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TEORIA ATÔMICA 
 
 
 
1 
 
MÓDULO 
 
 
 
1 
 
 
 Modelos Atômicos – 
A Primeira Ideia 
 
 A estrutura da matéria é um dos assuntos 
inacabados da ciência. Tudo começou na Grécia Antiga 
quando Demócrito (420 a.C.) e Leucipo (450 a.C.), ambos 
filósofos, pensaram: se pegássemos algo e dividíssemos 
infinitamente, a que chegaríamos? Então eles chegaram à 
conclusão de que a matéria deveria ser formada por 
partículas indivisíveis chamadas átomos (do grego: não 
divisível). 
 
 
 
 Leucipo e Demócrito eram filósofos e não 
chegaram a estudar o átomo, simplesmente propuseram 
a existência do mesmo. Átomo: partícula indivisível. 
 
 
 
Leis Ponderais 
 
No final do século XVIII, a Química se firma como 
“ciência”, principalmente devido aos experimentos e 
observações de cientistas, como Lavoisier, Proust e 
Dalton. Esses experimentos foram realizados com base 
nas observações das massas das substâncias que 
participavam dos fenômenos químicos, daí o nome Leis 
Ponderais. 
 
Lei de Lavoisier 
(Lei da conservação das massas) 
 
 
 
 
 
Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). 
Gravura colorizada de 1860. Biblioteca 
Nacional da França, Paris. 
 
 
 
 
Antoine Laurent Lavoisier foi o primeiro cientista 
a dar conotação científica à Química. No final do século 
XVIII, ele fazia experiências nas quais se preocupava em 
medir a massa total de um sistema, antes e depois de 
ocorrer a transformação química. 
 
Exemplo: 
 
 
 
Note que a massa do reagente (18 g) é igual à 
massa total dos produtos (2 g + 16 g = 18 g). 
Mas por que Lavoisier escolheu recipientes 
fechados? Entre os reagentes e/ou entre os produtos de 
uma reação química podem existir substâncias gasosas, 
tais como o oxigênio, o hidrogênio e o gás carbônico. Se, 
por exemplo, uma substância gasosa for produzida numa 
reação, ela sairá espontaneamente do recipiente e sua 
massa não será medida pela balança como parte da massa 
final do sistema. Ao escolher recipientes fechados, 
Lavoisier eliminou dúvidas sobre a possível entrada ou 
saída de gases do sistema. 
 
 
Comprimidos efervescentes reagindo com 
água, em copo aberto: exemplo de reação 
química em recipiente aberto que, portanto, 
permite a saída do gás produzido. Por causa 
dessa saída de gás, a massa final do sistema é 
menor que a massa inicial. 
 
 
Através da análise dos dados obtidos em várias 
experiências, chegou à conclusão que: 
 
 
 
 
 
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Num sistema fechado, a massa total das substâncias, 
antes da transformação química, é igual à massa total 
após a transformação ou na natureza nada se perde, 
nada se cria, tudo se transforma. 
 
 
Lei de Proust 
(Lei das proporções fixas ou definidas) 
 
 
 
 
Joseph-Louis Proust (1754-1826). Gravura de 
Ambroise Tardieu, de 1795. Coleção 
particular. 
 
 
 
 
 
Proust se preocupava em analisar a composição 
das substâncias. Trabalhando com amostras de água de 
várias procedências (água de chuva, água de rio, água de 
lago, previamente purificadas), e decompostas por 
eletrólise, ele verificou que: 
 
 
 
Assim, Proust concluiu que: 
 
Independentemente da origem de uma determinada 
substância pura, ela é sempre formada pelos mesmos 
elementos químicos, combinados entre si na mesma 
proporção em massa. 
 
Uma das consequências da lei de Proust é a 
composição centesimal das substâncias, que indica a 
porcentagem, em massa, de cada elemento que constitui 
a substância. 
 
Exemplo: 
 
No caso da água, temos: 
9 g de água fornece 1 g de hidrogênio e 8 g de oxigênio. 
Cálculo da porcentagem do hidrogênio: 
 
9 g de água ---------- 1 g hidrogênio 
100 g água ------------ x 
x = 11,11% de hidrogênio 
Cálculo da porcentagem do oxigênio: 
 
9 g de água ---------- 8 g oxigênio 
100 g água ------------ x 
x = 88,88% de oxigênio 
 
Outra consequência da lei de Proust é o cálculo 
estequiométrico. 
 
 
 
Para 10 g de hidrogênio precisamos de 80 g de 
oxigênio para reagir, em 30 g de hidrogênio precisamos de 
240 g de oxigênio. Logo, a proporção, em massa, com que 
o hidrogênio reage com o oxigênio é a mesma nas duas 
reações. 
 
Lei de Dalton 
(Lei das proporções múltiplas) 
 
Se uma massa fixa de um elemento se combina 
com massas diferentes de um segundo elemento, para 
formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) 
estão entre si numa relação de números inteiros 
pequenos. 
O nitrogênio se combina com o oxigênio, 
formando diferentes óxidos: 
 
Óxidos Nitrogênio Oxigênio 
N2O 28 g 16 g 
N2O2 28 g 32 g 
N2O3 28 g 48 g 
N2O4 28 g 64 g 
N2O5 28 g 80 g 
 
Verifica-se que, permanecendo constante a 
massa do nitrogênio, as massas do oxigênio variam, entre 
si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, 
ou seja, 1:2:3:4:5. 
 
Exemplo: 
 
Para duas reações conhecidas, temos: 
 
1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1 
1C + 1O2 → CO2 razão 1/2 
 
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/nitrogenio/
http://www.infoescola.com/quimica/oxidos/
 
 
 
 
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MÓDULO 
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Na primeira reação ocorre a formação do 
monóxido de carbono, cuja proporção de carbono por 
oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado 
igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do 
dióxido de carbono (CO2), cuja relação carbono por 
oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2. 
 
Modelo Atômico de Dalton 
 
 
 
 
 
 
John Dalton (1766-1844). Gravura de C. 
Turner, século XIX. Biblioteca da 
Universidade de Edimburgo, Escócia. 
 
 
 
 
 
Em 1808, John Dalton a partir da ideia filosófica 
de átomo estabelecida por Leucipo e Demócrito, realizou 
experimentos fundamentados nas Leis Ponderais e 
propôs uma Teoria Atômica. 
Dalton publicou um livro apresentando sua teoria 
sobre a constituição atômica da matéria. O seu trabalho 
foi amplamente debatido pela comunidade científica e, 
apesar de ter sido criticado pelos físicos famosos da 
época, a partir de segunda metade do século XIX os 
químicos começaram a se convencer, pelas inúmeras 
evidências, de que tal modelo era bastante plausível. 
Dalton, ao propor o primeiro modelo atômico, 
comparou o átomo a uma esfera maciça, extremamente 
pequena e indivisível. O modelo era chamado “bola de 
bilhar”. 
 
 
O modelo de Dalton baseava-se nas seguintes 
hipóteses: 
 
➢ Tudo que existe na natureza é composto por 
diminutas partículas denominadas átomos; 
➢ Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis; 
➢ Existe um número pequeno de elementos 
químicos diferentes na natureza; 
➢ Reunindo átomos iguais ou diferentes nas 
variadas proporções, podemos formar todas as 
substâncias do universo conhecidas. As substâncias 
simples são formadas por átomos de um mesmo 
elemento químico. As substâncias compostas (também 
chamadas compostos químicos, ou simplesmente 
compostos) são formadas por átomos de dois ou mais 
elementos químicos diferentes, que se combinam sempre 
numa mesma proporção; 
➢ Os átomos de um mesmo elemento químico são 
iguais em todas as suas características (por exemplo, 
tamanho e massa); 
➢ Os átomos dos diferentes elementos químicos 
são diferentes entre si; 
➢ Nas reações químicas, os átomos se reorganizam. 
 
Para Dalton o átomo era um sistema contínuo. 
Apesar de um modelo simples, Dalton deu um grande 
passo na elaboração de um modelo atômico, pois foi o 
que instigou na busca por algumas respostas e proposição 
de futuros modelos. 
 
Explicação para as leis de Lavoisier e de 
Proust 
 
A Teoria de Dalton é uma proposta (bem-
sucedida) de explicação para a Lei de Lavoisier e a Lei de 
Proust, apresentadas no capítulo anterior. 
Numa reação química, os átomos apenas se 
recombinam. Então, já que os átomos não são destruídos 
nem formados, a massa de reagentes é sempre igual à dos 
produtos. Isso explica a Lei de Lavoisier. 
 
 
 
As moléculas de uma determinada substância 
são formadas por átomos que se unem numa proporção 
bem definida. Na água, por exemplo, sempre há dois 
átomos de hidrogênio para um átomo de oxigênio. 
Assim, não importa a quantidade da substância 
que consideremos,haverá sempre uma proporção 
constante entre os átomos dos elementos que a consti 
tuem. Ou seja, tanto em um grama quanto em um 
quilograma ou em uma tonelada de água, a proporção em 
que os elementos hidrogênio e oxigênio estão presentes 
é sempre a mesma. 
E como a proporção em que os átomos estão 
presentes é sempre a mesma, então a composição da 
substância é fixa, o que explica a Lei de Proust. 
 
 
 
 
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MÓDULO 
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Modelo Atômico de Thomson 
 
 
 
 
Joseph John Thomson (1856-1940), 
Prêmio Nobel em 1906. Quadro de 
Arthur Hacker, da década de 1900. 
Laboratório Cavendish, Cambridge, 
Inglaterra. 
 
