Estrutura Atômica: Átomos e Modelos Atômicos

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Química Geral e 
Experimental I
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof.ª Me. Marina Garcia Resende
Revisão Textual:
Prof.ª Esp. Kelciane da Rocha Campos
O Átomo: Estrutura Atômica, Camadas e Orbitais
• Introdução;
• Modelos Atômicos – Breve Histórico;
• Configuração Eletrônica;
• Conceitos Importantes sobre Partículas Subatômicas;
• Outros Conceitos Importantes.
 · Apresentar os principais conceitos relacionados ao átomo e à sua 
estrutura. 
OBJETIVO DE APRENDIZADO
O Átomo: Estrutura Atômica,
Camadas e Orbitais
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas: 
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos 
e sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você 
também encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão 
sua interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e 
de aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE O Átomo: Estrutura Atômica, Camadas e Orbitais
Introdução
Tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço é chamado de matéria. No en-
tanto, você já parou para pensar em como essa matéria é formada? Quais as prin-
cipais características das partículas formadoras da matéria? Quais são elas? Qual 
a sua concepção de átomo? Você obterá as respostas para todas estas perguntas 
nesta unidade.
Reflita sobre a importância de se conhecer a estrutura do átomo, de acordo com o autor John 
B. Russell:
“Por que é importante conhecer a estrutura de um átomo? Um dos temas 
em química é a interrelação entre a estrutura e as propriedades da matéria. 
O comportamento físico e químico da matéria depende da maneira pela 
qual os átomos interagem e esta, por sua vez, depende de sua estrutura 
(RUSSELL, 1994, p. 206) ”.
Ex
pl
or
Modelos Atômicos – Breve Histórico
Desde a Antiguidade, vários filósofos já cogitavam a existência de pequenas 
partículas elementares que poderiam formar a matéria. Os primeiros pensadores 
que refletiram sobre a possível existência de tais partículas foram Leucipo e 
Demócrito. Leucipo foi o primeiro a propor que a matéria era constituída de 
partículas indivisíveis, as quais chamou de átomos (SOUZA, 2017).
A palavra átomo é de origem grega e significa “indivisível” (a=não e tomo=divisão). Hoje 
em dia, esse significado já está bastante ultrapassado, no entanto a palavra ainda continua 
em uso. 
Ex
pl
or
Porém, nos séculos XVII e XVIII, os estudos em química ganharam mais for-
ça, principalmente devido a muitas informações obtidas experimentalmente (RUS-
SELL, 1984). A proposição de leis como a de conservação da massa, lei da com-
posição definida e lei das proporções múltiplas simples contribuíram para dar ainda 
mais profundidade a estes estudos, culminando com a criação, no século XIX, da 
teoria atômica, considerada o ponto inicial da Química que é estudada atualmente 
(FIOROTTO, 2014).
Estudaremos, agora, os principais modelos atômicos que surgiram a partir do 
século XIX.
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O átomo de Dalton
John Dalton, em 1803, retomando a ideia de antigos pensadores gregos e, a 
partir de experiências desenvolvidas por ele mesmo e por outros cientistas, formu-
lou a teoria atômica de Dalton, baseada nas seguintes hipóteses (RUSSELL, 1994; 
FIOROTTO, 2014):
a) Toda e qualquer porção de matéria é constituída por partículas fundamentais, 
os chamados átomos;
b) Átomos são partículas indivisíveis, maciças, esféricas (assemelhando-se a 
bolas de bilhar) e permanentes, não podendo ser criadas e nem destruídas;
c) Todos os elementos são formados por átomos idênticos, com as mesmas pro-
priedades. Átomos de diferentes elementos possuem diferentes propriedades;
d) Reações químicas ocorrem mediante combinações, separações e rearranjo 
de átomos, o que possibilita a formação de todos os materiais presentes 
na natureza;
e) A combinação de átomos de dois ou mais elementos, considerando uma 
proporção fi xa, dá origem aos compostos químicos.
Importante!
John Dalton foi um grande cientista, que além da proposição de sua teoria atômica, tam-
bém foi responsável por outras grandes contribuições científi cas, como, por exemplo (DIAS, 
2017): introdução do conceito de massa atômica, formulação da Lei de Dalton (lei das 
pressões parciais dos gases) e descobrimento da defi ciência visual chamada daltonismo.
Você Sabia?
