Atomística: modelos atômicos, estrutura do átomo, íons, distribuição eletrônica e alotropia

Toda substância é formada por átomos, e as propriedades de cada elemento químico dependem da estrutura desses átomos: quantos prótons existem no núcleo e como os elétrons se distribuem ao redor dele. A cor da luz emitida por um sal aquecido, a carga de um íon, a posição de um elemento na tabela periódica e o fato de o sódio metálico reagir violentamente com a água, enquanto o íon sódio do sal de cozinha é estável, decorrem dessa estrutura.

Este artigo reconstrói a história dos modelos atômicos, mostrando que cada um foi substituído quando surgiram evidências que ele não explicava. Em seguida, descreve as partículas do átomo, os números que o identificam e as relações entre átomos, apresenta a distribuição dos elétrons em camadas e subníveis e a formação de íons, e termina na alotropia: o fato de um mesmo elemento poder formar substâncias com propriedades muito diferentes.

1. Modelos atômicos

Um modelo atômico é uma representação que explica os resultados experimentais disponíveis em sua época. Nenhum modelo é uma "fotografia" do átomo: cada proposta respondeu a observações que a anterior não comportava.

1.1 Antecedentes

A ideia de que a matéria é formada por partículas indivisíveis surgiu na Grécia antiga, no século V a.C., com Leucipo e Demócrito; a palavra "átomo" vem do grego e significa "indivisível". Era, porém, uma hipótese filosófica, sem base experimental. Só no início do século XIX o átomo passou a ser um conceito científico apoiado em medidas.

1.2 Modelo de Dalton (esfera maciça, indivisível)

John Dalton, entre 1803 e 1808, propôs uma teoria atômica baseada nas leis das combinações químicas, como a conservação da massa, de Lavoisier:

1. A matéria é formada por átomos, esferas maciças e indivisíveis.
2. Átomos de um mesmo elemento são idênticos entre si, em massa e propriedades.
3. Átomos de elementos diferentes têm massas e propriedades diferentes.
4. As substâncias compostas resultam da combinação de átomos em proporções fixas de números inteiros.
5. Nas reações químicas, os átomos se reorganizam, sem ser criados nem destruídos.

O modelo explicou por que a massa se conserva nas reações e por que as substâncias compostas têm composição fixa. Não explicava a natureza elétrica da matéria e foi desmentido em dois pontos: o átomo é divisível, e existem átomos do mesmo elemento com massas diferentes, os isótopos (seção 3).

1.3 Modelo de Thomson (pudim de passas)

Em 1897, J. J. Thomson estudou os raios catódicos, feixes produzidos em tubos de gás rarefeito submetidos a alta tensão, e concluiu que eram formados por partículas com carga negativa, muito mais leves que o átomo mais leve. Essas partículas, presentes em todos os materiais, foram chamadas de elétrons. Se o átomo contém elétrons, ele não é indivisível; e, como a matéria é normalmente neutra, deve conter também carga positiva. Thomson propôs um átomo formado por uma esfera de carga positiva com elétrons incrustados, como passas em um pudim. O modelo explicava a eletrização dos materiais, mas não previa os resultados do experimento de Rutherford.

1.4 Modelo de Rutherford (núcleo denso)

Entre 1909 e 1911, Ernest Rutherford e seus colaboradores Hans Geiger e Ernest Marsden bombardearam uma lâmina muito fina de ouro com partículas alfa, que são positivas e emitidas por materiais radioativos.

Observação	Conclusão
A maioria das partículas atravessou a lâmina sem desvio	O átomo é formado principalmente por espaço vazio
Algumas partículas sofreram desvios	Existe uma região com carga positiva que repele as partículas alfa
Uma fração muito pequena ricocheteou, voltando	Essa região é muito pequena e concentra quase toda a massa do átomo

Pelo modelo de Thomson, a carga positiva estaria espalhada pelo átomo, e nenhuma partícula deveria voltar. Rutherford propôs, em 1911, o modelo nuclear: no centro, um núcleo pequeno, positivo e muito denso; ao redor, uma eletrosfera, onde os elétrons giram, como planetas em torno do Sol. O diâmetro do núcleo é da ordem de 10 mil a 100 mil vezes menor que o do átomo: se o átomo tivesse o tamanho de um estádio de futebol, o núcleo seria como uma bolinha de gude no centro do gramado. O próton foi identificado pelo próprio Rutherford, por volta de 1919, e o nêutron, sem carga, por James Chadwick, em 1932.