 
 
 
O modelo de Dalton não satisfazia perguntas em 
relação à natureza elétrica da matéria. 
Por exemplo: por que quando se atritava um 
bastão de vidro em uma flanela este ficava carregado? Em 
virtude disso, o modelo da bola de bilhar proposto por 
Dalton foi substituído. 
 
 
 
A descoberta do elétron foi realizada pelo físico 
Joseph John Thomson, ao realizar experimentos 
envolvendo ampolas de raios catódicos, que consistia no 
seguinte: num tubo de vidro denominado de Ampola de 
Crookes são colocados dois eletrodos: o cátodo (polo 
negativo) e o ânodo (polo positivo). No interior do tubo 
existe gás rarefeito submetido a uma descarga elétrica 
superior a 10000 volts. Do cátodo parte um fluxo de 
partículas denominado raios catódicos, que se dirige à 
parede oposta do tubo, produzindo uma fluorescência 
decorrente do choque das partículas que partiram do 
cátodo com os átomos do vidro da ampola. 
 
 
 
Com o aparecimento das ampolas de Crookes 
(tubos especiais com as quais consegue-se reduzir a 
pressão interna até 10-9 atm) em 1897, J. J. Thomson 
dedicou-se a pesquisar a natureza dos raios catódicos 
(feixe que sai do cátodo), concluindo que: 
 
1) Os raios catódicos são corpusculares, pois 
quando interceptam um molinete de mica, este entra em 
rotação: 
 
 
 
2) Os raios são constituídos de partículas com carga 
elétrica, pois são desviados por um campo elétrico e 
magnético e, pelo sentido do desvio, as partículas são 
negativas sendo denominadas de elétrons: 
 
 
 
3) Pela medida do desvio dos raios catódicos sob 
ação de um campo magnético, ele pode determinar a 
relação e/m entre a carga do elétron (e) e sua massa (m). 
 
No final do século XIX, Joseph John Thomson, 
através dos experimentos de descargas elétricas em alto 
vácuo, sugeriu um modelo de átomo em que o átomo 
fosse maciço, esférico, descontínuo, formado por um 
fluido com carga elétrica positiva, no qual estariam 
dispersos os elétrons com carga negativa uniformemente, 
que neutralizam totalmente as cargas positivas do fluido. 
O próprio Thomson associou o seu modelo a um “pudim 
de passas”. 
 
 
 
 
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Em 1886, Goldstein obteve os raios canais, que se 
propagam em sentido oposto ao dos raios catódicos. 
Experiências posteriores mostram que: 
 
1) Os raios canais são constituídos por partículas 
positivas denominadas prótons; 
2) A massa das partículas constituintes dos raios 
canais é aproximadamente igual à massa das moléculas 
do gás residual (gás contido no interior da ampola de 
Goldstein); 
3) Quando o gás residual é o hidrogênio, a massa 
das partículas dos raios canais é a menor e 
aproximadamente 1836 vezes maior que a massa do 
elétron, e a carga dessas partículas é igual à do elétron, 
com sinal contrário. 
 
 
 
Modelo Atômico de Rutherford 
 
 
 
 
 
Ernest Rutherford (1871- -1937), 
Prêmio Nobel em 1908. Foto 
colorizada de 1915. 
 
 
 
 
No final do século XIX, o físico neozelandês Ernest 
Rutherford foi convencido por J. J. Thomson a trabalhar 
com o fenômeno então recentemente descoberto: a 
radioatividade. Seu trabalho permitiu a elaboração de um 
modelo atômico que possibilitou o entendimento da 
radiação emitida pelos átomos de urânio, rádio e polônio. 
Aos 26 anos de idade, Rutherford fez sua maior 
descoberta. Estudando a emissão de radiação do urânio e 
do tório, observou que existem dois tipos distintos de 
radiação: uma que é rapidamente absorvida, que 
denominamos de radiação alfa, e outra com maior poder 
de penetração, que denominamos radiação beta. 
Ele descobriu que a radiação alfa é atraída pelo 
polo negativo, enquanto a beta é atraída pelo positivo de 
um campo elétrico. Em seus estudos, foi mostrado que as 
partículas alfa são iguais à átomos de hélio sem os 
elétrons, e que o baixo poder de penetração se deve à sua 
elevada massa. Rutherford descobriu também que a 
radiação beta é constituída por partículas negativas que 
possuem massa igual à dos elétrons e um poder de 
penetração maior do que a radiação alfa. Foi descoberto 
também que as radiações gama não possuem massa. 
 
 
 
Em 1909, o aluno de doutorado em física 
Johannes Hans Wilhelm Geiger (1882-1945) e o professor 
inglês Ernest Marsden (1889-1970), sob orientação de 
Rutherford, trabalharam em um aparato experimental 
que possibilitava a observação da trajetória das partículas 
alfa. Diversos experimentos foram desenvolvidos por 
Geiger, Marsden e Rutherford, utilizando esse 
equipamento, e os resultados foram espantosos. 
 
O experimento de Rutherford 
 
Um dos experimentos conduzidos pela equipe de 
Rutherford revolucionou o modo como os físicos da época 
passaram a imaginar o átomo. Foram bombardeadas finas 
lâminas de ouro, para estudo de deflexões (desvios) de 
partículas alfa. 
De acordo com o modelo de Thomson, esses 
desvios seriam improváveis, pois sendo as partículas alfa 
muito mais leves do que os átomos da lâmina de ouro, os 
elétrons teriam tanto dificuldade para desviar suas 
trajetórias quanto bolas de gude para desviar balas de 
canhão. 
Para perceber possíveis desvios, utilizou-se uma 
placa de material fluorescente que emite luz quando 
colidida pela radiação alfa. Dessa maneira, ao colocar uma 
fina lâmina de ouro entre a chapa fluorescente e o 
material radioativo, a luminosidade na chapa deveria 
cessar, pois a lâmina de ouro bloquearia a passagem da 
radiação. 
 
 
 
 
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Para surpresa de Rutherford, uma grande 
luminosidade continuou aparecendo do outro lado da 
lâmina de ouro, indicando que a radiação alfa havia 
atravessado sem a menor dificuldade. Além disso, ele 
observou o surgimento de uma pequena luminosidade em 
outras partes da chapa. Isso evidenciava que a trajetória 
de uma parte da radiação alfa era desviada por algo na 
lâmina de ouro. 
 
 
 
Através de vários testes, Rutherford e sua equipe 
conseguiram estabelecer um novo modelo de átomo, que 
ocuparia um volume esférico e que possuía um núcleo. 
Estabeleceu que o núcleo contém a maior parte da massa 
do átomo e possui carga positiva (responsável pelos 
poucos desvios da radiação alfa). A região externa ao 
núcleo está ocupada pelos elétrons numa região 
denominada eletrosfera ou coroa eletrônica. Os elétrons 
estariam em movimento em torno do núcleo, na 
eletrosfera. 
 
 
 
O átomo é um sistema neutro, ou seja, o número 
de cargas positivas e negativas é igual. O átomo é um 
sistema descontínuo onde prevalecem os espaços vazios. 
 O modelo atômico de Rutherford descrevia o 
átomo como uma miniatura do sistema solar, com os 
elétrons a moverem-se ao redor do núcleo como planetas 
em torno do sol. 
 
 
 Para Rutherford, o núcleo atômico continha 
apenas prótons. Chadwick, um dos discípulos de 
Rutherford, descobriu que no núcleo também existem os 
nêutrons, que são partículas sem carga. 
Hoje, sabemos que o tamanho do átomo é 
10.000 a 100.000 vezes maior que o de seu núcleo. Para 
efeito de comparação, podemos imaginar o núcleo 
atômico como sendo uma formiga no centro de um 
estádio como o Maracanã (observe que o modelo 
apresentado acima está totalmente fora de proporção, 
pois o núcleo representado é enorme em relação ao 
tamanho do átomo). 
No modelo atômico de Rutherford surgiu, porém, 
uma dúvida muito importante: se o núcleo atômico é 
formado por partículas positivas,por que essas partículas 
não se repelem e o núcleo não desmorona? A resposta 
veio em 1932, quando o cientista James Chadwick 
verificou que o núcleo do elemento berílio radioativo 
emite partículas sem carga elétrica e de massa 
praticamente igual à dos prótons. Essa partícula foi 
denominada nêutron — confirmando-se assim a 
existência da terceira partícula subatômica. De certa 
maneira, os nêutrons “isolam” os prótons, evitando suas 
repulsões e o consequente “desmoronamento” do 
núcleo. 
 
 
Podemos, agora, ilustrar esquematicamente a 
estrutura atômica do seguinte modo: 
 
 
 
 
 
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MÓDULO 
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Novos estudos foram feitos visando estabelecer 
as relações entre as massas e as intensidades das cargas 
elétricas dos prótons, nêutrons e elétrons. Concluiu-se 
então que, adotando-se como padrão, para o próton, 
massa = 1 e carga elétrica = +1, resultam os seguintes 
valores aproximados: 
 
 
 
Número Atômico (Z) 
 
 Número atômico (Z) é o número correspondente 
à carga nuclear, ou seja, o número de prótons existentes 
no núcleo. 
 Por exemplo, o átomo de carbono possui 6 
prótons no núcleo. Logo, o seu número atômico é 6. 
 