Ao longo do século XIX, conforme foram surgindo estudos e experimentos 
de eletrólise, descargas elétricas em gases rarefeitos e radioatividade, a ideia de 
estrutura maciça e indivisível do átomo começou a ser derrubada, como mostra o 
modelo atômico apresentado a seguir.
Modelo atômico de Thomson
Joseph John Thomson foi um físico inglês que, ao final do século XIX, propôs um 
novo modelo para a estrutura atômica, derrubando alguns conceitos apresentados 
pelo modelo de Dalton. O físico realizou várias experiências com tubos de raios 
catódicos e, a partir de suas conclusões e de outros experimentos realizados por 
outros cientistas, pode comprovar a existência de partículas com cargas elétricas 
(elétrons) nos átomos.
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UNIDADE O Átomo: Estrutura Atômica, Camadas e Orbitais
O modelo de Thomson afirmava, principalmente, o seguinte:
• Assim como Dalton, ainda afirmava que o átomo teria a forma de uma esfera, 
no entanto não seria maciça como uma bola de bilhar. Thomson acreditava 
que o átomo teria o aspecto de um “pudim com passas”, no qual as passas 
representariam os elétrons e o pudim seria formado por cargas positivas;
• Considerava o átomo neutro. Logo, se houvesse então partículas de carga ne-
gativa (elétrons), também existiriam partículas de carga positiva (prótons), para 
que a neutralidade do átomo fosse garantida;
• Os elétrons não se encontram presos ao átomo, podendo ser transferidos de 
um átomo para outro;
• Os elétrons estão distribuídos de forma uniforme no átomo, se repelindo 
mutuamente. 
O modelo de Thomson, no entanto, prevaleceu durante pouco tempo, devido às 
experiências do cientista Ernest Rutherford, que propôs uma nova estrutura atômica.
Modelo atômico de Rutherford
Em seu modelo atômico, conhecido como modelo “sistema solar”, Rutherford 
afirmava que o átomo era constituído por um núcleo central (de carga positiva) e 
uma eletrosfera (formada por elétrons, de carga negativa). Neste caso, o sol repre-
sentaria o núcleo, e os planetas os elétrons. Rutherford chegou a esta conclusão 
por meio de um experimento, que será brevemente explicado adiante.
A experiência de Rutherford
Para realização do experimento, Ernest Rutherford utilizou, principalmente, os 
seguintes materiais (FIOROTTO,2014):
• Lâmina de ouro muito fina (espessura = 0,0004 milímetros);
• Polônio (material radioativo, emissor espontâneo de partículas de radiação alfa);
• Bloco de chumbo com um orifício;
• Anteparo de sulfeto de zinco (material fluorescente), que rodeava a lâmina de 
ouro, com um pequeno espaço para a radiação passar.
A Figura 1 representa o esquema proposto por Rutherford para realização de 
seu experimento.
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Figura 1 – Desenho esquemático da experiência de Rutherford
Durante o experimento, Rutherford verificou que a grande maioria das partículas 
de radiação emitidas pela amostra de polônio não sofria desvio ao atravessar a 
lâmina de ouro, o que significava que o átomo possuía muitos espaços vazios. Ou 
seja, se o átomo fosse maciço e indivisível, como proposto por Dalton, ou mesmo 
seguisse o modelo de “pudim de passas” de Thomson, as partículas sofreriam 
desvio ou até mesmo seriam repelidas.
Poucas partículas sofreram desvio, significando que passavam próximas a 
uma região de carga positiva (núcleo), muito pequena comparado à eletrosfera. 
E, finalmente, pouquíssimas partículas de radiação alfa foram repelidas, ou seja, 
se chocaram diretamente com o núcleo do átomo, comprovando, novamente, a 
pequenez do núcleo em relação à nuvem de elétron que o circundava (eletrosfera).
Após a experiência, o cientista constatou que o átomo é formado por duas partes 
principais: o núcleo (onde estão as cargas positivas e no qual está concentrada toda 
a massa do átomo) e a eletrosfera, que consiste em uma nuvem de elétrons que 
giram em órbitas circulares ao redor do núcleo (FIOROTTO, 2014).
Rutherford, no entanto, observou que os prótons, por si só, não poderiam conter 
toda a massa do átomo. Isto foi resolvido com a descoberta do nêutron, por J. 