1.5 Modelo de Bohr (órbitas quantizadas)

Em 1913, Niels Bohr propôs três postulados: o elétron só pode ocupar determinadas órbitas, cada uma com energia definida, os níveis de energia, e as energias intermediárias não são permitidas, isto é, a energia é quantizada; enquanto permanece em um nível, o elétron não emite energia; e o elétron só muda de nível absorvendo ou emitindo energia exatamente igual à diferença entre os dois níveis.

Espectros de linhas. Um sólido muito aquecido, como o filamento de uma lâmpada incandescente, emite um espectro contínuo, com todas as cores. Um gás de átomos excitados emite apenas cores específicas, que aparecem como linhas separadas quando a luz passa por um prisma, e cada elemento tem um conjunto próprio de linhas, como uma "impressão digital". O modelo de Bohr explicou essas linhas no caso do hidrogênio.

Teste de chama. Sais de alguns metais, aquecidos em uma chama, emitem cores características:

Elemento	Cor da chama
Lítio	Vermelho-carmim
Sódio	Amarelo intenso
Potássio	Violeta
Cálcio	Vermelho-alaranjado
Estrôncio	Vermelho
Bário	Verde-amarelado
Cobre	Verde-azulado

Esse princípio explica as cores dos fogos de artifício e das lâmpadas de vapor de sódio, de luz amarelada. Pela análise das linhas espectrais da luz das estrelas, os astrônomos identificam os elementos que as compõem.

1.6 Modelo atual (nuvem eletrônica, noção)

A partir da década de 1920, a mecânica quântica, com os trabalhos de Louis de Broglie, Werner Heisenberg e Erwin Schrödinger, mostrou que o elétron não percorre uma trajetória definida. Não é possível conhecer ao mesmo tempo, com precisão, sua posição e sua velocidade; o que se pode calcular é a probabilidade de encontrá-lo em cada região ao redor do núcleo. As regiões de maior probabilidade são os orbitais, e o conjunto delas forma a nuvem eletrônica. Os níveis de energia de Bohr permanecem no modelo atual, subdivididos em subníveis (seção 4).

2. Estrutura do átomo

2.1 Prótons, nêutrons e elétrons

Partícula	Localização	Carga relativa	Massa relativa
Próton	Núcleo	+1	1
Nêutron	Núcleo	0	1 (aproximadamente)
Elétron	Eletrosfera	−1	1/1.836

As cargas do próton e do elétron têm o mesmo módulo, 1,6 × 10⁻¹⁹ C, e sinais opostos. O núcleo concentra mais de 99,9% da massa do átomo e ocupa uma fração mínima do volume. Os prótons se repelem eletricamente, mas o núcleo permanece coeso pela força nuclear forte, que atua entre prótons e nêutrons a distâncias muito curtas. Um átomo tem diâmetro da ordem de 10⁻¹⁰ m (0,1 nm); um núcleo, da ordem de 10⁻¹⁴ a 10⁻¹⁵ m.

2.2 Número atômico e número de massa

Na notação usual, o número de massa fica à esquerda e acima do símbolo, e o número atômico, à esquerda e abaixo: ²³₁₁Na é o átomo de sódio com 11 prótons, 23 − 11 = 12 nêutrons e, se neutro, 11 elétrons.

2.3 Elemento químico

Um elemento químico é o conjunto de todos os átomos com o mesmo número atômico: todo átomo com 6 prótons é carbono, com 8 é oxigênio, com 26 é ferro. Se o número de prótons muda, o elemento muda, o que não ocorre nas reações químicas, que envolvem apenas os elétrons, mas ocorre nas reações nucleares, como as das estrelas e dos reatores. Hoje são conhecidos 118 elementos, organizados na tabela periódica em ordem crescente de número atômico, com nomes e símbolos padronizados pela IUPAC.

3. Isótopos, isóbaros e isótonos

3.1 Isótopos

Isótopos são átomos com o mesmo número atômico (Z) e números de massa diferentes (A): pertencem ao mesmo elemento e diferem no número de nêutrons.