C: 6 prótons → Z = 6 
 
 
Os átomos, em seu estado natural, são sempre 
eletricamente neutros, isto é, o número de cargas 
positivas (prótons) é igual ao número de cargas negativas 
(elétrons). 
 
no de p+ = no de e- 
 
Íons 
 
Os átomos, em busca de estabilidade, podem 
perder ou ganhar elétrons, adquirindo cargas. Estas 
espécies, carregadas positivamente ou negativamente, 
chamamos de íons. Nesse caso: 
 
no de p+ ≠ no de e- 
 
Átomo eletrizado 
positivamente (cátion) 
 
 O átomo eletrizado positivamente é aquele que 
apresenta mais cargas positivas (prótons) do que cargas 
negativas (elétrons). Para tanto, ele perdeu elétrons. O 
total de elétrons perdidos é o total de cargas positivas 
adquiridas. 
 Exemplo: 
 
 
 
Átomo eletrizado 
negativamente (ânion) 
 
 O átomo eletrizado negativamente é aquele que 
apresenta mais elétrons do que prótons. Portanto, ele 
ganhou elétrons. O total de elétrons ganhos é o total de 
cargas negativas adquiridas. 
 Exemplo: 
 
 
 
 Resumindo, temos: 
 
 
 
Número de Massa (A) 
 
 Número de massa (A) é o número 
correspondente à soma das quantidades de prótons e de 
nêutrons existentes no núcleo. 
 
A = p + n ou A = Z + n 
 
 Por exemplo: o átomo de sódio possui 11 prótons 
e 12 nêutrons no núcleo. Logo, seu número de massa é 23. 
 
A = p + n → A = 11 + 12 = 23 
 
 
 
 
 
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Representação de “Z” e “A” 
 
 O número de massa é colocado acima do símbolo 
do elemento e o número atômico embaixo. 
 
 
 
 Exemplo: 17Cl35 – indica o átomo de cloro de 
número atômico 17 e número de massa 35. Pelo número 
atômico, sabemos que este átomo de cloro tem 17 
prótons e 17 elétrons. Sendo o número de massa 35, 
sabemos que: 
 
A = p + n → 35 = 17 + n → n = 18 
 
Semelhanças Atômicas 
 
Isótopos 
 
 São átomos de mesmo número atômico (mesmo 
elemento) e de números de massa diferentes. 
 Exemplo: 
 
1H1 (prótio), 1H2 (deutério), 1H3 (trítio) 
 
Isóbaros 
 
 São átomos de mesmo número de massa e 
números atômicos diferentes (elementos diferentes). 
 Exemplo: 
 
19K40 e 20Ca40 
 
Isótonos 
 
 São átomos que apresentam mesmo número de 
nêutrons e números atômico e de massa diferentes. 
 Exemplo: 
 
8O17 e 9F18 
 
 
Espécies Isoeletrônicas 
 
 São espécies que possuem a mesma quantidade 
de elétrons. 
 Exemplo: 
 
13Al3+ , 12Mg2+ , 11Na1+ , 10Ne , 9F1- , 8O2- , 7N3- 
 
Todas as espécies acima têm 10 elétrons. 
 
Modelo Atômico de Bohr 
 
 
 
 
 
 
O dinamarquês Niels Bohr (1885-1962), 
Prêmio Nobel em 1922. 
 
 
 
 
De acordo com o modelo atômico proposto por 
Rutherford, os elétrons ao girarem ao redor do núcleo, 
com o tempo perderiam energia, e se chocariam com o 
mesmo. 
 
 
Como o átomo é uma estrutura estável, Niels 
Bohr afirmou que os fenômenos atômicos não poderiam 
ser explicados pelas Leis da Física Clássica e formulou uma 
teoria (1913) sobre o movimento dos elétrons, 
fundamentado na Teoria Quântica da Radiação (1900) de 
Max Planck. 
 
 
Em 1900, Marx Planck, físico alemão, descobriu que átomos ou 
moléculas absorviam ou emitiam energia apenas em 
quantidades discretas, ou seja, em parcelas pequenas e muito 
bem defiidas. Definiu o conceito de QUANTUM como sendo a 
quantidade de energia que pode ser emitida ou absorvida na 
forma de radiação eletromagnética. Acabara de conceber a ideia 
de energira DESCONTÍNUA, ou quantizada. Albert Einstein, em 
1905, chamou os quanta de Planck de photons (fótons). 
 
 
 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
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Niels Bohr, dinamarquês, contribuiu para o 
aperfeiçoamento do modelo atômico de Rutherford. 
Baseado na teoria quântica, Bohr explicou o 
comportamento dos elétrons nos átomos. Para Bohr, os 
elétrons giram em torno do núcleo de forma circular e 
com diferentes níveis de energia. Seus postulados: 
 
1) O átomo possui um núcleo positivo que está 
rodeado por cargas negativas; 
2) A eletrosfera está dividida em camadas ou níveis 
eletrônicos, e os elétrons nesses níveis, apresentam 
energia constante. As camadas foram especificadas por 
letras a partir da mais interna: K, L, M, N, O, P e Q. 
3) Em seu nível de origem (nível estacionário) a 
energia é constante, mas o elétron pode mudar para um 
nível mais externo, sendo que para tal é necessário que 
ele ganhe energia externa; 
4) Um elétron que mudou para um nível de maior 
energia fica instável e tende a voltar a seu nível de origem; 
nesta volta ele devolve a mesma quantidade de energia 
que havia ganho para o salto e emite um fóton de luz. 
 
 
 
A energia recebida corresponde a um quantum e é dada 
por E = h x f 
 
E = energia do quantum 
h = constante de Planck 
f = frequência da radiação 
 
Quando átomos são aquecidos ou submetidos a 
uma descarga elétrica, eles absorvem energia, que em 
seguida é emitida como radiação. Essa luz emitida pelos 
átomos pode ser estudada em espectrômetros, 
verificando-se que ela é constituída por linhas com 
diferentes comprimentos de onda. 
 
 
 
O espectro de emissão do hidrogênio é 
descontínuo. Observam-se, na zona do visível, uma risca 
vermelha, uma azul, uma anil e outra violeta (por ordem 
crescente de energia). 
A teoria de Bohr fornece uma explicação para o 
espectro do hidrogênio. 
 
 
 
 
 
As riscas nos espectros devem-se à desexcitação, 
isto é, os elétrons emitem radiação quando regressam a 
níveis de energia mais baixos. 
Quando o elétron do átomo de hidrogénio 
transita para o 2º nível de energia diz-se que está no 1º 
estado excitado, quando transita para o 3º nível de 
energia diz-se que está no 2º estado excitado, e assim 
sucessivamente. 
A energia do elétron no átomo é a soma da 
energia cinética (positiva), devido ao seu movimento, e 
energia potencial (negativa) associada à sua interação 
com o núcleo, sendo o valor desta última superior em 
módulo (valor absoluto) Ee- = Ec + Ep ; Como │ Ep │ é 
maior; a energia eletrônica é negativa. 
http://http/quimica12mp.no.sapo.pt/Hidrogenio.html
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
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À medida que o elétron se afasta do núcleo, a 
atração do núcleo sobre o elétron vai diminuindo, por isso 
a sua energia potencial vai diminuindo em módulo e a 
energia total vai aumentando, atingindo o valor máximo , 
zero , quando deixa de estar sob a ação do núcleo e diz-se 
que se situa no nível energético mais elevado (n =infinito). 
A energia de uma radiação que corresponde à 
excitação/desexcitação é sempre positiva: 
 
Erad = Enível mais elevado - Enível mais baixo 
 
Um estudo do espectro de emissão do átomo de 
hidrogênio revelou conjuntos de riscas nas zonas do 
ultravioleta, visível e infravermelho. Concluiu-se que: 
 
 
➢ As radiações ultravioletas – UV - correspondem a 
transições eletrônicas de estados excitados, n >1, para o 
estado fundamental – nível 1 (n = 1). O conjuntodestas 
riscas define uma série espectral denominada série de 
Lyman; 
➢ As radiações visíveis correspondem a transições 
dos elétrons de estados excitados n > 2 , para o nível 2. O 
conjunto destas radiações define uma série espectral 
denominada por série de Balmer; 
➢ As radiações infravermelhas – IV - correspondem 
a transições eletrônicas de estados excitados, n >3, para o 
nível 3. O conjunto destas radiações define uma série 
espectral denominada por série de Paschen. 
➢ A transição limite de absorção corresponde à 
situação em que a energia da radiação incidente é igual à 
energia de remoção eletrônica. Diz-se que o elétron 
transitou para um estado de energia infinito e a sua 
energia total é 0 J. Esta energia de remoção é, pois, uma 
energia de ionização. 
 
 
 
 
Algumas aplicações do modelo de Bohr 
 
Teste de Chama 
 
O teste de chama é uma técnica utilizada para a 
identificação de certos átomos ou íons presentes em 
substâncias. 
Nesse teste, um fio metálico é impregnado com 
a substância a ser analisada e, em seguida, é colocado 
numa chama pouco luminosa, que pode assumir a cor 
característica de algum elemento presente nessa 
substância. 
O teste de chama é baseado no fato de que 
quando uma certa quantidade de energia é fornecida a 
um determinado elemento químico (no caso da chama, 
energia em forma de calor), alguns elétrons da última 
camada de valência absorvem esta energia passando para 
um nível de energia mais elevado, produzindo o que 
chamamos de estado excitado. Quando um desses 
elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele 
libera a energia recebida anteriormente em forma de 
radiação. Cada elemento libera a radiação em um 
comprimento de onda característico, pois a quantidade de 
energia necessária para excitar um elétron é única para 
cada elemento. A radiação liberada por alguns elementos 
possui comprimento de onda na faixa do espectro visível, 
ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-las através de 
cores. Assim, é possível identificar a presença de certos 
elementos devido à cor característica que eles emitem 
quando aquecidos numa chama. 
 