Chadwick, partícula subatômica que possuía a mesma massa de um próton, porém 
não tinha carga elétrica (RUSSELL, 1994). Logo, concluiu-se que o núcleo de um 
átomo era formado por prótons e nêutrons, com a exceção de alguns isótopos 
de hidrogênio, que contêm apenas um próton e nenhum nêutron. Veremos o 
significado de isótopo logo adiante nesta unidade.
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UNIDADE O Átomo: Estrutura Atômica, Camadas e Orbitais
No entanto, o modelo de Rutherford apresentava um problema. Se os elétrons 
giravam constantemente ao redor do núcleo, isso significava que estariam perdendo 
também energia, devido ao movimento. Chegaria a um ponto no qual não teriam 
mais energia e cairiam. Como, então, não caíam no núcleo? Como o átomo 
continuava estável? Hipóteses foram feitas, mais tarde, pelo cientista Niels Bohr.
A contribuição de Bohr
Bohr propôs algumas hipóteses que poderiam explicar as lacunas no modelo 
atômico de Rutherford. Segundo Bohr, os elétrons giravam em determinadas órbi-
tas de energia, nas quais não perdiam e nem recebiam energia. Cada uma dessas 
órbitas possui um determinado nível de energia. Se recebessem energia, saltariam 
para uma camada mais externa. Ao contrário, se perdessem energia, voltariam 
para uma camada mais interna. Essa energia liberada ou absorvida foi chamada de 
quantum de radiação e, alguns anos mais tarde, de fóton (FIOROTTO, 2014).
É de Bohr a proposição de sete camadas eletrônicas possíveis. Quanto maior a 
energia do elétron, mais distante esse estará do núcleo. As sete camadas eletrônicas 
são as seguintes: K, L, M, N, O, P e Q. Cada uma comporta um determinado 
número de elétrons e representa um nível de energia, que vai do 1º ao 7º, como 
mostra a Tabela 1, a seguir. Estes números foram obtidos através de experimentos 
científicos, mas a teoria já os havia previsto. 
Tabela 1 – Quantidade máxima de elétrons comportada por cada camada eletrônica
Nível Camada Número de elétrons
1º K 2
2º L 8
3º M 18
4º N 32
5º O 32
6º P 18
7º Q 2
Fonte: (FIOROTTO, 2014)
Atualmente, o modelo moderno de estrutura atômica admite a existência de 
um núcleo, composto por prótons e nêutrons (com exceção de alguns isótopos 
do hidrogênio) e de uma eletrosfera, composta por elétrons, girando em torno 
do núcleo em diferentes níveis de energia. Porém, conforme avança o progresso 
científico, outras partículas subatômicas também foram descobertas, como pósitron, 
neutrino, méson mu, entre outras, com massa ainda menor que o próton. No 
entanto, não trataremos dessas partículas nessa unidade. Para saber mais, consulte 
livros e artigos sobre Física ou Química Quântica.
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Confi guração Eletrônica
Já sabemos que os elétrons se distribuem em diferentes camadas ou níveis de 
energia ao redor do núcleo de um átomo, e também quantos elétrons cada uma 
dessas camadas comporta. Porém, cada uma dessas camadas se divide em outras 
subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s, p, d e f. O 
número máximo de elétrons comportado por cada subcamada pode ser visto na 
Tabela 2.
Tabela 2 – Quantidade máxima de elétrons comportada por cada subcamada eletrônica
Subnível Número de elétrons
s 2
p 6
d 10
f 14
Fonte: (FIOROTTO, 2014)
Cada uma das subcamadas é formada por uma quantidade de orbitais, que são 
as regiões na eletrosfera do átomo onde há a maior possibilidade de se encontrar 
elétrons. Cada orbital pode conter, no máximo, dois elétrons. Os elétrons, dentro de 
um orbital, possuem duas possibilidades, os chamados spins, que ficam alinhados no 
mesmo sentido ou no sentido oposto quando submetidos a um campo magnético. 
Quando há dois elétrons em um orbital, seus spins são, obrigatoriamente, contrários. 
A representação de um orbital é feita, geralmente, com um quadrado simples, e os 
elétrons com setas, como mostra a ilustração a seguir (Figura 2). Os subníveis s, p, 
d e f possuem 1, 3, 4 e 7 orbitais cada um, respectivamente.
s p d
f
Figura 2 – Subníveis e alguns de seus orbitais ocupados por elétrons
No caso da Figura 2, podemos observar que o átomo do elemento químico em 
questão possui 13 elétrons. Dependendo do número de elétrons do átomo, nem 
todos os orbitais serão ocupados. 