Elemento	Isótopos	Observação
Hidrogênio	¹H (prótio), ²H (deutério), ³H (trítio)	Únicos isótopos com nomes próprios; o prótio não tem nêutron
Carbono	¹²C, ¹³C, ¹⁴C	O ¹⁴C é radioativo e usado na datação de restos orgânicos
Urânio	²³⁵U, ²³⁸U	O ²³⁵U é o isótopo físsil usado em reatores nucleares
Cloro	³⁵Cl, ³⁷Cl	Ocorrem na natureza em proporção aproximada de 3 para 1

Os isótopos de um mesmo elemento têm propriedades químicas praticamente iguais, porque têm o mesmo número de elétrons, e diferem em propriedades que dependem da massa e na estabilidade do núcleo. Alguns são radioativos: seus núcleos se desintegram espontaneamente e emitem radiação.

3.2 Isóbaros

Isóbaros são átomos de elementos diferentes (Z diferentes) com o mesmo número de massa (A), como ⁴⁰₁₉K e ⁴⁰₂₀Ca, e ¹⁴₆C e ¹⁴₇N.

3.3 Isótonos

Isótonos são átomos de elementos diferentes com o mesmo número de nêutrons (N), como ³⁷₁₇Cl (N = 20) e ⁴⁰₂₀Ca (N = 20), e ¹³₆C (N = 7) e ¹⁴₇N (N = 7).

Relação	Igual	Diferente	Mesmo elemento?
Isótopos	Z (prótons)	A e N	Sim
Isóbaros	A (massa)	Z e N	Não
Isótonos	N (nêutrons)	Z e A	Não

3.4 Massa atômica média

A massa dos átomos é medida em unidades de massa atômica (u): por definição, 1 u é 1/12 da massa de um átomo de carbono-12, e prótons e nêutrons têm massa próxima de 1 u. Como a maioria dos elementos é uma mistura de isótopos, a massa atômica da tabela periódica é a média ponderada das massas dos isótopos, de acordo com sua abundância na natureza.

4. Distribuição eletrônica

4.1 Camadas eletrônicas

Na eletrosfera, os elétrons se organizam em níveis de energia, ou camadas. Os elementos conhecidos ocupam no máximo sete camadas, identificadas por números (1 a 7) ou letras (K a Q).

Camada	K	L	M	N	O	P	Q
Nível (n)	1	2	3	4	5	6	7
Máximo de elétrons nos elementos conhecidos	2	8	18	32	32	18	8

Quanto mais afastada do núcleo, maior a energia da camada. A camada de maior número que contém elétrons é a camada de valência, cujos elétrons participam das ligações químicas.

4.2 Subníveis

Cada camada se divide em subníveis, identificados pelas letras s, p, d e f:

Subnível	s	p	d	f
Máximo de elétrons	2	6	10	14
Número de orbitais	1	3	5	7

Cada orbital comporta até dois elétrons, com spins opostos: é o princípio da exclusão de Pauli. Em orbitais de mesma energia, os elétrons ocupam primeiro os orbitais vazios, antes de formar pares: é a regra de Hund.

Camada	Subníveis presentes	Total
K (n = 1)	1s	2
L (n = 2)	2s, 2p	2 + 6 = 8
M (n = 3)	3s, 3p, 3d	2 + 6 + 10 = 18
N (n = 4)	4s, 4p, 4d, 4f	2 + 6 + 10 + 14 = 32

4.3 Diagrama de Linus Pauling

Os subníveis não são preenchidos na ordem das camadas: o 4s, por exemplo, tem energia menor que o 3d e é preenchido antes dele. A ordem crescente de energia é dada pelo diagrama de Pauling, lido pelas diagonais.

4.4 Como fazer a distribuição

1. Determinar o número de elétrons; no átomo neutro, é igual a Z.
2. Preencher os subníveis na ordem do diagrama, respeitando a capacidade de cada um, até esgotar os elétrons.
3. Para obter a distribuição por camadas, somar os elétrons de cada camada.

4.5 Distribuição eletrônica de íons

Nos cátions, os elétrons são retirados da camada mais externa, e não do último subnível preenchido. Nos ânions, os elétrons são acrescentados ao último subnível incompleto.

5. Íons

5.1 Cátions e ânions

Íons são espécies com carga elétrica, formadas quando um átomo perde ou ganha elétrons. O núcleo não muda: o número de prótons, e portanto o elemento, continua o mesmo. Os cátions são íons positivos, formados pela perda de elétrons, como Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺ e Ca²⁺. Os ânions são íons negativos, formados pelo ganho de elétrons, como Cl⁻, O²⁻, S²⁻ e F⁻.

