1. Estrutura atómica
1.1 Elementos químicos: constituição, isótopos e massa atómica relativa
Como acabámos de ver, cada elemento químico é o conjunto de todos os átomos
que têm as propriedades específicas desse elemento, que são diferentes das propriedades
de outros elementos. Que propriedades são essas que permitem distinguir os elementos?
Os átomos são partículas constituídas por um núcleo, de carga eléctrica positiva, e
por electrões, que estão em movimento em torno do núcleo. Os electrões têm carga
eléctrica negativa e uma massa muito pequena. A carga eléctrica do electrão é chamada
carga elementar, porque corresponde à carga eléctrica mais pequena que se conhece. No
núcleo da maioria dos átomos há protões e há neutrões3. Os protões têm carga eléctrica
positiva – porque é uma carga eléctrica de sinal oposto à carga do electrão – e uma massa
também muito pequena mas muitíssimo superior à do electrão. Os neutrões são partículas
com uma massa semelhante à do protão, mas que não apresentam carga eléctrica. Os
protões e os neutrões são os constituintes do núcleo; por esta razão a maior parte da massa
de um átomo está concentrada no núcleo e o núcleo possui carga eléctrica positiva.
Partículas que se encontram no núcleo
protões
neutrões
Partículas que se
movem em torno do
núcleo
electrões
+1
0
-1
+ 1,602 x 10-19
0
- 1,602 x 10-19
1
1
1,673 x 10-27
1,675 x 10-27
1
1823
9,109 x 10-31
carga eléctrica
em unidades de
carga elementar
em unidades do SI
(coulomb, C)
massa
em unidades de
massa atómica
em unidades do SI
(quilograma, kg)
≈
Quadro 2 – carga eléctrica e massa das partículas subatómicas.
Caracterizemos agora alguns elementos em termos das partículas subatómicas que
os constituem. Um átomo de hidrogénio, H, possui apenas 1 protão e 1 electrão – e isto
sucede com todos os átomos de hidrogénio; um átomo de hélio, He, possui 2 protões e 2
electrões – e isto sucede com todos os átomos de hélio. Para todos os átomos de lítio, Li,
observa-se que possuem 3 protões e 3 electrões; para todos os átomos de oxigénio, O, são
8 protões e 8 electrões, etc.
A observação desta regularidade permitiu aos químicos concluir que:
- num átomo de qualquer elemento o número de protões é exactamente igual ao número de
electrões;
- isto explica por que razão é que a carga eléctrica global de um átomo é zero;
- num átomo de um certo elemento o número de protões no núcleo é sempre o mesmo; e
consequentemente o número de electrões em torno do núcleo também é sempre o mesmo;
- átomos de elementos diferentes têm um número diferente de protões no núcleo;
3
Só o isótopo mais abundante do hidrogénio não possui neutrões no núcleo.
5
- portanto cada elemento é caracterizado especificamente pelo número de protões no
núcleo, que é igual ao número de electrões em torno do núcleo. A este número chama-se
número atómico, e é por isso uma propriedade característica de cada elemento. O número
atómico representa-se por um Z, e pode ser apresentado junto ao símbolo químico de um
elemento, à esquerda em baixo, para caracterizar esse elemento.
Assim, nos exemplos considerados acima fica:
Z (H) = 1
ou
1H
Z (He) = 2
ou
2He
Z (Li) = 3
ou
3Li
Z (O) = 8
ou
8O
O número atómico, por ser uma propriedade de cada elemento, é uma informação
fundamental que surge em todas as tabelas periódicas.

Exercícios:
1 – Consultando uma tabela periódica, indique qual o número atómico dos seguintes
elementos, utilizando as duas formas de apresentação referidas para dar a resposta:
a) berílio
b) carbono
c) néon
d) sódio
e) magnésio
f) cloro
g) ferro
h) zinco
i) xénon
j) mercúrio
l) urânio
m) bóhrio.