 
Teste de chama com sódio (Na), potássio (K), estrôncio (Sr) e bário (Ba), 
respectivamente. 
 
Fogos de artifício 
 
Quando os fabricantes desejam produzir fogos 
de artifício coloridos, eles misturam à pólvora compostos 
de certos elementos químicos apropriados. A cor que um 
elemento dá aos fogos de artifício é a mesma que ele 
possui no teste da chama. No momento em que a pólvora 
explode, a energia excita os elétrons desses átomos. 
Quando retornam aos níveis de menor energia, liberam 
luz colorida: exatamente a cor que vemos no teste da 
chama. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Energia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Calor
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
http://pt.wikipedia.org/wiki/Camada_de_val%C3%AAncia
http://pt.wikipedia.org/wiki/N%C3%ADvel_de_energia
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Estado_excitado&action=edit&redlink=1
http://pt.wikipedia.org/wiki/Estado_fundamental
http://pt.wikipedia.org/wiki/Radia%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Comprimento_de_onda
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Vis%C3%ADvel&action=edit&redlink=1
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
11 
MÓDULO 
1 
 
 
 
 
A cor dos fogos de artifício pode ser 
explicada utilizando o modelo atômico de 
Bohr. 
 
 
 
 
Luminosos e lâmpadas 
 
Os luminosos de neônio e as lâmpadas de vapor 
de sódio ou mercúrio são dispositivos baseados no tubo 
de raios catódicos. Neles, há uma substância no estado 
gasoso (gás neônio, vapor de sódio e vapor de mercúrio, 
respectivamente), cujos elétrons são excitados por ação 
da corrente elétrica. Quando esses elétrons retornam a 
níveis de menor energia, há a emissão de luz. 
 
Luminescência 
 
Alguns materiais, quando absorvem radiação 
ultravioleta ou outras formas de radiação, emitem de 
volta luz visível. Esse fenômeno é chamado 
genericamente de luminescência. Quando a emissão 
ocorre imediatamente após a incidência da radiação 
ultravioleta, o fenômeno é chamado de fluorescência; se, 
por outro lado, a emissão demorar alguns segundos ou até 
mesmo algumas horas, chamamos de fosforescência. Os 
interruptores de luz e os ponteiros de relógio que brilham 
no escuro baseiam-se no princípio da fosforescência 
 
 
 
Substâncias fluorescentes, como 
essas mostradas na foto acima, 
absorvem luz ultravioleta e 
emitem luz visível. 
 
 
 
Bioluminescência 
 
A luz dos vaga-lumes Alguns seres vivos possuem 
um interessante mecanismo em seus organismos: reações 
químicas utilizam a energia (proveniente dos alimentos) 
para excitar elétrons de alguns átomos. Quando os 
elétrons voltam ao estado fundamental, há emissão de 
luz. Esse fenômeno é chamado de bioluminescência. O 
caso mais conhecido de bioluminescência é o dos vaga-
lumes (ou pirilampos). 
 
 
 
 
 
Os químicos já conseguiram reproduzir em 
laboratório as reações de bioluminescência, 
como, por exemplo, aquelas responsáveis pela 
luz emitida pelos vaga-lumes. 
 
 
 
 
Modelo Atômico de Sommerfeld 
 
Logo após Bohr enunciar seu modelo verificou-se 
que um elétron, numa mesma camada, apresentava 
energias diferentes. Como poderia ser possível se as 
órbitas fossem circulares? 
Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem 
elípticas, pois em uma elipse há diferentes 
excentricidades (distância do centro), gerando energias 
diferentes para uma mesma camada. 
 
 
 
Ao pesquisar o átomo, Sommerfeld concluiu que 
os elétrons de um mesmo nível, ocupam órbitas de 
trajetórias diferentes (circulares e elípticas) a que 
denominou de subníveis, que podem ser de quatro 
tipos: s , p , d , f . 
 
 
 
Modelo Atômico Atual 
 
O modelo atômico atual é um modelo 
matemático – probabilístico que se baseia em dois 
princípios: 
 
 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
12 
MÓDULO 
1 
Princípio da Incerteza de Heisenberg 
 
É impossível determinar com precisão a posição 
e a velocidade de um elétron num mesmo instante. 
 
Princípio da Dualidade da matéria de 
Louis de Broglie 
 
O elétron apresenta característica DUAL, ou seja, 
comporta-se como matéria e energia sendo uma 
partícula-onda. 
O Princípio da Incerteza deixa clara a 
impossibilidade de determinar a exata trajetória do 
elétron a partir da energia e da velocidade. Por este 
motivo, buscou-se, então, trabalhar com a provável região 
onde é possível encontrá-lo. 
Erwin Schröndinger (1887 - 1961) baseado nestes 
dois princípios criou o conceito de Orbital. 
 
Orbital é a região onde é mais provável 
encontrar um elétron. 
 
Cada orbital comporta, no máximo, 2 elétrons. 
 
Formato dos Orbitais 
 
 
 
 
Importante lembrar que os átomos terão um 
certo conjunto de orbitais atômicos independentemente 
de possuir elétrons ou não, em outras palavras, um orbital 
atômico não deixa de existir só porque ele está vazio. 
Quando tratamos de orbitais do mesmo tipo, por 
exemplo, orbitais p, podemos dizer que estes são 
totalmente equivalentes, no que se refere a energia, não 
havendo qualquer distinção entre eles, exceto por sua 
orientação espacial, ou seja, em que posição no espaço 
ele se encontra, neste exemplo existem três orientações 
distintas, a vertical, a horizontal e a perpendicular ao 
plano formado pelos dois anteriores. 
Em relação aos níveis de energia temos o 
seguinte: 
 
1° Nível --> existe apenas o orbital atômico s 
2° Nível --> existem os orbitais s e p 
3° Nível --> existem os orbitais s, p e d 
4° Nível --> existem os orbitais s, p, d e f 
5° Nível --> existem os orbitais s, p, d, f e g 
6° Nível --> existem os orbitais s, p, d, f, g e h 
7° Nível --> existem os orbitais s, p, d, f, g, h e i 
 
Normalmente não são representados os orbitais 
g, h e i, visto que não existe nenhum elemento químico 
conhecido que tenha um número de elétrons suficientes 
para preenchê-los. Podemos então citar, neste momento, 
como se executa a distribuição eletrônica de um 
determinado átomo. 
 
Distribuição Eletrônica 
 
 Na eletrosfera oselétrons distribuem-se em 
camadas eletrônicas (K, L, M, N, O, P, Q) ou níveis de 
energia (1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º, 7º). 
 Cada nível pode conter um limite máximo de 
elétrons: 
 
K=2, L=8, M=18, N=32, O=32, P=18, Q=8 
 
 Cada um dos níveis é formado por determinado 
número de subníveis, que são regiões que podem 
acomodar uma quantidade limitada de elétrons. 
 
Tipo de subnível de energia s p d f 
No de elétrons que acomoda 2 6 10 14 
 
 Somados os elétrons alojados nos subníveis de 
um dado nível, se obtém a quantidade máxima de 
elétrons que pode ser contida no mesmo. 
 Para se obter a distribuição dos elétrons em 
níveis de energia ou camadas para um determinado 
átomo, os seus elétrons devem ser distribuídos em ordem 
de energia crescente, nos subníveis, e depois 
reorganizados em níveis ou camadas. 
 
http://www.algosobre.com.br/incerteza%20de%20heisenberg.htm
http://www.algosobre.com.br/dualidade.htm
http://www.algosobre.com.br/dualidade.htm
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
13 
MÓDULO 
1 
Diagrama de Linus Pauling 
 
 Foi Linus Pauling quem calculou a ordem de 
energia dos subníveis e estabeleceu um diagrama visando 
facilitar a obtenção da configuração eletrônica dos 
átomos. 
 Até hoje são conhecidos sete níveis de energia, e 
seus subníveis estão descritos a seguir, no diagrama de 
Linus Pauling, onde a ordem crescente de preenchimento 
dos elétrons está indicada pelas setas: 
 
 
 
 Cada subnível é sucessivamente preenchido com 
o número máximo de elétrons de acordo com a ordem 
obtida, percorrendo-se as diagonais de cima para baixo. 
 Obtém-se, portanto, a seguinte ordem: 
 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 
 
Observação: 
• Chama-se elétron diferencial ou elétron de maior 
energia o último elétron da distribuição na ordem 
crescente de energia. 
• Chama-se elétron mais externo o último elétron 
da distribuição na ordem dos níveis (camadas). 
 
Regras de Distribuição Eletrônica 
 
• Por meio do número atômico determine a 
quantidade de elétrons a serem distribuídos. 
• Respeitando a ordem crescente de energia dos 
subníveis, distribua os elétrons colocando o número 
máximo em cada subnível, deixando para o último 
subnível o que resta para totalizar os elétrons. 
• Some os elétrons distribuídos para não 
ultrapassar o valor do número atômico. 
 
