o nosso gabarito. 
B) Errado. O enunciado da letra B apresenta um postulado que não é de Dalton, além disso, 
Dalton afirmava que os átomos não poderiam ser divididos, ou seja, até então não havia sido 
mencionado a existência de partículas subatômicas como elétrons, prótons e nêutrons; 
C) Errado. É um dos postulados de Dalton, não explica, porém, a Lei da Conservação da Massa; 
D) Errado. Não é um postulado de Dalton; 
E) Errado. É um postulado de Dalton, mas não explica a Lei da Conservação da Massa como 
acontece na Letra C. 
Gabarito: A 
 
(UEM PR/2015) 
Sobre os principais fundamentos da teoria atômica de Dalton, assinale a(s) alternativa(s) 
correta(s). 
01. A massa fixa de um elemento pode combinar-se com massas múltiplas de outro elemento 
para formar substâncias diferentes. 
02. O átomo é semelhante a uma massa gelatinosa carregada positivamente, tendo cargas 
negativas espalhadas nessa massa. 
04. A carga positiva de um átomo não está distribuída por todo o átomo, mas concentrada na 
região central. 
08. Existem vários tipos de átomos e cada um constitui um elemento químico. Átomos de um 
mesmo elemento químico são idênticos, particularmente em seu peso. 
16. Toda matéria é composta por átomos, que são partículas indivisíveis e não podem ser criados 
ou destruídos. 
 
Comentários: 
01. Certo. Segundo Dalton, cada elemento é identificado por sua massa. Cada elemento químico 
é identificado por sua massa, logo, cada substância apresenta uma proporção fixa de massa. Ao 
mudar a proporção de massa entre elementos de uma substância, forma-se uma nova substância. 
02. Errado. O átomo de Dalton é esférico, maciço e indivisível, portanto não apresenta cargas. 
04. Errado. O modelo atômico bola de bilhar não apresenta partículas subatômicas, portanto não 
possui cargas positivas ou negativas. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 13 
08. Certo. Os elementos químicos apresentam massa e tamanho distintos. 
16. Certo. Para Dalton, os átomos são indivisíveis. 
Gabarito: 25 (01+08+16) 
 
3. MODELO ATÔMICO DE THOMSON 
A HISTÓRIA ANTES DO MODELO 
O Modelo Atômico de Dalton não trazia nenhuma explicação ou previsão para a 
eletricidade. No entanto, tal fenômeno já era conhecido desde a Grécia Antiga, quando Tales de 
Mileto percebeu que uma pena era atraído pelo âmbar, quando esta era previamente atritada 
com lã. 
O filósofo grego, porém, não foi preciso ao explicar tal fenômeno. Para ele, existia uma 
relação de “amor e ódio” entre determinados materiais. Os materiais que se amavam se atraíam. 
Já os materiais que se odiavam se repeliam. 
No século XVIII, ainda antes do Modelo Atômico de 
Dalton, o físico inglês Stephen Gray identificou que alguns 
materiais conduziam a eletricidade com maior eficácia do que 
outros. Gray inaugurou os conceitos de condutor e isolante 
elétricos. 
Por volta de 1800, o físico Alessandro Volta construiu 
a primeira pilha, conhecida como a pilha de Volta. Ele 
produziu um dispositivo com vários discos de zincos e cobres, 
separados por feltros embebidos com solução aquosa salina, 
que foi capaz de produzir eletricidade. 
Embora todos esses fenômenos fossem conhecidos na 
época da proposição do Modelo Atômico de Dalton, nenhum 
deles havia sido explicado por tal modelo. 
 
 
OS TUBOS DE RAIOS CATÓDICOS 
O físico inglês William Crookes (1832-1919) adaptou um condutor metálico às duas 
extremidades de uma ampola de vidro. Na extremidade dessa ampola, onde era aplicada uma 
corrente elétrica, originava-se um “polo negativo” e na outra extremidade, onde a corrente elétrica 
era recolhida, originava-se um “polo positivo”. Crookes chamou esses polos de eletrodos. 
Pilha de Volta 
[Fonte: Wikipédia e electrochem.cwru.edu/encycl] 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 14 
 
Tubo de raios catódicos no Museu de História Natural em Londres. [arquivo pessoal] 
 
Tubo de raios catódicos no Museu de História Natural em Londres. [arquivo pessoal] 
Experimentos realizados com as ampolas de Crookes, utilizando gases sob baixíssima 
pressão, algo próximo de 0,01 atm, e provocando uma diferença de potencial da ordem de 20.000 
volts, era observado que o gás sofria uma descarga elétrica e dava origem a um feixe luminoso. 
 
[fonte: agracadaquimica.com.br/ampola-de-crookes-foto. Acesso em 28/01/2021] 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 15 
Nestas condições foi observado um fluxo luminoso que partia do polo negativo da ampola 
de vidro (cátodo) em direção ao polo positivo da ampola (ânodo). Este fluxo luminoso foi 
denominado de raios catódicos. 
Os raios catódicos possuem as seguintes propriedades principais: 
1) Possuem massa, pois eram capazes de mover uma pequena hélice colocada dentro 
da ampola de Crookes; 
 
Tubo de raios catódicos com uma hélice. Museu de História Natural em Londres. [arquivo pessoal] 
2) Propagam-se em linha reta, pois projetavam uma sombra na parede oposta da ampola 
de Crookes quando um anteparo era colocado em sua trajetória; 
 
Tubo de raios catódicos com um anteparo. Museu de História Natural em Londres. [arquivo pessoal] 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 16 
 
Tubo de raios catódicos com um anteparo em funcionamento. Fonte: pt.wikipedia.org. Acesso em 29/01/2021 
3) Possuem carga elétrica negativa, pois quando o fluxo era submetido a um campo 
elétrico, este sofria um desvio em direção ao polo positivo do campo magnético. Essa 
demonstração foi realizada em 1887, pelo físico inglês Thomson. 
 
Tubo de raios catódicos. [Fonte: CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Bookman, 2013 (adaptado).] 
Com base nos conhecimentos já existentes na Física da época, Thomson foi capaz de 
calcular a razão entre a carga e a massa dos elétrons. Porém, não foi capaz de determinar o 
valor da carga. Tal feito somente foi realizado mais tarde por Robert Millikan. 
 
O MODELO ATÔMICO 
Em 1897, Joseph John Thomson (1856-1940), realizando experimentos com ampolas 
de Crookes, aplicando campos elétricos e magnéticos, de forma simultânea, aos raios catódicos 
e usando as leis básicas da eletricidade e do magnetismo, Thomson foi capaz de calcular a razão 
entre a carga e a massa da partícula do raio catódico. 
𝑪𝒂𝒓𝒈𝒂 𝒅𝒐 𝒆−
𝑴𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒅𝒐 𝒆−
= 𝟏, 𝟕𝟓𝟖𝟖𝟎𝟓 · 𝟏𝟎𝟏𝟏 𝑪 · 𝒌𝒈−𝟏 
Thomson repetiu esta experiência várias vezes utilizando metais diferentes como cátodos 
e gases diferentes. Assim ele concluiu que essas partículas estavam presentes em todos os tipos 
de matéria. 
As experiências de Thomson levaram a descoberta da primeira partícula atômica, o 
elétron, e permitiu a elaboração de um novo modelo atômico, conhecido como “pudim com 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 17 
passas” (uma tradução meio estranha e distorcida do apelido original, “plum pudding”, algo 
como, pudim com ameixas), onde o átomo seria comparado a uma esfera maciça, homogênea 
e positiva (o pudim) com elétrons encravados nela (as passas). 
 