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UNIDADE O Átomo: Estrutura Atômica, Camadas e Orbitais
Dependendo do número máximo de elétrons comportado, um nível pode apre-
sentar diferentes subníveis. Por exemplo, no primeiro nível de energia cabem, no 
máximo, dois elétrons. Logo, existirá apenas o subnível s neste nível, identificado 
por 1s. Já o quarto nível, por exemplo, é capaz de comportar 32 elétrons, ou seja, 
os subníveis s, p, f e d poderão existir, neste caso, representados por 4s, 4p, 4d e 4f.
Distribuição eletrônica
O cientista Linus Pauling propôs um diagrama que coloca todos os subníveis 
vistos até o momento em ordem crescente de energia. Ele deve ser lido na diagonal, 
para que a regra de ordem crescente de energia seja cumprida. Este diagrama pode 
ser visto na Figura 3. O diagrama deve ser lido da direita para a esquerda, seguindo 
a direção das setas diagonais.
K
L
M
N
O
P
Q
1s2
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
3d10
4d10
5d10
6d10
4f14
5f14
Figura 3 – Diagrama de Linus Pauling
A ordem crescente dos subníveis de energia é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 
4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10. Ou seja, o subnível de maior 
energia é o 6d10, e o de menor 1s2, lembrando que o expoente de cada subnível 
equivale à quantidade máxima de elétrons que ele comporta.
Mas, e como realizar a distribuição eletrônica de um átomo? Bom, para isso, você 
precisará saber quantos elétrons existem no átomo e, depois, utilizar o diagrama de 
Linus Pauling. Vamos praticar um pouco esse assunto?
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Vamos utilizar três exemplos.
1. Um átomo de magnésio que possui 12 elétrons. Sua distribuição eletrônica 
será: 1s2 2s2 2p6 3s2, pois somando todos os expoentes, obteremos 12. 
A partir da distribuição eletrônica de um átomo de um elemento químico, 
podemos descobrir várias características do mesmo, que veremos com 
mais detalhes nas unidades seguintes.
2. E um átomo de fl úor com 9 elétrons? Sua distribuição será: 1s2 2s2 2p5.
3. E ser for um átomo de silício, com 14 elétrons? Agora é com você! Faça 
essa distribuiçãoeletrônica e depois confi ra com seus colegas nos fóruns 
de discussão desta disciplina.
Regra do octeto (regra da estabilidade)
Para obedecer a esta regra, os átomos devem se ligar uns aos outros, por meio 
de ligações químicas, para que possam atingir oito elétrons em sua camada de va-
lência. No entanto, ainda não aprendemos o que é camada de valência, vamos lá?
A camada de valência é a última camada presente na distribuição eletrônica de 
um átomo. Vamos utilizar o átomo de magnésio como exemplo. Supondo que ele 
possua 12 elétrons, 2 deles estão em sua última camada, M (3º nível – 3s2). Esta é 
a camada de valência do magnésio. Na sua opinião, para atingir a regra do octeto, 
o que gastaria mais energia: receber 6 elétrons ou doar 2 elétrons? Com certeza 
doar, certo? Logo, átomos de magnésio se ligarão com mais facilidade a outros 
átomos de elementos que tendam a receber elétrons.
Vamos pensar agora em um átomo do elemento enxofre. Suponha que este 
átomo possua 16 elétrons. Sua distribuição eletrônica será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. 
Note que, neste caso, a última camada também é a M, porém o número de elétrons 
nesta é igual a 6 (2 do subnível s + 4 do subnível p). Neste caso, para o enxofre, 
ficaria mais fácil receber dois elétrons, não é mesmo? Logo a ligação entre magnésio 
e enxofre torna-se possível, pois os dois serão capazes de ligar-se entre si e atingir 
a regra do octeto, formando o composto sulfeto de magnésio (MgS). 
Informações mais detalhadas sobre ligações químicas serão apresentadas em 
unidade futuras.
Após a descoberta de partículas subatômicas (prótons, nêutrons e elétrons), 
novos conceitos surgiram para a Química. Veremos alguns dos mais importantes 
a seguir.
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UNIDADE O Átomo: Estrutura Atômica, Camadas e Orbitais
Conceitos Importantes 
sobre Partículas Subatômicas
Antes de prosseguirmos com nossos estudos, observe a Figura 4. A letra X 
representa um elemento químico qualquer.