Exemplos: 
 
1) A distribuição eletrônica para o átomo de sódio (Na) 
que tem Z = 11 seria obtida da seguinte forma: 
 
Z = 11 indica que o sódio no estado neutro possui igual 
número de cargas positivas e negativas. Portanto, temos 
11 elétrons a distribuir. 
 
1s2 2s2 2p6 3s1 
 
Após a distribuição dos elétrons em subníveis, podemos 
identificar aqueles que possuem mesmo número quântico 
principal, que indica a que nível pertencem os elétrons. 
 
1º nível (camada K): 2 elétrons 
2º nível (camada L): 8 elétrons 
3º nível (camada M): 1 elétron 
 
2) Agora vamos fazer a distribuição eletrônica para o 
átomo de ferro (Fe) que tem Z = 26: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
 
1º nível (camada K): 2 elétrons 
2º nível (camada L): 8 elétrons 
3º nível (camada M): 14 elétrons 
4º nível (camada N): 2 elétrons 
 
Distribuição Eletrônica Simplificada 
 
 Uma forma mais simplificada de representar a 
distribuição eletrônica de um átomo é utilizara a 
configuração do gás nobre mais próximo anterior a ele. 
Gases nobres formam o grupo de elementos de altíssima 
estabilidade que se localizam na última coluna da tabela 
periódica e cuja configuração eletrônica termina com o 
subnível 1s2 (hélio) ou com subníveis do tipo np6 (outros 
gases nobres). 
 Vamos utilizar o exemplo do zinco, de número 
atômico 30. O átomo de zinco neutro apresenta a seguinte 
configuração: 
 
Zn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 
 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
14 
MÓDULO 
1 
 O gás nobre argônio, que possui número atômico 
18, é o gás nobre de maior número atômico anterior ao 
elemento zinco. Ele tem a seguinte configuração 
eletrônica: 
 
Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
 Sendo assim, para facilitar a representação, o 
zinco pode ter sua distribuição na seguinte forma: 
 
Zn: [Ar] 4s2 3d10, onde o símbolo [Ar] representa a parte 
da distribuição do zinco que é igual à distribuição do gás 
nobre argônio. 
 
Distribuição Eletrônica nos Íons 
 
 A distribuição eletrônica nos íons é semelhante à 
dos átomos neutros. No entanto, é importante salientar 
que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se 
transformar num íon) serão recebidos ou retirados do 
nível de energia mais externo e não do subnível mais 
energético. 
 Exemplos: 
 
O átomo de ferro (Z = 26) tem a seguinte distribuição 
eletrônica: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ou K-2; L-8; M-14; N-2 
 
Quando o átomo de ferro perde dois elétrons e se 
transforma no íon Fe2+, este terá a seguinte distribuição 
eletrônica: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 ou K-2; L-8; M-14 
 
Evidentemente, se o átomo de ferro perder três elétrons 
e se transformar no íon Fe3+, este terá a seguinte 
distribuição eletrônica: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 ou K-2; L-8; M-14; N-2 
 
Consideremos agora o caso de formação de um íon 
negativo, digamos, por exemplo, S2-. O enxofre (número 
atômico = 16) tem a seguinte distribuição eletrônica: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ou K-2; L-8; M-6 
 
Quando o átomo de enxofre ganha 2 elétrons e se 
transforma no íon S2-, este terá a seguinte distribuição 
eletrônica: 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ou K-2; L-8; M-8 
Distribuições Eletrônicas Especiais 
 
 Alguns elementos de transição apresentam 
distribuição eletrônica por subníveis diferentes das 
previstas no diagrama de Linus Pauling. A explicação é 
baseada na estabilidade, já que por regra geral subníveis 
completamente preenchidos são mais estáveis do que 
subníveis semipreenchidos (exatamente metade da 
quantidade de elétrons) que são mais estáveis do que as 
outras configurações, devido à simetria. 
 Sendo assim, alguns elementos cuja configuração 
termina com os subníveis ns2(n-1)d4 (cromo e 
molibdênio), ou ns2(n-1)d9 (ouro, prata e cobre) de acordo 
com o diagrama, acabam tendo a representação do 
estado fundamental diferente da prevista. 
 
Exemplo 1: Vamos observar o cobre (Cu), que possui 
número atômico 29. Pelo diagrama de Linus Pauling 
teríamos a seguinte configuração: 
 
 Configuração A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 
 
 Nessa configuração, temos que o subnível 4s2 
está completamente preenchido, enquanto o subnível 3d9 
não está nem completamente nem semipreenchido, 
podendo ser classificado no grupo outras configurações. 
Se imaginarmos que um elétron salta do subnível 4s2 para 
o 3d9, teríamos a seguinte configuração: 
 
Configuração B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 
 
Na configuração B, o subnível 4s1 está semipreenchido, 
enquanto o subnível 3d10 passa a estar completamente 
preenchido, o que gera uma configuração mais estável na 
natureza. Logo, apesar de contrariar o diagrama de Linus 
Pauling, a configuração B representa o átomo de cobre no 
seu estado fundamental. 
 
Exemplo 2: Vamos observar o cromo (Cr), que possui 
número atômico 24. Pelo diagrama de Linus Pauling 
teríamos a seguinte configuração: 
 
 Configuração C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 
 
Na configuração acima, temos que o subnível 4s2 está 
completamente preenchido, enquanto o subnível 3d4 é 
classificado como outras configurações. Se um elétron 
saltar do subnível 4s2 para o 3d4, teríamos a seguinte 
configuração: 
 
Configuração D: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 
 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
15 
MÓDULO 
1 
Em D, tanto o subnível 4s1 quanto o 3d5 estão 
semipreenchidos, formando um conjunto mais estável do 
que aquele representado na configuração C. Sendo assim, 
apesar de contrariar o diagrama de Linus Pauling, a 
configuração D representa o átomo de cromo no seu 
estado fundamental. 
 
Números Quânticos 
 
Dirac calculou as regiões de probabilidade e 
determinou os quatro números quânticos, que são: 
principal, secundário, magnético e de spin. 
 
Número quântico principal (n): estenúmero quântico 
localiza o elétron em seu nível de energia. Ele assume 
valores que vão de 1 até o infinito, mas para os átomos 
conhecidos atualmente com, no máximo, 7 níveis 
eletrônicos ocupados teremos uma variação de 1 até 7. 
 
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 
 
 
 
Número quântico secundário (l): localiza o elétron no seu 
subnível de energia e dá o formato do orbital. Pode 
assumir valores que vão desde ZERO até n - 1. Para 
átomos conhecidos: 
 
l = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 
 
Cada valor de nível "l" indica a presença de um subnível. 
Os subníveis são representados pelas letras minúsculas s, 
p, d, f, g, h, i, etc... 
 
Valor de 
“l” 
0 1 2 3 4 5 6 
Subníveis s p d f g h i 
 
Obs.: a simbologia correta para o n° quântico secundário 
é uma letra "L" minúscula (l) 
 
Sempre existirá, para cada nível: 1 orbital s, 3 orbitais p, 5 
orbitais d e 7 orbitais f. Como cada um destes podem 
comportar até 2 elétrons pode-se esperar que o número 
de elétrons que estes subníveis podem acomodar é: 
 
 
 
Cada quadradinho representa um orbital. 
 
Número quântico magnético(m): Localiza o elétron no 
orbital e dá a orientação espacial dos orbitais. O número 
quântico magnético pode assumir valores que vão desde 
- l até + l, passando pelo zero. 
 
m = - l,....0,....+l 
Sendo l = n° quântico secundário 
 
 
 
Número quântico de Spin (S): este número está 
relacionado com o movimento de rotação do elétron em 
um orbital. Como este movimento admite apenas dois 
sentidos, o n° quântico de spin, assume dois valores que 
são, por convenção: 
S = -1/2 e +1/2 
 
Por convenção, também, utiliza-se spin -1/2 para o 
primeiro elétron do orbital. 
Lembre-se que a expressão "rotação", aqui utilizada, nos 
dá uma ideia do elétron apenas como partícula, só que ele 
tem comportamento dual de partícula-onda. Na falta de 
um termo mais apropriado vamos utilizar esta expressão, 
mas sem esquecer que o elétron não é apenas partícula. 
 
 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
16 
MÓDULO 
1 
Princípio da exclusão de Wolfgang Pauli 
 
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons 
com quatro números quânticos iguais. 
Como consequência desse princípio, dois elétrons de um 
mesmo orbital têm spins opostos. 
Um orbital semicheio contém um elétron 
desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons 
emparelhados (de spins opostos). 
Normalmente, a representação dos elétrons nos 
orbitais é feita por meio de uma seta : 
 
 
 
Regra de Hund 
 
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital 
desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; 
somente depois de o último orbital desse subnível ter 
recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento 
de cada orbital semicheio com o segundo elétron. Assim, 
a ordem de entrada dos seis elétrons num orbital do tipo 
p, por exemplo, será: 
 
 
 
Elétron de maior energia ou elétron de 
diferenciação é o último elétron distribuído no 
preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras 
estudadas. 
É importante salientar que os números quânticos 
são, na verdade, uma aproximação para as complexas 
equações propostas por Schrödinger. 
 