A DESCOBERTA DA CARGA E DA MASSA DE UM ELÉTRONO físico americano Robert A. Millikan (1868-1953) conseguiu medir a carga de um elétron 
e, consequentemente, a massa deste, através da seguinte experiência. 
Neste experimento, Millikan colocava pequeninas gotas de óleo numa câmara através de 
um nebulizador. Ao caírem lentamente através do ar, essas gotas eram expostas a raios X, o 
que provocavam a transferência de moléculas do ar para elas. Umas ficavam com um elétron, 
outras com dois ou três e assim por diante. As gotículas de óleo eram observadas 
individualmente através de um pequeno telescópio. 
Millikan ajustava a carga elétrica nas placas que ficavam acima e abaixo das gotas até 
que a atração eletrostática, que impelia a gota para cima, equilibrava a força da gravidade que 
as puxava para baixo. Pelas equações que traduziam essas forças, Millikan calculou a carga em 
cada gota. 
As cargas encontradas em cada gota variavam, mas essas cargas eram múltiplos inteiros 
do menor valor encontrado em determinada gota. A menor carga encontrada foi 1,6.10–19 C. 
Millikan, então, concluiu que essa era a carga elétrica fundamental, a carga de um elétron. 
Como Thomson já havia determinado a relação entre a carga e a massa de um elétron, 
Millikan determinou também a massa do elétron. (O valor aceito atualmente para a massa do 
elétron é 9,109389.10–28 g e o da sua carga é 1,60217733.10–19 C, o que obviamente não é 
necessário que você decore, então fique despreocupado). 
Observe o experimento da gota de óleo de Millikan. 
 
 
 
Modelo atômico de Thomson e um pudim com passas. [Fonte: https://youtu.be/jCEp6adAd18] 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 18 
 
A DESCOBERTA DO PRÓTON 
Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein (1850-1930) realizando experiências numa 
ampola de Crookes com o cátodo perfurado, descobriu um novo tipo de raio. Estes raios foram 
denominados de raios canais ou raios anódicos. 
Goldstein observou que quando se aplicava uma voltagem alta ao tubo, observavam-se 
os raios catódicos se dirigindo para o ânodo e um novo tipo de raio, que saia do cátodo perfurado 
em direção oposta aos raios catódicos. 
Esses novos raios eram atraídos por uma placa carregada negativamente e por isso 
deveriam possuir carga elétrica positiva. 
O estudo dos raios canais levou a descoberta das suas seguintes características: 
1) Possuem carga positiva, pois são atraídos pela placa negativa quando submetidos a 
um campo magnético externo à ampola. 
2) A razão entre a carga e a massa dessas partículas depende do gás presente no tubo 
(quando se usava o gás hidrogênio, a razão entre a carga e a massa era maior de todas, assim 
o hidrogênio originava partículas positivas com a menor massa. Quando se utilizava o gás 
hidrogênio determinava-se que a massa dessa partícula era 1836 vezes maior que a massa de 
um elétron). 
3) Essas partículas possuem uma intensidade de carga igual à de um elétron, porém 
de sinal oposto. Essas partículas foram consideradas como partículas fundamentais da matéria 
e foram denominadas “prótons” (palavra grega que significa o “primário”) por Ernest Rutherford. 
Atualmente considera-se que a massa de um próton é 1,672623.10–24g. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 19 
Nesse experimento os elétrons colidem com as moléculas de gás e produzem fragmentos 
positivos destas moléculas, que são atraídos pelo cátodo perfurado carregado negativamente. 
Alguns destes fragmentos positivos passam através dos orifícios do cátodo e formam um feixe 
de partículas carregadas positivamente. 
 
Ampola de Goldstein [Fonte: Coleção Estudo modificado] 
 
Os raios canais, ou anódicos, também são desviados por campos elétricos e magnéticos, 
mas esses desvios são muito menores que os desvios sofridos pelos elétrons, para uma mesma 
intensidade dos campos. Isso ocorre pelo fato de a massa dos prótons ser muito maior que a 
massa dos elétrons. 
 
Como um átomo não possui carga elétrica líquida, o número de elétrons é igual ao número 
de prótons. 
Do cátodo são emitidos elétrons dotados de grande energia. Esses elétrons colidem com 
as moléculas do gás residual, arrancam elétrons dessas moléculas, transformando-as em íons 
gasosos positivos. A migração dos elétrons para o ânodo e dos íons gasosos positivos para o 
cátodo fecha o circuito e o gás torna-se condutor, isto é, ocorre descarga. 
Por outro lado, os elétrons colidindo com os átomos do gás residual excitam esses átomos 
provocando saltos de seus elétrons para camadas de maior energia; na volta desses elétrons 
para as camadas originarias há emissão de ondas eletromagnéticas sob forma de luz. Se o gás 
residual é o hidrogênio, os raios canais são constituídos pelos íons gasosos H+ resultantes da 
colisão de elétrons (raios catódicos) com as moléculas de H2 do gás residual. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 20 
𝐻⦁⦁𝐻 + 𝑒− → [𝐻⦁𝐻]+ + 𝑒− 
[𝐻⦁𝐻]+ + 𝑒− → 2 [𝐻]+ + 2𝑒− 
 
(UNIFOR CE/2014 - adaptado) 
A descoberta do átomo representou um importante passo para o homem no reconhecimento dos 
materiais 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 positiva e partículas negativas denominadas elétrons. 
b) A divisibilidade do átomo em uma massa neutra composta 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 
negativa. 
 
Comentários: 
a) Certo. O modelo atômico de Thomson conhecido como pudim com passas apresenta elétrons 
de carga negativa mergulhados em um fluido positivo. 
b) Errado. Os elétrons possuem carga negativa, portanto há a necessidade de existir carga 
positiva dentro do átomo. 
c) Errado. O átomo apresenta carga neutra provocada pelo somatório da carga positiva do fluido 
e negativa do elétron. 
d) Errado. O elétron apresenta carga negativa e o átomo de Thomson não possui próton. 
e) Errado. Os elétrons apresentam carga negativa em um átomo de fluido positivo. 
Gabarito: “A” 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 21 
(UFMG-2006) 
No fim do século XIX, Thomson realizou experimentos em tubos de vidro que continham gases a 
baixas pressões, em que aplicava uma grande diferença de potencial. Isso provocava a emissão de 
raios catódicos. Esses raios, produzidos em um cátodo metálico, deslocavam-se em direção à 
extremidade do tubo (E). (Na figura, essa trajetória é representada pela linha tracejada X.) 
 
 
Nesses experimentos, Thomson observou que: 
I) a razão entre a carga e a massa dos raios catódicos era independente da natureza do metal 
constituinte do cátodo ou do gás existente no tubo; 
II) os raios catódicos, ao passarem entre duas placas carregadas com cargas de sinal contrário, 
desviavam-se na direção da placa positiva. (Na figura, esse desvio é representado pela linha 
tracejada Y.) 
 
Considerando-se essas observações, é CORRETO afirmar que os raios catódicos são 
constituídos de: 
a) elétrons. 
b) ânions. 
c) prótons. 
d) cátions. 
 
Comentários: 
Conforme estudamos, os raios catódicos são constituídos por partículas que foram chamadas de 
elétron, portanto a letra A é o nosso gabarito. Em relação às demais alternativas, vimos que ânions 
e cátions são íons (espécies carregadas eletronicamente) com cargas negativa e positiva, 
respectivamente. Por fim, lembro que os prótons são partículas que compõem os raios anódicos. 
Gabarito: A 
 
4. MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD 
Outros fatos históricosrelevantes: 
Becquerel, em 1896, percebeu que o sal duplo de urânio, na ausência de luz solar ou 
aquecimento, sensibilizava um filme fotográfico. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 22 
Marie Curie e Pierre Curie, em 1898, descobriram novos elementos químicos que emitiam 
radiações: polônio e rádio. Marie descobriu que as radiações emitidas pelos elementos 
independiam de estado físico, de temperatura, de pressão e da natureza das ligações, ou 
seja, era uma propriedade do próprio átomo. Esse fenômeno foi, por ela, chamado de 
radioatividade. 
Rutherford e Kaufmann, em 1898, realizaram um experimento que identificava três tipos de 
emissões radioativas. Essas radiações emitidas pela amostra radioativa propagavam-se pelo 
espaço, entre uma placa positiva e outra negativa, comportando-se da seguinte forma: 
 
 
A radiação alfa é atraída pela placa negativa, a radiação beta é atraída pela placa positiva e a radiação gama não sofre interferência pelas 
placas 
 
A descoberta da radioatividade revolucionou o meio científico, pois demonstrou que os átomos 
podiam ser divididos, ao contrário do que se pensava até então. 
 