5.2 Relação entre íons e propriedades químicas

Os metais têm, em geral, poucos elétrons na camada de valência, de 1 a 3, e tendem a perdê-los, formando cátions. Os não metais têm, em geral, muitos elétrons na camada de valência, de 5 a 7, e tendem a ganhar elétrons, formando ânions. Em muitos casos, o íon formado fica com a distribuição de um gás nobre, com 8 elétrons na camada de valência, ou 2, no caso do hélio; essa tendência, a regra do octeto, será aprofundada no estudo das ligações químicas.

Íons têm propriedades diferentes dos átomos neutros. O sódio metálico é um metal macio que reage violentamente com a água; o íon sódio, presente no sal de cozinha e no sangue, é estável e essencial à vida. O gás cloro (Cl₂) é tóxico; o íon cloreto, do sal de cozinha, é inofensivo nas quantidades da dieta.

Tamanho dos íons. Um cátion é menor que o átomo que o originou: com menos elétrons, a repulsão entre eles diminui, e em muitos casos a camada externa inteira é perdida. Um ânion é maior que o átomo: o elétron extra aumenta a repulsão, e a eletrosfera se expande.

6. Alotropia

6.1 Conceito

Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico forma substâncias simples diferentes, os alótropos. Eles podem diferir na atomicidade, o número de átomos por molécula, como O₂ e O₃, ou na estrutura cristalina, a forma como os átomos se organizam no espaço, como o diamante e o grafite.

6.2 Exemplos

Elemento	Alótropos	Diferença estrutural
Carbono	Diamante e grafite (também fulerenos e grafeno)	Arranjo dos átomos
Oxigênio	Gás oxigênio (O₂) e ozônio (O₃)	Atomicidade
Fósforo	Fósforo branco (P₄) e fósforo vermelho	Moléculas isoladas × estrutura em cadeia
Enxofre	Rômbico e monoclínico	Arranjo cristalino das moléculas S₈

6.3 Relação com propriedades físicas diferentes

Propriedade	Diamante	Grafite
Estrutura	Cada carbono ligado a outros 4, em rede tridimensional rígida	Cada carbono ligado a outros 3, em camadas hexagonais que deslizam umas sobre as outras
Dureza	O material natural mais duro (10 em Mohs)	Macio; deixa marca no papel
Condutividade elétrica	Isolante	Condutor
Aspecto	Transparente, brilhante	Cinza-escuro, opaco
Usos	Joias, ferramentas de corte e perfuração	Lápis, lubrificantes, eletrodos

O grafite conduz eletricidade porque cada carbono usa apenas três de seus quatro elétrons de valência nas ligações da camada, e o quarto elétron tem liberdade de movimento ao longo dela. No diamante, os quatro elétrons estão presos em ligações. Outros alótropos do carbono foram descobertos mais recentemente: os fulerenos, moléculas em forma de bola, como o C₆₀, identificado em 1985, descoberta que rendeu o Prêmio Nobel de Química de 1996; e o grafeno, uma única camada de grafite com um átomo de espessura, isolado em 2004, que rendeu o Prêmio Nobel de Física de 2010.

Propriedade	O₂	O₃
Aspecto	Gás incolor e inodoro	Gás levemente azulado, de odor característico
Reatividade	Menos reativo	Oxidante muito forte
Papel	Essencial à respiração	Na alta atmosfera, forma a camada de ozônio, que absorve radiação ultravioleta; perto do solo, é um poluente irritante

Propriedade	Fósforo branco	Fósforo vermelho
Estrutura	Moléculas P₄ isoladas	Cadeias de átomos ligados
Reatividade	Muito reativo; pode se inflamar espontaneamente ao ar em temperatura pouco acima da ambiente	Mais estável
Toxicidade	Muito tóxico	Bem menos tóxico
Armazenamento e uso	Guardado sob água	Usado na lixa das caixas de fósforos de segurança

O enxofre rômbico e o monoclínico são formados por moléculas S₈ organizadas em cristais diferentes: o rômbico é a forma estável à temperatura ambiente, e o monoclínico se forma acima de cerca de 96 °C.