X Xou
AA
Z Z
Figura 4 – Representações esquemáticas de número atômico e de massa para o elemento X
A partir da ilustração acima, é possível observar a identificação de duas outras 
letras, Z e A. Vamos aprender as informações que elas passam sobre o elemento?
Número atômico (Z)
O número atômico de um elemento químico geralmente encontra-se na parte 
superior à esquerda, ou às vezes à direita do elemento, como mostra o esquema 
da Figura 4. É possível encontrar o número atômico de cada elemento na Tabela 
Periódica. É representado pela letra Z e equivale ao número de prótons de cada 
átomo de um elemento químico, caso este átomo seja eletricamente neutro, ou 
seja, não possua carga elétrica positiva (prótons – p) ou negativa (elétrons – e-). 
Neste caso, em um átomo neutro, o número de prótons é igual ao número de 
elétrons, conforme a Equação 1:
Z p e= =
Um átomo eletricamente neutro de sódio, por exemplo, possui 11 prótons e 11 
elétrons, pois seu número atômico é igual a 11.
Número de massa (A)
O número de massa do átomo de um elemento é identificado pela letra A e 
representa a soma do número atômico (Z) com o número de nêutrons (n), como 
descreve a Equação 2:
A p n= +
Z p e= =
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O número de massa é sempre um número inteiro e positivo. É importante 
ressaltar que o número de massa e a massa atômica não significam a mesma coisa. 
Vamos refletir se aprendemos bem os significados de números atômicos e de 
massa? Suponha que o átomo de um elemento X, estável, tenha 25 prótons e 
número de massa igual a 55. Quais seriam então, respectivamente, os números 
atômicos, de elétrons e de nêutrons presentes neste átomo?
Bom, primeiramente, aprendemos que o número de prótons em um núcleo de 
um átomo é igual a seu número atômico. Logo, seu número atômico é igual a 25 
(Z = 25). Por ser um átomo eletricamente neutro e estável, o número de prótons é 
igual ao número de elétrons, logo, e– = 25. Se seu número de massa é igual a 55 
(A = 55), então o número de nêutrons presentes no átomo é igual a 30 (n = A - p). 
Mas, e se o átomo não for eletricamente neutro? E se ele tiver cargas negativas 
ou positivas? Observe a Figura 5.
X ou
A -q
Z
X
A +q
Z
Figura 5 – Átomos eletricamente carregados
A letra “q” indica o número de elétrons que foi liberado ou adquirido pelo átomo 
(1, 2, 3, etc.). Quando ocorre um destes fenômenos, o átomo passa a ser chamado 
de íon. Se um átomo “perde” um elétron, diz-se que ele ficou positivamente 
carregado, por isso o símbolo “+q”, e pode ser chamado de cátion. Por outro 
lado, se o átomo “ganha” um elétron, diz-se que ele passou a estar negativamente 
carregado, utilizando-se o símbolo “-q”, passando a ser chamado de ânion.
Vamos utilizar nosso exemplo anterior para explicar como a perda ou o ganho 
de um elétron influenciará na configuração eletrônica. Suponha que o átomo em 
questão (p = 25 e A = 55) perdeu dois elétrons, de acordo com a representação 
da Figura 6. Se o átomo “perdeu” dois elétrons, significa que está carregado 
positivamente e se tornou um cátion.
X
A +2
Z
Figura 6 – Representação de um cátion de um dos átomos do elemento X
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UNIDADE O Átomo: Estrutura Atômica, Camadas e Orbitais
Seu número atômico (Z) continua sendo igual a 25, pois o número de prótons 
não mudou. O número de nêutrons também não muda (n = 30), pois a carga não 
influencia no número de massa do átomo (A = 55). A única mudança será no 
número de elétrons, que antes era igual a 25 e agora será igual a 23. O símbolo 
“+” significa “perda” de elétrons e o “-”, “ganho”. Cuidado para não se confundir!
Você se lembra que um elemento químico é formado por um conjunto de átomos, 
certo? Mas o que existe em comum entre estes átomos? O que difere um elemento 
químico de outro? Vamos descobrir!
Isótopos
São átomos que possuem o mesmo número de prótons (consequentemente, o 
mesmo número atômico). Ocorre somente em átomos de um mesmo elemento 
químico. Átomos isótopos possuem diferentes números de nêutrons, o que afeta 
também seu número de massa, que será diferente em cada um. 