O EXPERIMENTO COM A FOLHA DE OURO 
Em 1911, Ernest Rutherford (1871-1937), juntamente com seus colaboradores Hans 
Geiger e Ernst Marsden, montaram um aparato experimental onde, a partir de uma amostra 
radioativa de polônio, um feixe de partículas , dotadas de carga positiva, era incidida sobre 
uma fina folha de ouro. Para verificar a passagem de tais partículas pela folha de ouro foi 
colocado um anteparo sensível a luz, revestido por sulfeto de zinco (ZnS). 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 23 
 
A experiência de Rutherford 
 
Com esse experimento foi possível observar que: 
 
 
Interpretando esses resultados, Rutherford conclui que: 
A maioria das partículas 
atravessavam a lâmina de 
ouro sem sofrer desvio 
considerável em sua 
trajetória;
Algumas partículas 
foram rebatidas na 
direção contrária ao 
choque;
Uma parcela ínfima das 
partículas  (1 em 20 mil) 
sofreram um grande 
desvio, não atravessavam 
a lâmina e voltavam.
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 24 
 
Com base na interpretação dos resultados de seu experimento, Rutherford elaborou seu 
modelo atômico em que o átomo é constituído por uma região central, cerca de 10 mil a 100 mil 
vezes menor que o átomo, (que contém praticamente toda a massa do átomo e apresenta carga 
positiva) denominada núcleo. Ao redor do núcleo estão girando os elétrons numa região, que 
consiste na maior parte do átomo, chamada eletrosfera. 
 
Representação do átomo de Rutherford. [fonte: shutterstock - adaptado]. 
O modelo do “pudim com passas” de Thomson teve uma vida muito curta. Segundo o que 
era esperado, o átomo, por ser formado por um fluido positivo incrustrado por elétrons, deveria 
ser atravessado por todas as partículas alfa sem sofrer grandes desvios (figura a). Para o modelo 
de Thomson, não seria possível a reflexão das partículas, observadas no experimento realizado 
por Rutherford (figura b), em que algumas partículas alfas sofreriam grandes desvios ou até 
retomariam na direção oposta das partículas emitidas. Portanto, o experimento realizado por 
Rutherford e seus colaboradores foi um marco decisivo para a proposição de um novo modelo 
de átomo que ficou conhecido por uma analogia com o sistema solar. 
No átomo há imensos 
espaços vazios, já que a 
maioria das partículas 
atravessavam a lâmina de 
ouro sem sofrer desvios;
A carga positiva do átomo 
deve estar concentrada em 
uma pequena região 
(núcleo), o que provoca uma 
repulsão nas partículas 
(positivas);
Para equilibrar a carga 
positiva do centro do átomo, 
havia os elétrons ao redor do 
núcleo.
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 25 
 
 
 
Para você ter uma ideia de como o núcleo do átomo é pequeno: imagine uma mosca no centro 
desse estádio. Imaginou? Pois o estádio seria o átomo e a mosca o seu núcleo! 
 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 
3 ed., Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
Em termos reais, para um átomo de ouro, temos as seguintes medidas: 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 26 
O PARADOXO DE RUTHERFORD 
O modelo do sistema planetário é capaz de explicar tudo que os modelos anteriores 
explicavam adicionadas às aplicações da radioatividade. Porém, Rutherford, ao elaborar seu 
modelo já previa a existência de alguns problemas, segundo a física clássica: 
- A repulsão dos prótons no núcleo do átomo: Como partículas positivas se repelem, logo, 
os prótons iriam se repelir e desintegrar o núcleo atômico. Rutherford previa a solução para esse 
problema e imaginava que no núcleo deveriam existir partícula sem carga, que seriam 
responsáveis por amenizar as repulsões entre os prótons. Hipótese confirmada por seu aluno 
James Chadwick, em 1932. 
- O modelo atômico de Rutherford, foi um grande passo para a compreensão da estrutura 
interna do átomo. Mas esse modelo tinha algumas deficiências. De fato, Rutherford foi obrigado 
a admitir que os elétrons giravam ao redor do núcleo, pois, sem movimento, os elétrons (que 
são negativos) seriam atraídos pelo núcleo (que é positivo); consequentemente, iriam de 
encontro ao núcleo, e o átomo se “desmontaria” — mas essa ocorrência nunca foi observada. 
No entanto, ao admitir o movimento de rotação dos elétrons em torno do núcleo, Rutherford 
acabou criando outro paradoxo. De fato, diz a Física Clássica que, toda partícula elétrica em 
movimento circular (como seria o caso dos elétrons) está constantemente emitindo 
energia. Então, se o elétron segue liberando (perdendo) energia, sua velocidade de rotação ao 
redor do núcleo teria de diminuir com o tempo. Desse modo, o elétron acabaria indo de encontro 
ao núcleo, descrevendo um movimento espiralado, como na figura abaixo. Como sair então 
desse impasse? É o que vou te mostrar adiante. 
 
colapso do átomo de Rutherford 
 
A DESCOBERTA DO NÊUTRON 
Com os avanços tecnológicos do início do século XX, foi inventado o espectrômetro de 
massas, um instrumento que permite a determinação da massa de um átomo. A espectroscopia 
de massas foi usada para determinar a massa de todos os elementos conhecidos. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 27 
Através dessa técnica, os cientistas descobriram que nem todos os átomos de um 
elemento químico possuem a mesma massa e descobriram, ainda, que quando o número de 
prótons aumenta, a massa de um átomo aumenta numa proporção ainda maior. 
Assim os cientistas começaram a propor a existência de partículas eletricamente neutras 
no núcleo dos átomos, juntamente com os prótons. Tais partículas foram denominadas de 
nêutrons. Os nêutrons não possuem carga elétrica, mas possuem massa e por isso contribuem 
substancialmente para o aumento da massa dos átomos. Observe que a massa do nêutron é 
aproximadamente igual à massa de um próton. Os prótons e nêutrons, presentes no núcleo, são 
denominados de núcleons. 
Em 1932, o físico inglês James Chadwick (1891-1974) comprovou a existência dos 
nêutrons quando realizou uma reação de transmutação nuclear artificial, bombardeando o berílio 
com partículas : 
𝐵𝑒 + 𝛼2
4 → 𝐶6
12 + 𝒏 (𝑛ê𝑢𝑡𝑟𝑜𝑛)𝟎
𝟏
4
9 
 
 
(UNIFOR 2018) 
O modelo atômico de Rutherford foi fundamentado nas observações do experimento em que uma 
fina lâmina de ouro (0,0001 mm de espessura) foi bombardeada com partículas alfa, emitidas pelo 
polônio (Po) contido no interior de um bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para 
dar passagem das partículas por ele emitidas. Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma 
tela protetora revestida de sulfeto de zinco, conforme figura abaixo. 
 
Observando as cintilações na tela revestida de sulfetode zinco, Rutherford verificou que muitas 
partículas atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio e que poucas partículas sofriam desvio. 
De acordo com o experimento de Rutherford, está correto o que se afirma em: 
A) As partículas α sofrem desvio ao colidir com os núcleos dos átomos de Au. 
B) As partículas α possuem carga elétrica negativa. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 28 
C) Partículas α sofrem desvio ao colidir com elétrons dos átomos de Au. 
D) Na ilustração, não foram indicadas as partículas α que não atravessaram a lâmina de Au. 
E) O tamanho do átomo é cerca de 1.000 a 10.000 vezes maior que o seu núcleo. 
 
Comentários: 
A) Certo. Como as partículas α e o núcleo do átomo possuem carga positiva, ao se colidirem, 
haverá entre eles repulsão e, consequentemente, as partículas α serão desviadas. 
B) Errado. As partículas α possuem carga elétrica positiva. 
C) Errado. Partículas α possuem carga positiva e elétrons possuem carga negativa. Portanto, 
elas se atraem e não ocorre desvios das partículas α. 
D) Errado. A figura indica claramente as partículas α que retrocederam, ou seja, não 
atravessaram a lâmina, conforme destacado abaixo: 
 
E) Errado. O tamanho do átomo é 10 mil a 100 mil vezes maior que o de seu núcleo. 
Gabarito: A 
 
(UEM PR/2017) 
A partir do famoso experimento de Rutherford sobre o bombardeamento de radiação alfa sobre 
uma fina lâmina de ouro, assinale a(s) alternativa(s) correta(s), ou seja, aquela(s) que apresenta(m) 
conclusão(ões) acertada(s) sobre resultados obtidos no referido experimento. 
01.O experimento de Rutherford confirma que o átomo apresenta a configuração de uma esfera 
rígida. 
02. A maior parte da radiação alfa atravessa a lâmina de ouro sem sofrer desvios de trajetória, 
pois é eletromagnética e não possui massa. 
04. O átomo é constituído por duas regiões distintas: o núcleo e a eletrosfera. 
08. Nos núcleos dos átomos são encontrados prótons e elétrons. 
16. O volume do núcleo atômico é milhares de vezes menor que o volume atômico; no entanto, 
mais de 99% da massa de um átomo se encontra no núcleo. 
 