Exercícios Propostos 
 
01 - (UFPB) 
As reações químicas estão presentes em vários 
fenômenos do cotidiano, como a queima de combustíveis, 
oxidação de metais etc. Com o intuito de esclarecer esses 
fenômenos, um professor de Química propôs aos seus 
alunos a realização de um experimento, em que utilizou 
balança de dois pratos, uma folha de papel (1) e um 
pedaço de esponja de ferro (2), ambos com massas 
idênticas, como ilustrado a seguir. Após a montagem do 
experimento, a folha de papel e a esponja de ferro foram 
queimadas. 
 
 
 
Com base no exposto, a figura que representa 
corretamente a situação final observada é: 
 
a)
 
b)
 
c)
 
d)
 
e)
 
 
02 - (UFRN) 
Uma lei química expressa regularidades dos processos 
químicos, permitindo explicá-los e também fazer 
previsões de comportamentos de fenômenos que 
pertencem ao contexto de aplicação dessa lei. Por 
exemplo, a Lei das Proporções Constantes de Proust 
expressa uma das mais importantes regularidades da 
natureza. Segundo essa lei, 
 
a) a composição química das substâncias 
compostas é sempre constante, não importando qual a 
sua origem, mas depende do método utilizado, na 
indústria ou no laboratório, para obtê-las. 
b) a composição química das misturas é sempre 
constante, não importando qual sua origem mas depende 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
17 
MÓDULO 
1 
do método utilizado, na indústria ou no laboratório, para 
obtê-las. 
c) a composição química das misturas é sempre 
constante, não importando qual sua origem ou o método 
para obtê-las. 
d) a composição química das substâncias 
compostas é sempre constante, não importando qual a 
sua origem ou o método para obtê-las. 
 
03 - (UNESP SP) 
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: 
 
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. 
 
04 - (UNEMAT MT) 
Se 3g de carbono combinam-se com 8g de oxigênio para 
formar gás carbônico, 6g de carbono combinar-se-ão com 
16g de oxigênio para formar este mesmo composto. 
 
Essa afirmação está baseada na lei de: 
 
a) Lavoisier – conservação da massa. 
b) Dalton – proporções definidas. 
c) Richter – proporções recíprocas. 
d) Gay-Lussac – transformação isobárica. 
e) Proust – proporções constantes. 
 
05 - (UEFS BA) 
J. Dalton, 1766-1844, foi um cientista que se destacou nos 
campos experimental e teórico da Química. Estudiosos da 
História da Química acreditam que ele previu a Lei das 
Proporções Múltiplas, em 1803, com base na teoria 
atômica que elaborou. Segundo Dalton, se a massa fixa de 
uma substância química A se combina com massas 
diferentes de uma substância química B, as massas de B 
apresentam uma relação de números inteiros e pequenos. 
Dalton também explicou com base na teoria atômica a Lei 
da Conservação de Massa, de Lavoisier, e a Lei das 
Proporções Constantes, de Proust. A tabela apresenta as 
massas de oxigênio, O2(g), que se combinam com as de 
nitrogênio, N2(g), na formação de três óxidos desse 
elemento químico. 
 
1088028III
926428II
764828I
(g)
formado óxido
de Massa
(g)
oxigênio
de Massa
(g)
nitrogênio
de Massa
aExperiênci
 
 
De acordo com essas informações e a partir da análise dos 
dados da tabela, é correto afirmar que a 
 
a) percentagem de nitrogênio no óxido formado em 
II é igual à de nitrogênio no óxido formado em I. 
b) composição em massa do óxido de nitrogênio 
formado em III é de 2,0g de nitrogênio para 4,0g de 
oxigênio. 
c) composição centesimal do óxido formado em I 
varia com as massas de nitrogênio e de oxigênio que se 
combinam. 
d) relação entre as massas de oxigênio que se 
combinam com uma massa fixa de nitrogênio são, 
respectivamente, 3:4:5. 
e) reação de 28,0g de N2(g) com 80,0g de O2(g), na 
experiência III realizada em um recipiente aberto, está de 
acordo com a Lei da Conservação de Massa, de Lavoisier. 
 
06 - (UEPG PR) 
Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr propôs um 
modelo atômico que descrevia os elétrons no átomo. Com 
relação ao modelo de Bohr, assinale o que for correto. 
 
01. Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas 
circulares. 
02. Um átomo possuium número limitado de 
órbitas, cada uma delas caracterizada por uma 
determinada energia. 
04. Uma órbita também difere da outra pelo 
tamanho do seu raio. 
08. Quando um elétron permanece em movimento 
em uma órbita, não emite nem absorve energia. 
16. Quando se fornece energia a um elétron, ele 
salta de uma órbita para outra mais externa e a energia 
absorvida é En – En – 1 onde n corresponde aos níveis de 
energia. 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
18 
MÓDULO 
1 
07 - (UEM PR) 
Sobre modelos atômicos, assinale o que for correto. 
 
01. O modelo atômico de Rutherford foi 
desenvolvido a partir de experimentos em que foram 
utilizados um material radioativo emissor de partículas 
alfa e uma finíssima lâmina de ouro. 
02. No modelo atômico de Rutherford o átomo é 
semelhante a um sistema solar, onde o núcleo (o Sol) é 
composto de nêutrons, e nas órbitas (os planetas) estão 
os prótons. 
04. No modelo de Bohr os elétrons se movem ao 
redor do núcleo do átomo em órbitas definidas, havendo 
absorção ou emissão de energia somente quando o 
elétron muda de uma órbita para outra. 
08. Orbital é uma região no núcleo do átomo onde é 
máxima a probabilidade de se encontrar próton. 
16. Atualmente, sofisticados equipamentos de 
microscopia permitem definir, com precisão e ao mesmo 
tempo, a posição e a velocidade de um elétron em um 
átomo. 
 
08 - (UCB DF) 
As sociedades antigas construíram as próprias explicações 
acerca da natureza e das respectivas leis. A ciência atual 
avançou bastante na compreensão em relação à estrutura 
da matéria, descobrindo inicialmente os elementos 
químicos e as variadas partículas fundamentais que 
constituem a matéria. Nesse sentido, os séculos 19 e 20 
foram marcados pelo avanço expressivo dos modelos 
atômicos. 
 
No que se refere a esse tema, assinale a alternativa 
correta. 
 
a) Os elementos naturais água, fogo, ar, terra e éter 
foram ratificados pelos modelos atômicos a partir do 
proposto por Dalton. 
b) O modelo atômico de Thomson ressalta a 
propriedade elétrica da matéria, preservando o conceito 
de indivisibilidade do átomo. 
c) Os elétrons são partículas não massivas 
carregadas eletricamente; por isso o número de massa 
dos elementos químicos é dado pela soma do número de 
prótons e de nêutrons. 
d) O modelo de Thomson é hábil ao descrever as 
reações químicas e o comportamento elétrico na 
natureza, mas falha ao descrever a interação de partículas 
radioativas com a matéria. 
e) Os orbitais previstos pelo modelo atômico atual 
prevê que os elétrons orbitam ao redor do núcleo, através 
de trajetórias elípticas de energia constante. 
09 - (UNIFOR CE) 
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 à s 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 sulfeto de 
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  sofrem desvio ao colidir com os 
núcleos dos átomos de Au. 
b) As partículas  possuem carga elétrica negativa. 
c) Partículas  sofrem desvio ao colidir com 
elétrons dos á tomos de Au. 
d) Na ilustração, não foram indicadas as partículas 
 que não atravessaram a lâmina de Au. 
e) O tamanho do á tomo é cerca de 1.000 a 10.000 
vezes maior que o seu núcleo. 
 
10 - (UNIRG TO) 
Entre os fenômenos envolvidos na emissão de luz, podem 
ser citados a fosforescência e a fluorescência. No 
primeiro, o material emite luz ao ser submetido a uma 
fonte de radiação eletromagnética externa e continua 
emitindo luz mesmo após a retirada dessa fonte. No 
segundo, o material emite luz ao ser exposto a uma fonte 
de radiação externa e para de emitir quando a fonte 
externa é retirada (interrompida). 
 
Assinale a única alternativa correta a partir do trecho aqui 
apresentado. 
 
a) Os ponteiros luminosos de um relógio e as placas 
de sinalização são formados por materiais fluorescentes; 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
19 
MÓDULO 
1 
b) Os interruptores de lâmpadas e as placas de 
sinalização são formados por materiais fosforescentes; 
c) Os interruptores de lâmpadas são feitos por 
materiais fosforescentes, ao passo que a tinta das placas 
de sinalização das rodovias é formada por materiais 
fluorescentes; 
d) Os ponteiros luminosos de um relógio são feitos 
por materiais fosforescentes, ao passo que os 
interruptores de lâmpadas apresentam materiais 
fluorescentes em sua composição. 
 
11 - (UFU MG) 
O “brilho” das placas de trânsito, quando recebem luz dos 
faróis dos carros no período da noite, pode ser 
compreendido pelo efeito da luminescência. Sem esse 
efeito, teríamos dificuldade de visualizar a informação das 
placas no período noturno, o que acarretaria possíveis 
acidentes de trânsito. 
 
Esse efeito, conhecido como 
 
a) fosforescência, pode ser explicado pela 
quantização de energia dos elétrons e seu retorno ao 
estado mais energético, conforme o Modelo Atômico de 
Rutherford. 
b) bioluminescência, pode ser explicado pela 
mudança de nível energético dos elétrons e seu retorno 
ao nível menos energético, conforme o Modelo de 
Rutherford-Bohr. 
c) fluorescência, pode ser explicado pela excitação 
dos elétrons e seu retorno ao estado menos energético, 
conforme o Modelo Atômico de Bohr. 
d) luminescência, pode ser explicado pela produção 
de luz por meio da excitação dos elétrons, conforme o 
Modelo Atômico de Thomson. 
 