2 – Para cada um dos elementos usados no exercício anterior indique o número de protões
e o número de electrões.
3 – Calcule quantos electrões teria de somar para obter a massa de um protão.

Apesar de todos os átomos de um elemento terem o mesmo número atómico, não
são todos exactamente iguais. No caso do hidrogénio, por exemplo, conhecem-se átomos
de hidrogénio que têm 1 protão apenas no núcleo; outros que têm além do protão também
1 neutrão; e outros que além do protão têm 2 neutrões. São todos hidrogénio, mas as
massas de cada uma destas espécies são diferentes porque o número de nucleões
(partículas no núcleo, ou seja, protões + neutrões) é também diferente.
Esquematicamente tem-se:
Z
nº de electrões
nº de protões
nº de neutrões nº de nucleões
1
1
1
0
1
Hidrogénio
1
1
1
1
2
1
1
1
2
3
Quadro 3 – Caracterização dos isótopos do hidrogénio
Uma vez que o que distingue estes diversos tipos de átomos de hidrogénio é o
número de partículas existentes no núcleo, ou seja o número de partículas que contribuem
significativamente para a massa do átomo, torna-se útil considerar uma grandeza que
distinga estes átomos. Essa grandeza é o número de massa, que se representa por A, pode
6
ser apresentado junto ao símbolo químico de um elemento, à esquerda em cima, e é igual à
soma do número de protões (Z) com o número de neutrões. Todos os átomos de um
elemento que só diferem no número de massa chamam-se isótopos. No caso dos isótopos
de hidrogénio há nomes especiais para os distinguir, baseados precisamente no respectivo
número de massa. Assim, pode escrever-se:
1
A (hidrogénio) = 1
ou
1H
2
A (deutério) = 2
ou
1H
3
A (trítio) = 3
ou
1H .
O significado desta notação, por exemplo para o trítio, é: o isótopo 3 do hidrogénio, tem 1
protão, 1 electrão e 2 neutrões (3 nucleões - 1 protão, ou seja, nº de neutrões = A - Z).

Exercícios:
4 – Caracterize, em termos do número de partículas subatómicas, cada um dos isótopos
seguintes:
b) 42 He
c) 168 O
d) 109 F
a) 94 Be
e)
37
17
i)
197
79
Cl
Au
f)
39
19
j)
200
80
K
Hg
g)
65
29
l)
238
92
Cu
U
h)
m)
107
47
Ag
226
88
Ra .
5 – Consultando uma tabela periódica, indique o nome de cada um dos elementos usados
no exercício anterior.

A resolução do exercício 4 permite reparar que nem sempre o número dos neutrões
num núcleo é igual ao número de protões. Se pensarmos na constituição do núcleo vemos
que numa distância muito pequena acumulam-se cargas eléctricas do mesmo sinal – os
protões – que têm tendência a repelir-se, o que faria desestabilizar o núcleo. Os neutrões,
que não têm carga eléctrica, funcionam como uma espécie de “cola” que mantém próximas
as cargas positivas que de outra forma tenderiam a afastar-se.
Voltando ao número de massa, podemos concluir que esta grandeza não é uma
propriedade característica de cada elemento, mas uma propriedade característica de cada
isótopo.
Uma vez que, na natureza, um certo elemento é constituído pelos átomos dos
isótopos que ocorrem naturalmente, que massa têm os átomos desse elemento? Do que
atrás se disse, vê-se que os átomos de um certo isótopo terão todos a mesma massa, mas
esta é diferente da massa dos átomos de outro isótopo. Deste modo, para caracterizar o
elemento considera-se que a massa dos seus átomos, em termos genéricos e considerados
aleatoriamente, é a média ponderada das massas dos isótopos naturais do elemento
atendendo à abundância relativa de cada um destes. A esta grandeza chama-se massa
atómica relativa e representa-se por Ar (não podendo ser indicada junto ao símbolo do
elemento, como acontecia com o A e o Z).