Comentários: 
01. Errado. Rutherford ao realizar o experimento do bombardeamento da lâmina de ouro por 
partículas alfa conclui que o átomo é dividido em duas regiões: núcleo e eletrosfera. 
02. Errado. A radiação alfa é a radiação de maior massa e carga positiva, portanto, não é 
eletromagnética. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 29 
04. Certo. Rutherford elaborou seu modelo atômico que explicasse a deflexão e o atravessar das 
partículas alfa pela lâmina de ouro. A conclusão para esse experimento é que o átomo é 
descontínuo, sendo formado de duas regiões: núcleo e eletrosfera. 
08. Errado. Os elétrons são encontrados na eletrosfera, porque o átomo apresenta um núcleo, 
que é uma pequena região positiva. 
16. Certo. A maior parte da massa de um átomo se encontra no núcleo do átomo. A massa de 
um elétron é 1826 vezes menor que a massa de um próton. 
Gabarito: 20 
 
 
5. TEORIA ATÔMICA MODERNA 
Como falado anteriormente, o modelo de Rutherford trazia algumas contradições e, em 
1913, um aprimoramento desse modelo foi feito pelo cientista Niels Bohr. Algumas literaturas e 
em alguns vestibulares, também nomeiam esse modelo como “Modelo de Rutherford-Bohr” 
Antes de falarmos dos postulados de Bohr, é importante nos recordarmos de alguns conceitos 
importantes. 
ONDAS 
Você já deve ter visto em algum momento da sua vida o movimento da água no mar ou o 
movimento de uma corda em que uma extremidade esteja fixa e a outra seja movimentada para 
cima e para baixo. Em ambos os casos nós temos a formação de ondas 
 
Ondas formadas pelo movimento de uma corda. 
[Fonte: KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Química e Reações Químicas, v. 1, 4 ed., Rio de Janeiro: LTC, 2002. - Modificado] 
 
Uma onda fica caracterizada quando conhecemos o seu comprimento (λ) e a sua 
frequência (f). 
O comprimento de onda equivale à distância que separa duas cristas (pontos máximos) 
consecutivas, ou dois vales (pontos mínimos) consecutivas; e a frequência de onda é o número 
de cristas que passam por um ponto fixo em um segundo. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 30 
 
Características básicas de uma onda, entre elas a amplitude e o comprimento de onda. [Fonte: UC Davis ChemWiki] 
 
AS ONDAS ELETROMAGNÉTICAS 
Até o começo do século XIX, muitos cientistas ainda buscavam uma explicação para o 
fenômeno da luz. Alguns defendiam que a luz era constituída por minúsculas partículas emitidas 
por corpos luminosos, outros defendiam que a luz era composta por ondas luminosas que se 
deslocavam do mesmo modo que as ondas do mar. A controvérsia sobre a natureza da luz 
permaneceu por muito tempo e, por volta de 1860, James Clerk Maxwell propôs que a luz seria 
uma onda eletromagnética. 
 
Representação de onda eletromagnética [Fonte: Wikipédia] 
 
No século XVII, o físico inglês Isaac Newton descreveu que, quando a luz solar (luz 
branca) atravessa um prisma, ocorre uma dispersão dos componentes da luz, dando origem a 
um conjunto de cores denominado espectro contínuo, conforme ilustrado abaixo. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 31 
 
Fonte: https://intconhecimento.wixsite.com/ 
 
 
Capa do álbum “Dark Side Of The Moon” da banda Pink Floyd, mostrando a dispersão da luz branca através de um prisma 
O mesmo fenômeno ocorre na formação do arco-íris, mas quem age como prisma são as 
gotículas de água no ar. Imagino que você esteja se perguntando o que difere uma cor da outra. 
As diferenças entre elas são o comprimento de onda e a frequência. O vermelho, por exemplo, 
tem λ = 700 nm (nanômetros), enquanto o verde tem λ = 530 nm. 
Hoje sabemos que o espectro das ondas eletromagnéticas é muito mais amplo que o da 
luz visível (que nós vimos acima) e engloba as ondas de rádio, infravermelho e ultravioleta, entre 
outros. 
 
Espectro eletromagnético. [Fonte: UC Davis ChemWiki] 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 32 
 
Se você se interessar mais sobre esse assunto envolvendo ondas 
eletromagnéticas, radiação, cores etc, dá uma conferida na aula gratuita 
que temos no nosso canal do Youtube, intitulada “Quem tem medo de 
Radiação?”, em que eu, Professor Guilherme Alves, e o Professor 
Henrique Goulart nos aprofundamos no tema. Segue o código QR, basta 
você escanear com a câmera do seu celular. Show? Bora continuar a 
aula. 
FÓTON 
Se nós pegarmos uma barra de ferro e aquecermos a uma temperatura entre 800 e 900 
°C, ela se tornará vermelha. Se continuarmos a aquecer, atingindo temperatura entre 1100 e 
1200 °C, ela se tornará amarela. Ao chegar a 1400°C, ela se torna branca. 
 
Lava derretida emitindo radiação de corpo negro. [Fonte: U.S. Geological Survey.] 
Por muito tempo fenômenos como o descrito no parágrafo anterior foram observados sem 
que houvesse uma explicação satisfatória. No entanto, tudo isso mudou em 1900, quando o físico 
Max Planck começou a estudar os corpos negros – corpos que são aquecidos até ficarem 
incandescentes, como mostrado na figura acima. 
Planck descobriu que a radiação eletromagnética emitida por corpos negros não poderia 
ser explicada pela física clássica, que considerava que a matéria poderia absorver ou emitir 
qualquer grandeza de radiação eletromagnética. Planck observou que, na verdade, a matéria 
absorvia ou emitia energia, apenas em múltiplos de números inteiros do valor hν, em quem h é 
uma constante (constante de Planck, h = 6,626·10-34 J·s), ν (leia-se nu, uma letra grega) é a 
frequência da luz absorvida ou emitida. Esta foi uma descoberta chocante, pois desafiou a 
ideia de que a energia era contínua e que poderia ser transferida em qualquer grandeza. A 
realidade, descoberta por Planck, é que a energia não é contínua, mas quantizada — o que 
significa que ela só pode ser transferida em "pacotes"individuais (ou partículas) do tamanho hν. 
Cada um desses pacotes de energia é chamado de quantum (plural: quanta). 
http://www.usgs.gov/
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 33 
Planck supôs que cada quantum equivalia a uma quantidade definida de energia, 
proporcional a frequência da radiação. 
Embora isso pareça confuso, na verdade já estamos bastante familiarizados com os 
sistemas quantizados. Pense no dinheiro que usamos diariamente: ele é quantizado. Por 
exemplo, quando vai a uma loja, você não vê nada em promoção por um valor como um real e 
dois centavos e meio (R$1,025). Isso porque a menor unidade monetária possível é o centavo. 
É impossível transferir dinheiro em qualquer valor menor que esse. Assim como não podemos 
pagar ao caixa da loja metade de um centavo, a energia não pode ser transferida em nenhum 
valor menor que um quantum. 
A descoberta de Planck sobre a radiação eletromagnética ser quantizada mudou para 
sempre a ideia de que a luz se comporta puramente como uma onda. Na verdade, a luz mostrou 
ter tanto as propriedades de onda como as propriedades de partícula. 
 
A energia não se propaga de forma contínua, mas na forma de pacotes de energia (quantum). 
Um quantum de energia radiante é denominado fóton. 
 
ESPECTROS DESCONTÍNUOS OU ATÔMICOS 
Voltando a experiência de fazer a luz branca atravessar um prisma, será que se 
substituirmos a luz solar (luz branca) por um tubo contendo o gás hidrogênio a baixa pressão e 
sob alta tensão elétrica (lâmpada de hidrogênio) teríamos o mesmo resultado? Não! 
 