12 - (PUC RS) 
Ao se deixar cair sal de cozinha na chama do fogão, 
observa-se que a chama fica amarelada. Se os sais são 
outros, as cores variam. Sais de cobre, por exemplo, 
deixam a chama esverdeada; e sais de potássio deixam a 
chama violeta. Isso também ocorre nos fogos de artifício. 
Esse fenômeno pode ser explicado pelas ideias de 
 
a) Dalton, que refere que os átomos, por serem 
esféricos, emitem radiações com energias luminosas 
diferentes, produzindo cores distintas. 
b) Rutherford, que refere que os átomos são 
semelhantes ao modelo planetário, emitindo energia na 
forma de luz com diferentes cores, como fazem os 
planetas. 
c) Sommerfeld, que afirma que as órbitas dos 
elétrons não são necessariamente circulares, emitindo 
radiações com cores diferentes, dependendo da forma de 
sua órbita. 
d) Einstein, que afirma que os elétrons mudam de 
massa em função da velocidade, o que interfere na cor 
que emitem. 
e) Bohr, que refere que os elétrons, ao retornarem 
para órbitas mais internas, emitem radiações na faixa do 
espectro eletromagnético, podendo se manifestar na 
forma de luz colorida. 
 
13 - (UDESC SC) 
O experimento realizado por Ernest Rutherford, em que 
uma fina placa de ouro foi bombardeada com um feixe de 
partículas  , permitiu a suposição de um modelo de 
átomo com um núcleo pouco volumoso, de carga positiva, 
rodeado por uma região volumosa formada por elétrons, 
com carga negativa. 
 
A construção deste modelo deve-se ao fato de: 
 
a) muitas partículas  não terem sofrido desvio 
(região da eletrosfera) e poucas delas terem desviado ou 
retrocedido (região do núcleo). 
b) muitas partículas  terem retrocedido ao colidir 
diretamente com o núcleo atômico. 
c) ter havido desvio das partículas  que se 
colidiram com a região da eletrosfera do átomo de Au. 
d) as partículas  terem sofrido atração pelos 
elétrons que possuem carga negativa. 
e) não ter sido observado o desvio das partículas 
, devido ao fato do átomo ser maciço. 
 
14 - (UNIFOR CE) 
Um dos postulados de Bohr diz que em cada órbita 
permitida, o elétron tem uma energia constante e bem 
definida.Em um outro ele afirma que quando um elétron 
muda de órbita o átomo emite ou absorve um “quantum” 
de energia luminosa. O “quantum” é um pacote de 
energia. De acordo com a Teoria de Bohr, qual das 
seguintes transições no átomo de hidrogênio dará origem 
ao fóton menos energético? 
E1 = –2,18 10–18 J 
 
a) n = 5 para n = 3 
b) n = 6 para n = 1 
c) n = 4 para n = 3 
d) n = 6 para n = 5 
e) n = 5 para n = 4 
 
 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
20 
MÓDULO 
1 
15- (ENEM) 
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. 
 
16 - (UECE) 
Na visão de Sommerfeld, o átomo é 
 
a) uma esfera maciça, indivisível, homogênea e 
indestrutível. 
b) uma esfera de carga positiva que possui elétrons 
de carga negativa nela incrustados. 
c) constituído por camadas eletrônicas contendo 
órbita circular e órbitas elípticas. 
d) constituído por núcleo e eletrosfera, em que 
todos os elétrons estão em órbitas circulares. 
 
17 - (UDESC SC) 
Considerando os modelos atômicos mais relevantes, 
dentro de uma perspectiva histórica e científica, assinale 
a alternativa correta. 
 
a) Até a descoberta da radioatividade, o átomo era 
tido como indivisível (Dalton). O modelo que o sucedeu foi 
de Thomson, que propunha o átomo ser formado por uma 
massa carregada positivamente com os elétrons 
distribuídos nela. 
b) No modelo de Dalton, o átomo era constituído de 
um núcleo carregado positivamente e uma eletrosfera. O 
modelo seguinte foi o de Bohr que introduziu a ideia de 
que os elétrons ocupam orbitais com energias definidas, 
este modelo se assemelha ao modelo do sistema solar. 
c) No modelo atômico de Dalton, o átomo era tido 
como indivisível. O modelo sucessor foi o de Rutherford, 
no qual o átomo era constituído de um núcleo carregado 
negativamente e uma eletrosfera. 
d) O modelo de Dalton propunha que o átomo era 
formado por uma massa carregada positivamente com os 
elétrons distribuídos nela. O modelo seguinte foi o de 
Rutherford, no qual o átomo era constituído de um núcleo 
carregado positivamente e uma eletrosfera. 
e) No modelo atômico de Dalton, os elétrons 
ocupam orbitais com energias definidas, este modelo se 
assemelha ao do sistema solar. O modelo que o sucedeu 
foi o de Thomson, que propunha o átomo ser formado por 
uma massa carregada positivamente com os elétrons 
distribuídos nela. 
 
18 - (PUC SP) 
Dado: espectro eletromagnético 
 
 
 
O espectro de emissão do hidrogênio apresenta uma série 
de linhas na região do ultravioleta, do visível e no 
infravermelho próximo, como ilustra a figura a seguir. 
 
 
 
Niels Bohr, físico dinamarquês, sugeriu que o espectro de 
emissão do hidrogênio está relacionado às transições do 
elétron em determinadas camadas. Bohr calculou a 
energia das camadas da eletrosfera do átomo de 
hidrogênio, representadas no diagrama de energia a 
seguir. Além disso, associou as transições eletrônicas 
entre a camada dois e as camadas de maior energia às 
quatro linhas observadas na região do visível do espectro 
do hidrogênio. 
 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
21 
MÓDULO 
1 
 
 
Um aluno encontrou um resumo sobre o modelo atômico 
elaborado por Bohr e o espectro de emissão atômico do 
hidrogênio contendo algumas afirmações. 
 
I. A emissão de um fóton de luz decorre da 
transição de um elétron de uma camada de maior energia 
para uma camada de menor energia. 
II. As transições das camadas 2, 3, 4, 5 e 6 para a 
camada 1 correspondem às transições de maior energia e 
se encontram na região do infravermelho do espectro. 
III. Se a transição 3→ 2 corresponde a uma emissão 
de cor vermelha, a transição 4→ 2 está associada a uma 
emissão violeta e a 5→ 2 está associada a uma emissão 
verde. 
 
Pode-se afirmar que está(ão) correta(s) 
 
a) I, somente. 
b) I e II, somente. 
c) I e III, somente. 
d) II e III, somente. 
 
19 - (UEFS BA) 
Os modelos atômicos foram sendo modificados ao longo 
do tempo, a partir de evidências experimentais, a 
exemplo dos modelos de Thomson, proposto com base 
em experimentos com tubo de raios catódicos e o de 
Rutherford, que, ao fazer incidir partículas alfa,  , sobre 
lâminas de ouro, observou que a maioria das partículas 
atravessavam a lâmina, algumas desviavam e poucas 
eram refletidas. 
A partir das considerações do texto, é correto destacar: 
 
a) As partículas subatômicas de cargas elétricas 
opostas estão localizadas no núcleo do átomo, segundo 
Thomson. 
b) O modelo de Thomson considera que o átomo é 
constituído por elétrons que ocupam diferentes níveis de 
energia. 
c) O núcleo do átomo é denso e positivo com um 
tamanho muito menor do que o do seu raio atômico, de 
acordo com Rutherford. 
d) As experiências com raios catódicos 
evidenciaram a presença de partículas de carga elétrica 
positiva nos átomos dos gases analisados. 
e) O experimento conduzido por Rutherford 
permitiu concluir que as partículas positivas e negativas 
constituintes dos átomos têm massas iguais. 
 
20 - (UECE) 
A revista eletrônica mexicana Muy Interesante 
(http://www.muyinteresante.com.mx) revela a criação de 
um sorvete que brilha no escuro. Ele é produzido com 
uma proteína encontrada na água viva que reage com o 
cálcio em pH neutro quando o sorvete é degustado. O 
brilho do sorvete é ocasionado por um fenômeno 
conhecido como 
 
a) luminescência. 
b) deliquescência. 
c) fluorescência. 
d) incandescência. 
 
21 - (UERJ) 
O desastre de Chernobyl ainda custa caro para a Ucrânia. 
A radiação na região pode demorar mais de 24000 anos 
para chegar a níveis seguros. 
Adaptado de Revista Superinteressante, 12/08/2016. 
 
Após 30 anos do acidente em Chernobyl, o principal 
contaminante radioativo presente na região é o césio-137, 
que se decompõe formando o bário-137. 
 
Esses átomos, ao serem comparados entre si, são 
denominados: 
 
a) isótopos 
b) isótonos 
c) isóbaros 
d) isoeletrônicos 
 
22 - (UTF PR) 
Em 2016 a União Internacional de Química Pura e Aplicada 
(IUPAC) confirmou a descoberta de mais quatro 
elementos, todos produzidos artificialmente, 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
22 
MÓDULO 
1 
identificados nas últimas décadas por cientistas russos, 
japoneses e americanos, e que completam a sétima fila da 
tabela periódica. Eles se chamam Nihonium (símbolo Nh e 
elemento 113), Moscovium (símbolo Mc e elemento 115), 
Tennessine (símbolo Ts e elemento 117) e Oganesson 
(símbolo Og e elemento 118). As massas atômicas destes 
elementos são, respectivamente, 286, 288, 294, 294. 
 