7
Exemplifiquemos com o cloro: o cloro tem 2 isótopos naturais com as seguintes
abundâncias:
35
Cl
75,784 %
37
Cl
24,224 %
Isto significa que se pegarmos numa amostra com 100 átomos de cloro escolhidos ao
acaso, provavelmente 76 serão de isótopo 35Cl e 24 serão de isótopo 37Cl. Se pegarmos
numa amostra aleatória com 10 000 átomos de cloro, provavelmente 7578 serão de isótopo
35
Cl e 2422 serão de isótopo 37Cl. Quer dizer, as abundâncias relativas indicam-nos a
proporção em que cada um dos isótopos de um elemento pode ser encontrado numa
qualquer amostra natural de átomos desse elemento.
A massa dos átomos de cloro determina-se então multiplicando cada abundância
relativa pelo número de massa do respectivo isótopo, somando todos esses produtos e no
final dividindo por 100:
35,000 × 75,784 + 37,000 × 24,224 3550,688
Ar(Cl) =
=
= 35,50688 ≈ 35,507
100,00
100
O arredondamento do resultado final é uma consequência do número de algarismos
significativos que podemos considerar: 5 porque os valores de abundâncias usados têm 5
algarismos significativos (e porque transformámos os números de massa dos isótopos e a
percentagem total também em números com 5 algarismos significativos)4.

Exercícios:
6 – Calcule a massa atómica relativa dos seguintes elementos, para os quais são dados os
isótopos mais frequentes e as suas abundâncias relativas:
a)
b)
1
3
H
99,9885 %
He
0,0001373 %
2
4
H
0,0115 %
He
99,999863 %
c)
d)
12
C
13
C
e)
63
65
4
98,938 %
1,078 %
O
O
18
O
17
f)
Cu
Cu
69,173 %
30,833 %
16
64
Zn
Zn
67
Zn
68
Zn
70
Zn
66
99,757 %
0,0381 %
0,20514 %
48,63 %
27,90 %
4,10 %
18,75 %
0.62 (3)
Efectivamente o cálculo da massa atómica relativa não se faz com o número de massa de cada isótopo, mas
com a massa, em unidades de massa atómica, de cada isótopo. Uma vez que nestas unidades a massa do
protão é praticamente igual à do neutrão e praticamente igual a uma unidade de massa atómica, ao fazermos
o cálculo com os números de massa estamos a fazer uma aproximação. Ao nível do nosso estudo, neste ano,
esta aproximação é adequada e legítima.
8
7 – Consultando uma tabela periódica, observe com atenção as massas atómicas relativas
dos elementos indicados abaixo, e observe também os resultados obtidos no exercício 6, e
depois diga justificando se as afirmações feitas para cada um dos elementos são
verdadeiras ou falsas.
a) H :
o isótopo 1H é muitíssimo mais abundante do que os outros isótopos do H.
b) Li :
o isótopo 7Li é o mais abundante dos isótopos do lítio.
c) Mg :
o isótopo 25Mg é o mais abundante dos isótopos deste elemento.
d) Al :
o isótopo 26Al é o mais abundante dos isótopos do alumínio.
e) Ge :
o germânio só tem um isótopo natural.
f) Au :
o ouro só tem um isótopo natural.

Estudámos já algumas propriedades que são muito relevantes para o conhecimento
dos átomos, dos elementos e das características que os distinguem. É importante neste
ponto do nosso estudo realçar que há propriedades que são do átomo, outras do elemento e
outras das substâncias elementares. Assim, o número atómico e a massa atómica relativa
são propriedades específicas do elemento – podem ser consideradas para os átomos do
elemento na generalidade das situações; já o número de massa e a abundância relativa são
propriedades de alguns átomos de um elemento, por isso não podem ser consideradas para
caracterizar o elemento em todas as situações.