Espectro de absorção e emissão do gás Hidrogênio 
Como podemos observar na figura acima não vemos o espectro contínuo, mas apenas 
algumas linhas coloridas e o restante totalmente escuro. Dizemos, então que o espectro é 
descontínuo. As linhas luminosas são chamadas de raias ou bandas do espectro. 
Esse fenômeno não ocorre só com o hidrogênio, mas com todos os elementos químicos. 
Cada elemento tem o seu espectro característico (e nós conseguimos identificar esse elemento 
pelo seu espectro). Legal, né? Como curiosidade: várias técnicas laboratoriais conhecidas como 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 34 
espectroscopia de emissão atômica estão baseadas nesse fenômeno da descontinuidade do 
espectro dos elementos químicos. 
 
Espectros do sol e vários elementos químicos [Fonte: Shutterstock]. 
 
O MODELO ATÔMICO 
O modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio começou a partir do modelo planetário, 
mas acrescentou uma suposição sobre os elétrons. E se a estrutura eletrônica do átomo fosse 
quantizada? Bohr sugeriu que talvez os elétrons só pudessem orbitar o núcleo em órbitas 
específicas com um raio fixado. Apenas órbitas (ou camadas) com raios de valores específicos 
seriam permitidas e o elétron não poderia permanecer entre essas órbitas. 
Ao manter o elétron em órbitas circulares e quantizadas em torno do núcleo carregado 
positivamente, Bohr foi capaz de calcular a energia de um elétron no n-ésimo nível do hidrogênio: 
𝐸(𝑛í𝑣𝑒𝑙 𝑛 𝑑𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎) = −
1
𝑛2
· 13,6 𝑒𝑉 
onde o menor nível de energia possível, primeira camada próxima do núcleo, ou estado 
de energia fundamental de um elétron de hidrogênio é: 
𝐸(1) = −
1
(1)2
· 13,6 𝑒𝑉 = −13,6 𝑒𝑉 
Observe que a energia sempre será um número negativo, e o estado fundamental, n = 1, 
tem o valor mais negativo. Isto ocorre porque a energia de um elétron em órbita é relativa à 
energia de um elétron que foi completamente separado de seu núcleo, n = ∞, que é definido 
como tendo uma energia 0 𝑒𝑉. Uma vez que um elétron em órbita ao redor do núcleo é mais 
estável do que um elétron que está infinitamente longe de seu núcleo, a energia de um elétron 
em órbita é sempre negativa. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 35 
Bohr poderia até agora, precisamente, descrever os processos de absorção e de emissão 
em termos de estrutura eletrônica. De acordo com o modelo de Bohr, um elétron pode absorver 
energia na forma de fótons para ser excitado até um nível mais elevado de energia, desde 
que a energia do fóton seja igual à diferença de energia entre os níveis de energia inicial 
e final. Depois de saltar para o nível de energia mais alto — também chamado de o estado 
excitado—o elétron excitado estaria em uma posição mais instável, então, ele poderia 
rapidamente emitir um fóton para retornar até um nível de energia mais baixo e mais estável. 
Os níveis de energia e as transições entre eles podem ser ilustrados usando um diagrama 
de nível de energia, como no exemplo abaixo mostrando elétrons retornando ao nível n=2, do 
hidrogênio. A energia do fóton emitido é igual à diferença de energia entre os dois níveis de 
energia para uma transição em particular. A diferença de energia entre os níveis de energia 
𝑛𝑒𝑥𝑐𝑖𝑡𝑎𝑑𝑜 e 𝑛𝑓𝑢𝑛𝑑𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 pode ser calculada usando a equação para a energia vista acima: 
∆𝐸 = 𝐸𝑒𝑥𝑐𝑖𝑡𝑎𝑑𝑜 − 𝐸𝑓𝑢𝑛𝑑𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 
 
 
 
Sabemos que elementos diferentes, ao serem submetidos à ação de uma chama, irão produzir 
luz com cores diferentes. A cor emitida depende da substância ou do elemento químico e não 
da chama. 
 
Teste da chama [fonte: Shutterstock] 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 36 
 
Energia liberada pelo elétron ao retornar de uma camada mais externa (estado excitado) para uma mais interna de onde ele saiu (estado 
fundamental) 
 
 
(ENEM 2017) 
Um fato corriqueiro ao se cozinhar arroz é o derramamento de parte da água de cozimento sobre 
a chama azul do fogo, mudando-a para uma chama amarela. Essa mudança de cor pode suscitar 
interpretações diversas, relacionadas às substâncias presentes na água de cozimento. Além do sal 
de cozinha (NaCl), nela se encontram carboidratos, proteínas e sais minerais. 
Cientificamente, sabe-se que essa mudança de cor da chama ocorre pela 
A) reação do gás de cozinha com o sal, volatilizando gás cloro. 
B) emissão de fótons pelo sódio, excitado por causa da chama. 
C) produção de derivado amarelo, pela reação com o carboidrato. 
D) reação do gás de cozinha com a água, formando gás hidrogênio. 
E) excitação das moléculas de proteínas, com formação de luz amarela. 
 
Comentários: 
De acordo com o modelo atômico de Rutherford-Bohr, conforme veremos mais adiante, o elétron 
salta para um orbital mais energético ao absorver uma certa quantidade de energia. Ao retornar 
para sua órbita original, o elétron libera a mesma quantidade de energia que absorveu, na forma de 
onda eletromagnética (luz). A cor amarela é característica dos átomos de sódio. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 37 
Gabarito: B 
 
Vamos entender melhor como acontece a absorção e a emissão de energia. Na figura 
abaixo estão representados o núcleo de um átomo e duas órbitas. A primeira órbita é a mais 
interna é a órbita a qual o elétron “pertence”. Quando o elétron está nessa órbita dizemos que o 
átomo está no seu estado fundamental (mais estável). 
 
Representação da emissão e absorção de energia por um elétron. 
Quando o elétron recebe um fóton, ele salta para uma órbita mais externa e dizemos que 
o elétron está num “estado excitado” (Figura A). Ao retornar para a órbita de origem, a mais 
interna, o elétron emite um fóton de energia na forma de luz de cor bem definida e característica 
de cada tipo de átomo (Figura B). 
Esses saltos acontecem milhões de vezes por segundo, o que produz uma onda 
eletromagnética, que nada mais é que uma sucessão de emissão de fótons de energia. 
 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 38 
 
O modelo de Bohr funcionou maravilhosamente para explicar o átomo de hidrogênio e 
outros sistemas de com apenas um elétron, como por exemplo o He+. Infelizmente, não foi tão 
bem quando aplicado a sistemas mais complexos, como átomos com mais elétrons oumoléculas. Além disso, o modelo de Bohr não tem como explicar porque algumas linhas são mais 
intensas do que as outras ou porque algumas linhas espectrais se dividem em várias linhas na 
presença de um campo magnético — o efeito Zeeman. 
Nas décadas seguintes, o trabalho de cientistas como Erwin Schrödinger mostrou que o 
comportamento dos elétrons pode ser considerado parecido com o de ondas e com o de 
partículas. Isto significa que não é possível saber a posição de um determinado elétron no 
espaço e sua velocidade ao mesmo tempo, conceito que é colocado mais precisamente no 
Princípio da Incerteza de Heisenberg. O princípio de incerteza contradiz a ideia de Bohr de 
que os elétrons existam em órbitas específicas, com velocidade e raio conhecidos. Na verdade, 
podemos apenas calcular probabilidades de encontrar os elétrons em uma determinada região 
do espaço ao redor do núcleo, os chamados orbitais. 
 
Distribuições de probabilidade para os orbitais 1s, 2s e 3s. As intensidades maiores de cor indicam regiões mais prováveis de existir elétrons. Os nós indicam 
regiões nas quais há uma probabilidade zero de um elétron ser encontrado. [Fonte: UCDavis Chemwiki] 
O átomo é divido em 
órbitas circulares;
Cada órbita circular 
apresenta um valor de 
energia constante 
caracterizando uma 
camada eletrônica ou nível 
de energia;
O elétron assume o valor 
de energia da camada 
eletrônica que ocupa 
(estado estacionário);
Um elétron ao absorver 
energia, muda para uma 
camada mais externa, com 
maior energia. Essa transição 
é chamada de salto quântico 
e define o estado excitado;
Quando um elétron retorna 
para uma camada de menor 
energia, é liberado uma onda 
eletromagnética referente a 
diferença de energia entre as 
camadas.
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 39 
O modelo de mecânica quântica moderna pode soar como um enorme salto do modelo 
de Bohr, mas a ideia-chave é a mesma: a física clássica não é suficiente para explicar todos os 
fenômenos em nível atômico. Bohr foi o primeiro a reconhecer isso, incorporando a ideia de 
quantização na estrutura eletrônica do átomo de hidrogênio e ele foi capaz de explicar, assim, 
os espectros de emissão do hidrogênio, bem como outros sistemas de elétron-unitário. 
 