7. Exemplos resolvidos

8. Erros conceituais frequentes

Erro	Por que está errado	Forma correta
Os modelos antigos estavam "errados"	Explicavam os dados de sua época	Foram ampliados por novas evidências
O elétron gira em órbita definida, como um planeta	O modelo atual não atribui trajetória ao elétron	Orbital é região de maior probabilidade
O átomo é maciço	O experimento de Rutherford mostrou o contrário	É formado principalmente por espaço vazio
O número de massa é a massa do átomo	A conta partículas	A massa é medida em u e não é exatamente A
Isótopos são elementos diferentes	Têm o mesmo Z	São o mesmo elemento
Todos os isótopos são radioativos	¹²C e ¹³C são estáveis	Depende da estabilidade do núcleo
Na formação de íons, o número de prótons muda	Só os elétrons mudam	O elemento é o mesmo
Cátion ganha elétrons	Carga positiva indica falta de elétrons	Cátion perde; ânion ganha
O cátion perde elétrons do último subnível preenchido	Perde da camada mais externa	Fe²⁺: retiram-se os elétrons do 4s
A camada de valência é a do subnível mais energético	Nem sempre	É a camada de maior número
O 3d é preenchido antes do 4s	O 4s tem energia menor	Seguir o diagrama de Pauling
Alotropia e isotopia são o mesmo fenômeno	Uma muda a estrutura; a outra, os nêutrons	O₂/O₃ × ¹⁶O/¹⁸O
Diamante e grafite são substâncias compostas	São formados só por carbono	São substâncias simples

9. Distinções importantes

Órbita e orbital. Órbita, no modelo de Bohr, é uma trajetória circular definida; orbital, no modelo atual, é uma região do espaço onde a probabilidade de encontrar o elétron é alta.

Número atômico e número de massa. Z conta prótons e identifica o elemento; A soma prótons e nêutrons.

Elemento químico e substância simples. O elemento é o tipo de átomo, definido por Z; a substância simples é o material formado por esse elemento, como O₂ ou O₃.

Número de massa e massa atômica. O número de massa é inteiro e se refere a um isótopo; a massa atômica da tabela é uma média ponderada dos isótopos.

Isótopos, isóbaros e isótonos. Os isótopos têm o mesmo Z, os isóbaros o mesmo A, e os isótonos o mesmo N.

Camada e subnível. A camada é o nível de energia principal (K, L, M…); o subnível é sua subdivisão (s, p, d, f).

Ordem energética e ordem geométrica. A energética segue o diagrama de Pauling (4s antes de 3d); a geométrica agrupa os subníveis por camada (3d antes de 4s).

Cátion e ânion. O cátion é positivo e perdeu elétrons; o ânion é negativo e ganhou elétrons.

Estado fundamental e excitado. No fundamental, os elétrons ocupam os níveis de menor energia possível; no excitado, pelo menos um elétron está em nível mais alto, depois de absorver energia.

Espectro contínuo e espectro de linhas. O contínuo tem todas as cores e é emitido por sólidos e líquidos muito aquecidos; o de linhas tem apenas cores específicas e é emitido por gases de átomos excitados.

Isótopos e alótropos. Os isótopos são átomos do mesmo elemento com números de nêutrons diferentes; os alótropos são substâncias simples diferentes formadas pelo mesmo elemento.

10. Perguntas frequentes

Se o átomo é quase todo vazio, por que não atravessamos as paredes?

Porque a eletrosfera dos átomos da mão e a dos átomos da parede se repelem eletricamente. O "vazio" do átomo não é um espaço livre para outras partículas passarem: é ocupado pelos elétrons e por suas interações.

O que são números quânticos?

São quatro números que identificam cada elétron de um átomo: o principal (n) indica o nível; o secundário (ℓ), o subnível (0 para s, 1 para p, 2 para d, 3 para f); o magnético (m), o orbital; e o de spin (s), o sentido do spin, +½ ou −½. Pelo princípio de Pauli, dois elétrons do mesmo átomo não têm os quatro números iguais.

Qual é a relação entre a distribuição eletrônica e a tabela periódica?

O período de um elemento corresponde ao número de camadas ocupadas. Nos elementos representativos, o grupo se relaciona com o número de elétrons na camada de valência, e os blocos s, p, d e f da tabela correspondem ao subnível que recebe o último elétron na distribuição.

O elétron pode ter energia intermediária entre dois níveis?