Quando dizemos que o ponto de fusão (temperatura a que uma substância passa do
estado sólido para o estado líquido ou vice-versa) ou o ponto de ebulição (temperatura a
que uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso ou vice-versa) do
oxigénio é um certo valor de temperatura, não estamos a falar de uma propriedade do
elemento oxigénio mas sim de uma propriedade da substância elementar oxigénio (O2) que
é a substância elementar mais acessível e abundante de entre as substâncias elementares
feitas de oxigénio. Portanto, o ponto de fusão e o ponto de ebulição são propriedades das
substâncias elementares, mas não dos elementos. Estudaremos outras propriedades dos
elementos, bem como outras propriedades das substâncias elementares.
A capacidade de um átomo perder ou ganhar electrões, transformando-se num ião,
e a capacidade de partilhar, ceder ou receber electrões numa ligação química a outro átomo
são características do elemento que estão relacionadas com a energia de ionização e a
electronegatividade do elemento. Voltaremos a falar destas propriedades mais à frente.
Neste ponto interessa-nos perceber como se pode caracterizar um ião a partir da sua
fórmula química ou como se pode escrever a fórmula sabendo o número de electrões que o
átomo perdeu ou ganhou.
Retomemos alguns dos exemplos já estudados atrás:
- o sódio forma naturalmente o ião Na+ ; porque é um catião atómico isto significa que o
átomo de sódio perdeu 1 electrão. Como Z (Na) = 11, então o ião Na+ tem 10 electrões;
- o cloro forma naturalmente o ião cloreto, Cl- ; porque é um anião atómico, isto significa
que recebeu 1 electrão. Como Z (Cl) = 17, então o ião Cl- tem 18 electrões;
- o oxigénio forma o ião óxido, O2- que é um anião atómico com 2 electrões em excesso.
Como Z (O) = 8, então o ião O2- tem 10 electrões;
- o alumínio forma o ião Al3+ perdendo 3 electrões. Como Z (Al) = 13, o ião Al3+ tem 10
electrões.
9
De todos estes exemplos podemos concluir que a carga de um ião monoatómico é
igual à diferença entre o número atómico e o número de electrões que o ião possui: carga
do ião = Z - nº de electrões.
No caso do oxigénio fica: carga do ião = 8 - 10 = -2;
no caso do alumínio fica: carga do ião = 13 - 10 = +3.
Por outro lado, o número de electrões de um ião monoatómico é igual à diferença
entre o número atómico e a carga do ião: nº de electrões = Z - carga do ião.
No caso do sódio fica: nº de electrões = 11 - (+1) = 11 - 1 = 10;
no caso do cloro fica: nº de electrões = 17 - (-1) = 17 + 1 = 18.
Os iões que têm o mesmo número de electrões dizem-se isoelectrónicos.

Exercícios:
8 – Caracterize, em termos de número de electrões e de número de protões os seguintes
iões:
b) Li+
c) Be2+
d) Fe) Mg2+
f) Al3+
a) H+
h) K+
i) Ca2+
g) S29 – Identifique nos iões considerados no exercício anterior os que são isoelectrónicos.
10 – Sabendo que o oxigénio, o flúor, o sódio e o magnésio originam iões isoelectrónicos,
escreva as respectivas fórmulas químicas, indicando para cada ião quantos electrões o
átomo perdeu ou ganhou para se transformar em ião.
11 - Sabendo que o selénio, o bromo, o rubídio e o estrôncio originam iões isoelectrónicos
escreva as respectivas fórmulas químicas, indicando para cada ião quantos electrões o
átomo perdeu ou ganhou para se transformar em ião.
10
1.2. Modelo atómico actual simplificado
Avançamos agora para o estudo da estrutura atómica e da distribuição de electrões
no átomo, começando por estudar de que forma surgiu a noção de átomo e como essa
noção foi evoluindo até ao modelo actual.