Com base nas afirmações acima assinale a alternativa 
correta. 
 
a) Esses elementos são representados por Nh113
286 , 
Mc115
288 , Ts117
294 e Og118
294 . 
b) Os elementos Tennessine e Oganesson são 
isóbaros. 
c) Estes elementos foram encontrados em 
meteoritos oriundos do espaço. 
d) Os elementos Tennessine e Oganesson são 
isótopos. 
e) Os quatro novos elementos são isótonos entre si. 
 
23 - (UNIRG TO) 
O cátion trivalente de J tem número de elétrons igual ao 
número de prótons do átomo de R, que por sua vez é 
isótopo de D, o qual apresenta número de massa e 
número atômico, iguais a 84 e 36, respectivamente. 
A partir destes dados, assinale a única alternativa que 
corresponde ao valor do número de prótons de J. 
 
a) 36. 
b) 33. 
c) 51. 
d) 39. 
 
24 - (IFGO) 
São dadas as seguintes informações relativas aos átomosX, Y e Z: 
 
· X é isótono de Y e isóbaro de Z. 
· Y tem Z = 60, A = 130 e é isótopo de Z. 
· Z possui A = 112. 
 
Com base nesses dados, qual o número atômico de X? 
 
a) 70 
b) 42 
c) 112 
d) 60 
e) 52 
 
 
 
25 - (UERJ) 
Recentemente, cientistas conseguiram produzir 
hidrogênio metálico, comprimindo hidrogênio molecular 
sob elevada pressão. As propriedades metálicas desse 
elemento são as mesmas dos demais elementos do grupo 
1 da tabela de classificação periódica. 
 
Essa semelhança está relacionada com o subnível mais 
energético desses elementos, que corresponde a: 
 
a) ns1 
b) np2 
c) nd3 
d) nf4 
 
26 - (ACAFE SC) 
Baseado nos conceitos sobre distribuição eletrônica, 
analise os itens a seguir. 
 
I. 24Cr = [Ar] 4s2 3d4 
II. 29Cu = [Ar] 4s2 3d9 
III. 26Fe2+ = [Ar] 4s2 3d4 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Todos os itens estão incorretos. 
b) Todos os itens estão corretos. 
c) Apenas I e II estão corretos. 
d) Apenas III está correto. 
 
27 - (UDESC SC) 
O quadro abaixo apresenta o número de prótons, 
nêutrons e elétrons de quatro espécies químicas. 
 
 
 
Com base no quadro, analise as proposições. 
 
I. A espécie I é um isótopo da espécie II 
II. A espécie II é o ânion Cl– 
III. A espécie III tem distribuição eletrônica: 
[Ar]4s23d104p4 
IV. A espécie IV é o cátion Li+ 
V. A espécie I é um átomo neutro 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as afirmativas II, IV e V são verdadeiras. 
b) Somente as afirmativas I, II e III são verdadeiras. 
c) Somente as afirmativas III, IV e V são verdadeiras. 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
23 
MÓDULO 
1 
d) Somente as afirmativas II, III e IV são verdadeiras. 
e) Somente as afirmativas I, II e V são verdadeiras. 
 
28 - (UFPR) 
As propriedades das substâncias químicas podem ser 
previstas a partir das configurações eletrônicas dos seus 
elementos. De posse do número atômico, pode-se fazer a 
distribuição eletrônica e localizar a posição de um 
elemento na tabela periódica, ou mesmo prever as 
configurações dos seus íons. 
 
Sendo o cálcio pertencente ao grupo dos alcalinos 
terrosos e possuindo número atômico Z = 20, a 
configuração eletrônica do seu cátion bivalente é: 
 
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s23d2 
e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s24p2 
 
29 - (UNITAU SP) 
A configuração eletrônica do Br (Z = 35) é 
 
a) 1s22s22p63s23p64s23d104p5 
b) 1s22s22p63s23p64s24p65s25p64d1 
c) 1s22s22p63s23p64s24p64d9 
d) 1s22s22p63s23p64s24p65s25p66s1 
e) 1s22s22p63s23p64s24p63d9 
 
30 - (FM Petrópolis RJ) 
O chumbo é um metal pesado que pode contaminar o ar, 
o solo, os rios e alimentos. A absorção de quantidades 
pequenas de chumbo por longos períodos pode levar a 
uma toxicidade crônica, que se manifesta de várias 
formas, especialmente afetando o sistema nervoso, sendo 
as crianças as principais vítimas. 
 
Sendo o número atômico (Z) do chumbo igual a 82, o íon 
plumboso (Pb+2) possui os elétrons mais energéticos no 
subnível 
 
a) 6p2 
b) 6s2 
c) 6p4 
d) 5d10 
e) 4f14 
 
31 - (UDESC SC) 
O último elétron de um átomo neutro apresenta o 
seguinte conjunto de números quânticos: n = 3;  = 1; m = 
0; s = +1/2. Convencionando-se que o primeiro elétron a 
ocupar um orbital possui número quântico de spin igual a 
+1/2, o número atômico desse átomo é igual a: 
 
a) 15 
b) 14 
c) 13 
d) 17 
e) 16 
 
32 - (UECE) 
Na distribuição eletrônica do 38Sr88, o 17º par eletrônico 
possui os seguintes valores dos números quânticos 
(principal, secundário, magnético e spin): 
 
a) 4, 2, 0, –½ e +½. 
b) 4, 1, +1, –½ e +½. 
c) 4, 1, 0, –½ e +½. 
d) 4, 2, –1, –½ e +½. 
 
33 - (UEG GO) 
De acordo com o modelo atômico atual, a disposição dos 
elétrons em torno do núcleo ocorre em diferentes estados 
energéticos, os quais são caracterizados pelo número 
quântico principal e secundário. 
Para o elétron mais energético do átomo de escândio no 
estado fundamental, os números quânticos principal e 
secundário são respectivamente 
 
a) 3 e 0 
b) 3 e 2 
c) 4 e 0 
d) 4 e 2 
 
34 - (UEM PR) 
Assinale a(s) alternativa(s) correta(s) a respeito do 
elemento químico que apresenta a seguinte configuração 
eletrônica no seu estado fundamental: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d5 
 
01. O elemento químico apresenta elétrons nas 
camadas K, L, M, N, O e P. 
02. O elemento químico é um metal de transição do 
sexto período. 
04. Para se tornar um cátion bivalente, o elemento 
químico perde dois elétrons do subnível 5d5. 
08. O elemento químico apresenta 24 elétrons com 
número quântico secundário l = 1. 
16. O elemento químico apresenta todos os seus 
orbitais preenchidos com elétrons de spin +1/2 e –1/2. 
 
 
 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
24 
MÓDULO 
1 
TEXTO: 1 - Comum à questão: 35 
 
A luz branca é composta por ondas eletromagnéticas de 
todas as frequências do espectro visível. O espectro de 
radiação emitido por um elemento, quando submetido a 
um arco elétrico ou a altas temperaturas, é descontínuo e 
apresenta uma de suas linhas com maior intensidade, o 
que fornece “uma impressão digital” desse elemento. 
Quando essas linhas estão situadas na região da radiação 
visível, é possível identificar diferentes elementos 
químicos por meio dos chamados testes de chama. A 
tabela apresenta as cores características emitidas por 
alguns elementos no teste de chama: 
 
 
 
35 - (UNESP SP) 
Em 1913, Niels Bohr (1885-1962) propôs um modelo que 
fornecia uma explicação para a origem dos espectros 
atômicos. Nesse modelo, Bohr introduziu uma série de 
postulados, dentre os quais, a energia do elétron só pode 
assumir certos valores discretos, ocupando níveis de 
energia permitidos ao redor do núcleo atômico. 
Considerando o modelo de Bohr, os diferentes espectros 
atômicos podem ser explicados em função 
 
a) do recebimento de elétrons por diferentes 
elementos. 
b) da perda de elétrons por diferentes elementos. 
c) das diferentes transições eletrônicas, que variam 
de elemento para elemento. 
d) da promoção de diferentes elétrons para níveis 
mais energéticos. 
e) da instabilidade nuclear de diferentes elementos. 
 
Gabarito dos Exercícios Propostos 
 
1) Gab: D 
 
2) Gab: D 
 
3) Gab: A 
 
4) Gab: E 
 
5) Gab: D 
 
6) Gab: 31 
 
7) Gab: 05 
 
8) Gab: D 
 
9) Gab: A 
 
10) Gab: C 
 
11) Gab: C 
 
12) Gab: E 
 
13) Gab: A 
 
14) Gab: D 
 
15) Gab: B 
 
16) Gab: C 
 
17) Gab: A 
 
18) Gab: A 
 
19) Gab: C 
 
20) Gab: A 
 
21) Gab: C 
 
22) Gab: B 
 
23) Gab: D 
 
24) Gab: B 
 
25) Gab: A 
 
26) Gab: A 
 
27) Gab: D 
 
28) Gab: B 
 
29) Gab: A 
 
30) Gab: D 
 
31) Gab: B 
 
32) Gab: C 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICA 
25 
MÓDULO 
1 
 
33) Gab: B 
 
34) Gab: 11 
 
35) Gab: C