Isóbaros
Átomos isóbaros apresentam o mesmo número de massa. Isso só é possível em 
átomos de diferentes elementos químicos. Por exemplo, um átomo de flúor e um 
átomo de cloro podem ter o mesmo número de massa, porém nunca o mesmo 
número atômico.
Isótonos
É outra característica que só ocorre com átomos de diferentes elementos 
químicos. Neste caso, os átomos possuem o mesmo número de nêutrons, variando 
o número de massa.
Outros Conceitos Importantes
Massa atômica e massa molecular
Veremos, agora, a diferença entre número de massa e massa atômica. O núme-
ro de massa é sempre inteiro e positivo, estando ligado a partículas subatômicas. 
Já a massa atômica é uma média ponderada entre todos os isótopos de um de-
terminado elemento químico. Como se trata de uma média, dificilmente será um 
número inteiro.
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De modo a definir uma unidade de massa atômica (u), as massas atômicas dos 
elementos mostradas na Tabela Periódica são baseadas em um valor atribuído aos 
isótopos de carbono, valor este igual a 12. Logo, definiu-se a unidade “u” como a 
massa de 1/12 de um átomo de carbono (MATOS, 2013).
A massa molecular, por outro lado, é a soma da massa de todos os átomos 
que compõem uma molécula de determinada substância. Deste modo, também 
é medida em unidades de massa atômica (u). Quando o composto é formado por 
ligações iônicas (ligações entre íons), como o NaCl (Na+ e Cl-), o termo mais 
adequado é massa fórmula, pois o composto não é formado por moléculas, e 
sim por íons. No entanto, como forma de simplificação, vamos utilizar apenas a 
nomenclatura massa molecular nesta unidade.
Quantidade de matéria
Este é um conceito bastante importante em Química. A quantidade de matéria é 
uma grandeza que mede a quantidade de entidades químicas elementares presente 
em uma determinada amostra. Essas entidades podem ser: átomos, moléculas, 
elétrons, prótons, partículas, etc. A unidade de medida da quantidade de matéria é 
o mol. Para que possamos discutir um pouco melhorsobre quantidade de matéria, 
vamos aprender também o conceito de massa molar.
Massa molar
Massa molar nada mais é que a razão entre a massa de uma substância e a 
quantidade de matéria (mols) presente nesta, conforme a Equação 3:
Logo, dividindo-se a massa molecular de uma substância por 1, você é capaz de 
obter a massa molar dessa substância. Por exemplo: a massa atômica do oxigênio é 
igual a 16 u. Quando estamos fazendo cálculos estequiométricos como este, pode-
se considerar que 1u = 1g. Logo, teremos 16 g de O. Tratando-se do gás oxigênio 
(O2), temos 16 + 16 = 32 g. A massa molar do oxigênio será sua massa molecular 
(32 g) dividida por 1, o que dará 32 g/mol. Ou seja, há um 1 mol de moléculas de 
O2 em 32 g.
É importante manter esses conceitos em mente, pois precisaremos deles para 
realizar cálculos em unidades futuras deste curso. 
Bons estudos!
massa molar = 
massa da substância (em g, kg, lb, etc.)
quantidade de matéria (mols)
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UNIDADE O Átomo: Estrutura Atômica, Camadas e Orbitais
Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Sites
Átomo
https://goo.gl/DzsdVW
Evolução dos modelos atômicos
https://goo.gl/VvlRcK
 Vídeos
Estrutura atômica
https://goo.gl/l6bTBU
 Leitura
Estrutura atômica
https://goo.gl/ZCiXqT
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Referências
DIAS, D. L. Teoria atômica de Dalton. Brasil Escola. Disponível em <http://
brasilescola.uol.com.br/quimica/teoria-atomica-dalton.htm>. Acesso em 28 de 
setembro de 2017.
FIOROTTO, N. R. Química: estrutura e estequiometria. 1ª. ed. São Paulo: Érica, 
2014. 120 p.
MATOS, R. M. Noções básicas de cálculo estequiométrico. Campinas: Átomo, 
2013. 104 p.
RUSSELL, J. B. Química geral. 2ª edição, v.1. São Paulo: Makron Books, 1994.
SOUZA, L. A. de. Leucipo e Demócrito - Filosofando sobre átomos. Disponível 
em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/leucipo-democritofilosofan-
do-sobre-atomos.htm>. Acesso em: 28 set. 2017. 
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