 
(IFSudMinas - 2018) 
A queima de fogos em Copacabana, no Rio de Janeiro, para celebrar a passagem de Ano Novo, 
é uma das maiores do mundo, atingindo de 15 a 20 minutos. Estima-se que 1 milhão de pessoas 
vão até às areias da Praia de Copacabana, para ver o espetáculo. A festa já se tornou uma das 
maiores atrações turísticas do Rio de Janeiro atraindo visitantes de todo o Brasil e do mundo. 
Para explicar esse show de cores no ar, podemos citar o fenômeno do salto quântico, que ocorre 
nos elétrons do átomo. Os elétrons do átomo estão divididos em níveis. Quando o elétron recebe 
um acréscimo de energia, ele tende a se mover para um nível mais energético, ou seja, o átomo 
está em um estado excitado. Esse estado excitado do átomo não é um estado em que ele se 
encontra estável, então o elétron tende a retornar a seu nível energético original. Ao fazer isso, a 
energia que o moveu de nível energético é liberada em forma de luz. 
Assinale a afirmativa CORRETA que indica o cientista que realizou o estudo do fenômeno do 
salto quântico. 
A) Ernest Rutherford 
B) John Dalton 
C) Joseph John Thomson 
D) Michael Faraday 
E) Niels Bohr 
 
Comentários: 
De acordo com o modelo de Niels Bohr, ao absorver certa quantidade de energia, o elétron salta 
para uma órbita mais energética. Ao retornar para sua órbita original, o elétron libera a mesma 
quantidade de energia absorvida, na forma de onda eletromagnética (luz). Esse fenômeno 
corresponde ao chamado salto quântico, por isso está correta a letra E. 
A) Errado. Rutherford é o responsável pelo modelo planetário. 
B) Errado. De acordo com o modelo de Dalton o átomo seria uma esfera maciça e indivisível. Seu 
modelo não admitia que o átomo fosse formado por subpartículas; 
C) Errado. O modelo de Thomson foi o primeiro a citar os elétrons, porém, eles estariam 
incrustrados em uma esfera de carga positiva, modelo esse conhecido como “pudim com passas”. 
D) Errado. Michael Faraday fez importantes contribuições no desenvolvimento da Eletroquímica, 
mas não é atribuído a ele um modelo atômico. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 40 
Gabarito: E 
 
6. CARACTERÍSTICAS DOS ÁTOMOS 
Agora que você já conhece os modelos atômicos que foram propostos ao longo do tempo 
e a estrutura do átomo, vamos estudar as suas principais características. Lembrando que o 
átomo é formado por um núcleo, onde temos prótons e nêutrons, e ao redor do núcleo temos os 
elétrons. 
 
 
 
 
 
 
A tabela abaixo apresenta as propriedades dos prótons, nêutrons e elétrons. 
 
Átomo
Núcleo
Prótons
Partículas 
positivas
Nêutrons
Partículas sem 
carga
Eletrosfera Elétrons
Partículas 
negativas
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 41 
 
Propriedades das partículas subatômicas 
 
*u.m.a = unidade de massa atômica; o valor sobreescrito junto ao símbolo corresponde à 
massa e o valor subescrito, à carga. Exemplo para o elétron: massa zero e carga -1. 
 
NÚMERO ATÔMICO (Z) 
Em algum momento da sua vida você foi até a secretaria de segurança pública do seu 
estado e solicitou a sua carteira de identidade, não é mesmo? Ao recebê-la você verificou um 
número de registro - registro geral (RG). Nenhuma outra pessoa tem o número de RG igual ao 
seu, portanto, você é identificado por meio dele. 
Os átomos de cada um dos elementos químicos também têm um número que os identifica. 
Um número que nenhum outro elemento tem igual: o número atômico. Esse número é 
representado pela letra Z, do alemão, Zahl, que significa número (criativo, ne? ). 
O número atômico (Z) corresponde à quantidade de prótons no núcleo do átomo 
Imagino que você esteja se perguntado: o que levou os químicos a definirem o número 
atômico como a identidade do átomo. Certo!? 
Em 1913 o químico Henry Moseley bombardeou vários elementos químicos com raios X. 
Ele percebeu que o comportamento de cada um deles estava relacionado com a quantidade de 
carga positiva no seu núcleo (prótons). Isso quer dizer que o número de prótons é o que melhor 
caracteriza cada elemento químico, portanto o número atômico é muito importante. 
Quando dizemos que o cloro tem número atômico igual a 17, significa que cada átomo de 
cloro possui 17 prótons no núcleo. Nenhum outro átomo, que não seja o de cloro, tem 17 prótons 
no núcleo. Sendo assim, qual é o elemento químico cujos átomos possuem 13 prótons no 
núcleo? O alumínio, pois o número atômico dele é 13. Sacou a ideia? 
Vale lembrar que você não precisa decorar o número atômico de cada elemento, o 
importante é saber o que significa. Na sua prova, serão fornecidas no enunciado todas as 
informações necessárias. Mas já adianto, o estudo da Tabela Periódica estará em uma aula 
futura. Então, calma, você também aprenderá sobre ela. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 42 
NÚMERO DE MASSA (A) 
O que contribui para a massa do átomo? Se o átomo é formado por prótons, nêutrons e 
elétrons você concorda que a massa do átomo é o somatório da massa de cada uma dessas 
partículas? 
Certo! Só que, ao comparamos a massa do próton com a massa do elétron, nós 
percebemos que a do elétron é mais de 1800 vezes mais leve (vide tabela no início desse 
capítulo), ou seja, sua massa é desprezível em relação à massa de um próton. Portanto, na 
determinação do número de massa, A (do inglês Average, que traduzido para o português seria 
média), são levadas em conta apenas as contribuições dos prótons e dos nêutrons, ou seja, do 
núcleo do átomo. Sim! Dizemos que toda massa do átomo está concentrada em um minúsculo 
núcleo. Como prótons e nêutrons tem massa de aproximadamente 1 u.m.a (unidade de massaatômica), basta somar a quantidade de cada um deles. 
Número de Massa (A) = Número de Prótons (P) + Número de Nêutrons (N) 
 
como o número de prótons (P) é igual ao número atômico (Z) 
 
Número de Massa (A) = Número Atômico (Z) + Número de Nêutrons (N) 
 
 
(UDESC 2016) 
Na Inglaterra por volta de 1900, uma série de experimentos realizados por cientistas, como Sir 
Joseph John Thompson (1856-1940) e Ernest Rutherford (1871-1937), estabeleceu um modelo do 
átomo que serviu de base à teoria atômica. Atualmente, sabe-se que três partículas subatômicas 
são os constituintes de todos os átomos: próton, nêutrons e elétrons. Desta forma, o átomo 
constituído por 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons possui número atômico e número de massa, 
sequencialmente, igual a: 
A) 17 e 18 
B) 34 e 52 
C) 17 e 17 
D) 17 e 35 
E) 35 e 17 
 
Comentários: 
Se o átomo possui 17 prótons o número atômico dele é 17. O número de massa é igual ao 
somatório de prótons e nêutrons, logo 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 43 
A = 17 + 18 
A = 35 u. 
Gabarito: D 
 
ELEMENTO QUÍMICO 
Podemos dizer que um elemento químico é formado por átomos que têm o mesmo 
número atômico. Assim, por exemplo, um conjunto de átomos de oxigênio forma o elemento 
oxigênio. 
Todos os elementos até então conhecidos estão organizados na Tabela Periódica dos 
Elementos Químicos. Para cada elemento é atribuído um símbolo, por exemplo: 
 
Alguns elementos químicos com seus símbolos e origem dos nomes. 
Ao representar um elemento químico, deve-se, geralmente, indicar seu símbolo, seu 
número atômico e seu número de massa: 
 