A primeira proposta de que a matéria seria formada por átomos data do séc. V a.C.:
Átomo, que deriva de a + tomo, significa precisamente aquilo que não se pode
dividir. Até ao séc. XIX, como a hipótese atómica de Demócrito não tinha qualquer
fundamento experimental ela não se impôs, embora tivesse tido apoiantes e opositores ao
longo dos séculos. No início do século XIX, Dalton, com base na experimentação,
apresenta um modelo para a constituição da matéria.
Deste modo Dalton viria a contribuir, mais do que qualquer outro cientista, para a
ideia da existência real dos átomos.
Em 1895, já no final do séc. XIX, Joseph John Thomson descobriu uma partícula
com carga eléctrica – o electrão – que entrava na constituição das substâncias com que
tinha trabalhado e tinha massa muito inferior à massa do átomo mais leve. Em
consequência, sentiu a necessidade de propor um modelo atómico que tivesse em
consideração a existência dos electrões:
O material carregado positivamente seria uma esfera maciça, com a carga eléctrica
distribuída por toda a esfera; os electrões estariam incrustados nessa esfera.
11
Com experimentação sucessivamente
mais aperfeiçoada e a interpretação de
observações experimentais foi possível perceber que o átomo não podia ser uma esfera
maciça. Para esta alteração muito contribuíram
as experiências dirigidas por um aluno de
Thomson chamado Rutherford.
10
A interpretação desta experiência, fig. 10, levou Rutherford a propor um modelo
diferente para o átomo.
12
Fig.10
O núcleo ocuparia assim um espaço muito pequeno comparado com o do próprio
átomo. O raio do núcleo é cerca de cem mil vezes mais pequeno do que o raio do átomo.
Quanto aos electrões, deslocar-se-iam em torno do núcleo descrevendo órbitas, tal com os
planetas em torno do Sol.
A ideia da existência de um núcleo em cada átomo é hoje considerada um facto
assente, confirmado em muitas experiências. Por esta altura já se tinha percebido que o
átomo não era indivisível, sendo constituído por coisas ainda mais pequenas, como os
electrões e o núcleo.
O físico dinamarquês Niels Bohr, estudando o espectro de absorção do hidrogénio
(onde se notavam riscas escuras no meio do espectro luminoso da radiação que se fazia
incidir sobre amostras de hidrogénio) e o espectro de emissão do mesmo elemento (onde
num fundo todo negro surgiam apenas algumas riscas de cor), concluiu que essas riscas
correspondiam a transições efectuadas pelos electrões entre órbitas de energia bem
definida. Assim, as órbitas não se podiam dispor aleatoriamente em torno do núcleo.
Fig. 13 – Espectro de emissão do hidrogénio, na região visível do espectro electromagnético.
Embora o modelo de Bohr explicasse muito bem os dados experimentais relativos
aos átomos de hidrogénio, os níveis de energia por ele propostos não permitiam explicar os
espectros dos restantes elementos. No entanto, a ideia da quantização da energia no átomo,
quer dizer, a ideia de que os electrões não podem estar em qualquer ponto em torno do
13
núcleo mas apenas em zonas de energia bem definida, era uma ideia fundamental que
permaneceu nas propostas de interpretação da estrutura atómica que se seguiram.
Fig. 14 – A absorção de uma quantidade definida de energia permite que o electrão passe para
outro nível de energia, ficando o átomo num estado excitado; quando o electrão regressa a um
nível de energia inferior, há emissão de uma quantidade definida de energia.
A energia absorvida ou emitida corresponde a uma certa frequência do espectro
electromagnético. Os espectros de emissão e de absorção são característicos de cada
elemento e permitem a sua identificação. Assim, o espectro de emissão do sódio, por
exemplo, tem riscas com cores diferentes do espectro de emissão do potássio (que até está
no mesmo grupo da tabela periódica). Isto significa que sódio e potássio absorvem
quantidades de energia diferentes para que os seus electrões possam transitar para níveis de
energia mais elevados, e, consequentemente, quando os electrões regressam ao estado
fundamental emitem também quantidades de energia diferentes.
14