Não, enquanto estiver ligado ao átomo: um fóton cuja energia não corresponde a nenhuma diferença entre níveis não provoca transição. Acima da energia de ionização, porém, qualquer valor remove o elétron, e o excedente se converte em energia cinética. No hidrogênio, a energia de ionização a partir do estado fundamental é 13,6 eV.

Como o carbono-14 é usado para datar fósseis?

Os seres vivos incorporam carbono da atmosfera, inclusive uma pequena proporção de ¹⁴C, radioativo. Depois da morte, a incorporação cessa, e o ¹⁴C se desintegra lentamente: sua quantidade cai à metade a cada cerca de 5.730 anos, a meia-vida. Medindo quanto ¹⁴C resta, estima-se há quanto tempo o organismo morreu, o que se aplica a restos de até algumas dezenas de milhares de anos.

O diamante pode se transformar em grafite?

Nas condições ambientes, o grafite é a forma mais estável do carbono, mas a transformação do diamante em grafite é tão lenta que não ocorre em escala perceptível. Na direção inversa, a produção de diamantes sintéticos exige pressões e temperaturas muito altas.

Por que a água oxigenada e o ozônio são "oxigênio", mas diferentes do O₂?

O ozônio (O₃) é um alótropo do oxigênio, formado só por esse elemento. A água oxigenada (H₂O₂) não é alótropo: é uma substância composta, com hidrogênio e oxigênio.

Os elétrons têm massa?

Sim, mas muito pequena: cerca de 1/1.836 da massa do próton. Por isso, a massa de um íon é praticamente igual à do átomo que o originou.

12. Síntese

Os modelos atômicos foram construídos por evidências sucessivas. Dalton explicou as leis das combinações químicas com átomos maciços e indivisíveis; Thomson descobriu o elétron e propôs uma esfera positiva com elétrons incrustados; Rutherford, com o espalhamento de partículas alfa, mostrou um núcleo pequeno, denso e positivo, cercado por espaço quase vazio; Bohr introduziu níveis de energia quantizados, explicando os espectros de linhas e os testes de chama; e o modelo atual substitui as órbitas por orbitais, regiões de maior probabilidade de encontrar o elétron.

O átomo tem prótons e nêutrons no núcleo e elétrons na eletrosfera. O número atômico identifica o elemento, e o número de massa é A = Z + N. Isótopos têm o mesmo Z, isóbaros o mesmo A, e isótonos o mesmo N, e a massa atômica da tabela é a média ponderada dos isótopos.

Os elétrons se distribuem em camadas (K a Q) e subníveis (s, p, d, f), na ordem do diagrama de Pauling. A camada de valência é a mais externa. Nos cátions, os elétrons saem da camada mais externa; nos ânions, entram no último subnível incompleto. Os metais tendem a formar cátions, e os não metais, ânions, e os íons têm propriedades diferentes dos átomos neutros.

Na alotropia, um mesmo elemento forma substâncias simples diferentes, com propriedades físicas distintas, porque os átomos estão organizados de outra forma: diamante e grafite, O₂ e O₃, fósforo branco e vermelho, e enxofre rômbico e monoclínico.

13. Glossário

Termo	Significado
Alotropia	Formação de substâncias simples diferentes por um mesmo elemento
Ânion	Íon negativo, formado por ganho de elétrons
Camada de valência	Camada mais externa que contém elétrons
Cátion	Íon positivo, formado por perda de elétrons
Elemento químico	Conjunto de átomos com o mesmo número atômico
Eletrosfera	Região ao redor do núcleo onde estão os elétrons
Espectro de linhas	Conjunto de cores específicas emitidas por átomos excitados
Estado excitado	Situação em que um elétron ocupa um nível acima do fundamental
Fóton	Partícula de luz, emitida ou absorvida nas transições eletrônicas
Íon	Espécie química com carga elétrica
Isóbaros	Átomos de elementos diferentes com o mesmo número de massa
Isoeletrônicos	Espécies com o mesmo número de elétrons
Isótonos	Átomos de elementos diferentes com o mesmo número de nêutrons
Isótopos	Átomos do mesmo elemento com números de massa diferentes
Número atômico (Z)	Quantidade de prótons no núcleo
Número de massa (A)	Soma de prótons e nêutrons
Orbital	Região de maior probabilidade de encontrar um elétron
Subnível	Subdivisão de uma camada: s, p, d ou f
Unidade de massa atômica (u)	1/12 da massa do átomo de carbono-12