Mas você pode me perguntar: “Professor, e se eu visse uma representação do elemento 
químico em que A e Z estivessem em uma disposição diferente da que você viu acima, seria 
possível localizá-los? Qual número deve ser maior, A ou Z? 
O que eu te responderia: “Meu coraçãozinho, se você levar em consideração que A é o 
somatório de prótons e nêutrons, enquanto Z é igual à quantidade de prótons. Você mata a 
charada. Sempre o maior valor numérico será o número de massa. Sacou?” 
Vale lembrar ainda que, conhecendo A e Z, podemos calcular o número de nêutrons: 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 44 
𝑨 = 𝒁 + 𝑵 
ou, ainda: 
𝑵 = 𝑨 − 𝒁 
 
ÍONS 
Nós sabemos que um átomo é eletricamente neutro, ou seja, a quantidade de cargas 
positivas é igual à quantidade de cargas negativas (número de prótons é igual ao de elétrons). 
Quando há uma variação na quantidade de elétrons, essa igualdade termina e forma-se um novo 
sistema eletricamente carregado, ao qual damos o nome de íons. 
Um íon é formado quando um átomo (eletricamente neutro) ganha ou perde elétrons. 
Lembrando que, sendo o número de prótons dentro no núcleo a identidade do átomo, esse 
valor não será alterado. 
Nesse momento, você não deve se preocupar em saber qual elemento perde e qual 
elemento recebe elétrons, isso será estudado em outras aulas, principalmente na aula de Tabela 
Periódica que, já deixo aqui o meu alerta: É UMA DAS AULAS MAIS IMPORTANTES PARA O 
BOM ENTENDIMENTO DE TODO O RESTO DA QUÍMICA!!! Por agora, busque entender o que 
são os íons e os conceitos atrelados a esse sistema. 
 
Ânions 
Quando um átomo recebe elétrons, ele adquire uma carga negativa, ou seja, se torna um 
íon negativo. Esse íon recebe o nome de ânion. Podemos citar como exemplo o átomo de cloro, 
que ao receber um elétron torna-se o ânion cloro (ou cloreto, você aprenderá isso...), cuja 
representação é: C-. Esse sinal negativo sobrescrito à direita do símbolo do cloro indica que um 
átomo de cloro recebeu um elétron e tornou-se um íon do tipo ânion. 
Outro exemplo é o átomo de oxigênio que ao receber dois elétrons forma o ânion oxigênio 
com representação O2-. O ‒ 2 sobrescrito indica que o oxigênio recebeu dois elétrons. 
 
Cátions 
Quando o átomo perde elétrons, ele adquire carga positiva, ou seja, torna-se um íon 
positivo. Esse íon recebe o nome de cátion. Por exemplo, o átomo de sódio, ao perder um 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 45 
elétron, torna-se o cátion sódio, cuja representação é: Na+. O sinal positivo sobrescrito e à direita 
do símbolo de sódio indica que um átomo de sódio perdeu um elétron e tornou-se um íon do tipo 
cátion. Também podemos citar como exemplo o magnésio que, ao perder dois elétrons, forma o 
cátion magnésio com representação Mg2+, em que o +2 sobrescrito indica que um átomo de 
magnésio perdeu 2 elétrons. 
 
 
 
 
A quantidade de elétrons recebidos ou doados é indicado por monovalente, bivalente 
(divalente), trivalente, tetravalente etc. Exemplos: 
 
 
 
 
íon
Cátion perde elétron(s).
Ânion recebe elétron(s).
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 46 
 
Como posso explicar o sinal negativo e o sinal positivo do íon? 
 
Primeiramente vamos analisar o íon cloro. O número atômico do cloro é 17, então para o 
átomo de cloro temos que: 
 
 
 
Quando esse átomo recebe um elétron a relação acima muda e temos: 
 
 
 
Temos uma carga negativa a mais, por isso a representação é Cl-. 
 
Agora vamos analisar o íon magnésio. O número atômico do magnésio é 12, então para o 
átomo de magnésio temos que: 
 
 
 
Quando esse átomo perde dois elétrons a relação acima muda e temos: 
 
 
 
Temos duas cargas positivas a mais, por isso a representação é Mg2+. 
 
 
(Faceres - Medicina - 2016) 
O Zinco é um micronutriente de plantas que funciona principalmente como cátion bivalente 
(também chamado divalente) em metaloenzimas. Seu número atômico é 30. Pode-se afirmar que o 
número de prótons e o número de elétrons presentes no cátion bivalente do zinco são, 
respectivamente: 
A) 30 e 30. 
B) 28 e 32. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 47 
C) 32 e 30. 
D) 30 e 28. 
E) 28 e 30. 
 
Comentários: 
Vimos que o íon é formado quando um átomo perde ou ganha elétrons. Sendo assim, a 
quantidade de prótons não muda na formação de um íon. Do enunciado, obtemos a informação que 
o zinco apresenta número atômico 30, possuindo, portanto, 30 prótons. 
Se o zinco é um cátion, significa que ele é um íon com carga positiva, ou seja, perdeu elétrons. 
Como é um cátion bivalente, significa que ele perdeu dois elétrons (o prefixo bi significa que são 
dois). No átomo (eletricamente neutro) o número de prótons é igual ao número de elétrons. Como 
no íon zinco foram perdidos 2 elétrons, o número de elétrons é 30 – 2 = 28 e-. 
Gabarito: D 
 
(FAMERP SP/2018) 
O íon 𝐶𝑎2+20
40 e o átomo 𝐴𝑟18
40 apresentam o mesmo número 
 
a) de massa e de elétrons. 
b) atômico e de elétrons. 
c) de massa e de nêutrons. 
d) atômico e de massa. 
e) atômico e de nêutrons. 
 
Comentários 
𝑪𝒂𝟐+𝟐𝟎
𝟒𝟎 : possui número de massa 40, 20 prótons e perdeu dois elétrons. 
A = Z + n 
40 = 20 + n, logo n= 20. O cálcio apresenta 20 nêutrons. 
Como perdeu dois elétrons, então possui 18 elétrons. 
 
𝑨𝒓𝟏𝟖
𝟒𝟎 : possui número de massa 40 e 18 prótons. 
A = Z + n 
40 = 18 + n, logo n= 22. O cálcio apresenta 22 nêutrons. 
Como o argônio apresentado no texto é um átomo neutro, ele apresenta 18 prótons e 18 elétrons. 
Assim, os dois átomos apresentam o mesmo número de massa e de elétrons. 
Gabarito: “A”. 
 
(UNESP SP/2016 - adaptado) 
O ano de 2015 foi eleito como o Ano Internacional da Luz, devido à importância da luz para o 
Universo e para a humanidade. A iluminação artificial, que garantiu a iluminação noturna, impactou 
diretamente a qualidade de vida do homem e o desenvolvimento da civilização. A geração de luz 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 48 
em uma lâmpada incandescente se deve ao aquecimento de seu filamento de tungstênio provocado 
pela passagem de corrente elétrica, envolvendo temperaturas ao redor de 3 000 °C. 
Algumas informações e propriedades do isótopo estável do tungstênioestão apresentadas na 
tabela. 
 
A partir das informações contidas na tabela, é correto afirmar que o átomo neutro de tungstênio 
possui 
 
a) 73 elétrons. 
b) 74 cargas nucleares. 
c) 111 nêutrons. 
d) 184 prótons. 
e) 74 nêutrons. 
 
Comentários 
O tungstênio apresenta número atômico igual a 74, portanto apresenta 74 prótons e 74 elétrons, 
em sua forma neutra. 
A = Z + n 
184 = 74 + n, logo n= 110. O tungstênio apresenta 110 nêutrons. 
Portanto, o tungstênio apresentado possui 74 prótons, que são cargas nucleares, 110 nêutrons, 
74 elétrons e número de massa 184. 
Gabarito: B. 
 
(UNESP SP/2015) 
No ano de 2014, o Estado de São Paulo vive uma das maiores crises hídricas de sua história. A 
fim de elevar o nível de água de seus reservatórios, a Companhia de Saneamento Básico do Estado 
de São Paulo (Sabesp) contratou a empresa ModClima para promover a indução de chuvas 
artificiais. A técnica de indução adotada, chamada de bombardeamento de nuvens ou semeadura 
ou, ainda, nucleação artificial, consiste no lançamento em nuvens de substâncias aglutinadoras que 
ajudam a formar gotas de água. 
(http://exame.abril.com.br. Adaptado.) 
Uma das substâncias aglutinadoras que pode ser utilizada para a nucleação artificial de nuvens 
é o sal iodeto de prata, de fórmula AgI. Utilizando os dados fornecidos na Classificação Periódica 
dos Elementos, é correto afirmar que o cátion e o ânion do iodeto de prata possuem, 
respectivamente, 
 
a) 46 elétrons e 54 elétrons. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 49 
b) 48 elétrons e 53 prótons. 
c) 46 prótons e 54 elétrons. 
d) 47 elétrons e 53 elétrons. 
e) 47 prótons e 52 elétrons. 
 
Comentários 
Conforme a tabela periódica, sabe-se que a Ag apresenta 47 prótons e o I apresenta 53 prótons. 
Portanto, Ag+: 46 elétrons, porque perdeu um elétron, e I-: 54 elétrons, porque ganhou um elétron. 
Gabarito: A 
 
SEMELHANÇAS ATÔMICAS 
Se analisarmos um conjunto de átomos é possível encontrar alguns que tenham o mesmo 
número atômico, mas diferentes números de massa. Também é possível encontrar um átomo 
que tenha a mesma quantidade de elétrons que alguns outros íons. Vamos estudar agora alguns 
conceitos relacionados a essas semelhanças. 
ISÓTOPOS 
Os isótopos (iso = mesmo, topos = lugar) são átomos que possuem o mesmo número 
de prótons (ou seja, o mesmo número atômico, Z) e diferente número de massa (A) e número 
de nêutrons (N). 
Se possuem o mesmo número atômico (RG do átomo, lembra?) significa que é o mesmo 
elemento, mas com massas diferentes. Portanto, entre os isótopos: 
• as propriedades químicas são semelhantes; e 
• as propriedades físicas que dependem da massa são diferentes. 
Na natureza é muito comum encontrar isótopos e pode-se dizer que praticamente todos 
os elementos químicos naturais possuem pelo menos um isótopo. Também existem isótopos 
obtidos artificialmente e alguns se destacam pela sua aplicação, como o iodo-131 que é usado 
para mapeamento da tireoide. 
Com exceção do hidrogênio, os isótopos não recebem nomes especiais, apenas é 
adicionado o número de massa. Por exemplo, o oxigênio possui três isótopos: o oxigênio-16, 
oxigênio-17 e oxigênio-18. Perceba que o número após o nome oxigênio corresponde a massa 
do isótopo. 
Voltando ao hidrogênio temos três isótopos representados abaixo: 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 50 
 
 
Os três isótopos estáveis de hidrogênio: prótio, deutério e trítio. [Fonte: Wikipédia] 
O primeiro isótopo é chamado de hidrogênio, hidrogênio leve, hidrogênio comum ou 
prótio. Ele não possui nêutrons no núcleo, apenas um próton e um elétron. Portanto, sua 
representação é 𝐻1
1 . 
O segundo isótopo é chamado de deutério. Ele possui um próton e um nêutron no núcleo 
e sua representação é 𝐻1
2 . 
O terceiro isótopo é chamado de trítio, tricério ou tritério. Ele possui um próton e dois 
nêutrons no núcleo e sua representação é 𝐻1
3 . 
De todos eles o mais abundante é o prótio (99,985%), seguido pelo deutério (0,015%) e 
pelo trítio (0,0000007%). 
Você checa a massa atômica do cloro, 35,45u, na tabela periódica e se pergunta: como 
isso é possível? Se a massa atômica é a soma de prótons e nêutrons [cada um pesando 1 u], 
então não poderíamos obter um número fracionário, “quebrado”. 
É um ótimo questionamento. Vamos revisar como é calculada a massa atômica que 
aparece na tabela periódica, no destaque abaixo. Isso responderá ao seu questionamento. 
 
 
 
Tomemos como exemplo o carbono. A abundância do isótopo [de massa atômica] 12 do 
carbono é de aproximadamente 99%, enquanto a do isótopo 13 é de apenas 1%. Calculando 
a média ponderada das massas atômicas dos isótopos obtém-se a massa atômica 
apresentada na tabela periódica, que no caso do Carbono é de 12,01u, conforme calculado 
abaixo. 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 51 
𝐴𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 =
(12·99%)+(13·1%)
100%
≅ 12,01 𝑢. 𝑚. 𝑎 
 
Vamos analisar o exemplo do Cloro (Cl), o qual possui dois isótopos: o de massa 35 e o de 
massa 37, os quais apresentam abundância de 75,4% e 24,6%, respectivamente. Realizando 
o mesmo cálculo de média ponderada, encontramos a massa atômica (A) indicada na tabela 
periódica, conforme apresentado abaixo: 
 
𝐴𝑐𝑙𝑜𝑟𝑜 =
(35·75,4%)+(37·24,6%)
100%
≅ 35,45 𝑢. 𝑚. 𝑎 
 
ISÓBAROS 
Isóbaros são átomos que possuem o mesmo número de massa e diferentes números de 
prótons. Sendo assim, podemos concluir que: 
- São elementos químicos diferentes, já que é o número de prótons (número atômico) 
que define a identidade de cada átomo; 
- Possuem propriedades químicas diferentes. 
Podemos citar como exemplo os seguintes isóbaros: 
𝐾 (𝑝𝑜𝑡á𝑠𝑠𝑖𝑜)19
40 𝐶𝑎 (𝑐á𝑙𝑐𝑖𝑜)20
40 𝐴𝑟 (𝑎𝑟𝑔ô𝑛𝑖𝑜)18
40 
Note que, embora apresentem Z diferentes, os três elementos apresentam A iguais 
 
ISÓTONOS 
Isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons, porém os números 
de prótons e de massa são diferentes. Os isótonos apresentam diferentes propriedades químicas 
e, normalmente, diferentes propriedades físicas. 
Vamos analisar se os elementos abaixo são isótonos: 
𝑀𝑔 (𝑚𝑎𝑔𝑛é𝑠𝑖𝑜)12
26 𝑆𝑖 (𝑠𝑖𝑙í𝑐𝑖𝑜)14
28 
Precisamos determinar a quantidade de nêutrons. Um pouco mais cedo você viu que o 
número de massa é igual à soma de prótons e nêutrons. Isolando o número de nêutrons temos 
que: 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 52 
Número de nêutrons = número de massa ‒ número de prótons 
N = A – Z 
Logo o Mg possui 14 (26-12) nêutrons e o Si 14 (28-14) nêutrons. São, portanto, isótonos. 
 
ISOELETRÔNICOS 
São átomos e íons que possuem o mesmo número de elétrons. Um átomo pode ser 
isoeletrônico de vários íons de elementos químicos diferentes. Por exemplo: 
𝑁𝑒10
20 𝑁𝑎+11
23 𝑂−28
16 𝐴𝑙+313
27 𝑀𝑔+212
26 
Neônio Sódio Oxigênio Alumínio Magnésio 
Como podemos confirmar se os exemplos acima são mesmo isoeletrônicos? 
• Sabemos que, em um átomo neutro (cargas positivas = cargas negativas), o 
número de prótons é igual ao número de nêutrons. 
• Sabemos ainda que nos exemplos acima o número de prótons corresponde ao 
subescrito do lado direito, já que esse valor é sempre menor ou igual a massa do 
átomo. 
• Por fim, devemos lembrar que carga positiva corresponde a perda de elétrons, ao 
passo que carga negativa corresponde a ganho de elétrons. Juntando todas essas 
informações, fica fácil fazer a conta do número de elétrons de cada exemplo. Veja. 
Ne: 10 e-; 
Na+: 11-1 = 10 e-; 
O2-: 8 + 2 = 10 e-; 
Al3+: 13 - 3 = 10 e-; 
Mg2+: 12 - 2 = 10 e-. 
Como se vê, todos possuem 10 elétrons, portanto são isoeletrônicos. 
 
ESTRATÉGIA VESTIBULARES – ATOMÍSTICA 
 
AULA 01 – ATOMÍSTICA 53 
 
 
 
Para memorizar esses termos costumo usar a seguinte tática: 
 
Todos eles começam com “ISO" que significa “o mesmo” Portanto em todos os termos tenho 
algo que é comum,