Elementos Químicos e a Tabela Periódica

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O que é um Elemento Químico? 
Elemento Químico é um conjunto formado por átomos que possuem o 
mesmo número de prótons em seu núcleo, isto é, o mesmo número 
atômico (Z). Cada elemento é reconhecido por um símbolo. O ouro, por 
exemplo, tem símbolo Au e o Mercúrio é o Hg. 
A Tabela Periódica traz uma enorme quantidade de elementos químicos. 
A maioria dos elementos são encontrados na natureza e são conhecidos 
como Elementos Naturais. Alguns elementos cujos átomos são criados 
artificialmente, em laboratórios, são chamados de Elementos Sintéticos. 
O processo de criação desses elementos é conhecido como síntese. 
Todos os elementos químicos possuem número atômico, massa 
atômica, ponto de fusão (pf) e ponto de ebulição (pe). No total de 118 
elementos, mais de 80 deles são elementos naturais e o restante são 
produzidos de forma artificial. 
Os elementos são distribuídos na Tabela Periódica, seguindo em ordem 
crescente por seus números atômicos e de acordo com a semelhança de 
suas propridades (leia Período da Tabela Periódica) 
Simbolos dos Elementos Químicos 
O homem sempre tentou identificar os elementos químico de alguma 
maneira. Os alquimistas, por exemplo, representavam o ouro pelo símbolo 
do Sol e a prata pelo símbolo da Lua. Não importa se o elemento químico 
é natural ou sintético, existe sempre um símbolo atrelado a ele. 
Nos dias de hoje, os símbolos seguem critérios internacionais, o que 
permite que um elemento químico da Tabela Periódica seja identificado 
em qualquer lugar do mundo, independente da língua ou alfabeto. Em 
outras palavras, o símbolo dos elementos químicos passou a ser universal. 
O padrão adotado para a escolha da simbologia é sempre baseado no 
nome do elemento em latin com sua letra inicial em maiúscula, seguido, 
se houver necessidade, de uma segunda letra, dessa vez minúscula. 
Por exemplo, o símbolo do Cálcio é Ca justamente porque já existia outro 
elemento com o símbolo C, no caso o Carbono. 
 
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Períodos da Tabela Periódica 
 
A Tabela Periódica dos Elementos Químicos atual possui filas horizontais e 
cada uma delas representa um período ou série. A Tabela Periódica possui 
sete períodos e, a depender do nível (série) em que os elementos encontram-
se, é revelada a quantidade de camadas eletrônicas. 
Por exemplo, os elementos Oxigênio e o Flúor estão na segunda série e 
possuem duas camadas eletrônicas, o Potássio e Cálcio estão no quarto 
período e possuem quatro níveis eletrônicos (K,L,M,N) e assim vai. 
Todos os elementos da Tabela Periódica são distribuídos em sequencia 
numérica de acordo com seus números atômicos. Excluido o primeiro período 
(onde localizam-se os elementos hidrogênio e o hélio), todos as séries 
começam com um metal e terminam com um gás nobre. O período mais curto 
possui dois elementos e o maior período possui 32 elementos. 
 
Famílias da Tabela Periódica 
 
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Ao contrário dos períodos, as Famílias da Tabela Periódica são distribuídas 
de forma vertical, em 18 colunas. Os elementos químicos que estão 
localizados na mesma coluna da Tabela Periódica são considerados da mesma 
família pois possuem propriedades físicas e químicas semelhantes. Esse 
elementos fazem parte de um mesmo grupo porque apresentam a mesma 
configuração de elétrons na última camada (camada de valência). 
A numeração das Famílias da Tabela Periódica se inicia no 1A (representado 
em nossa tabela periódica com o número 1) e continua até o zero ou 8A 
(representado em nossa tabela periódica pelo número 18). Existe também a 
Família B. 
A Tabela Periódica é divida em Metais, Não-Metais e Semi-Metais e suas 
famílias são: 
▪ Família 1A (Grupo 1): Metais Alcalinos 
▪ Família 2A (Grupo 2): Metais Alcalino-Terrosos 
▪ Família B (Grupo 3 à 12): Metais de Transição 
▪ Família 3A (Grupo 13): Família do Boro 
▪ Família 4A (Grupo 14): Família do Carbono 
▪ Família 5A (Grupo 15): Família do Nitrogênio 
▪ Família 6A (Grupo 16): Calcogênios 
▪ Família 7A (Grupo 17): Halogênios 
▪ Família 0 ou 8A (Grupo 18): Gases Nobres 
O primeiro grupo é conhecido como Metais alcalinos (com exceção 
do Hidrogénio (H)) e a segunda família é a dos Metais Alcalino-Terrosos. O 
conjunto formado entre o grupo 3 e o grupo 12 ou Família B denomina-se 
Metais de Transição. Depois desse conjunto vem o grupo 13 que é conhecido 
por Família do Boro, seguido da Família do Carbono (Grupo 14) e da Família 
do Nitrogênio (Grupo 15). O grupo 16 é conhecido como Calcogênios, o grupo 
17 como Halogênios e, por fim, o grupo 18 que compreende os Gases Nobres. 
As duas últimas linhas da Tabela Periódica representam as Famílias dos 
Lantanídeos e dos Actinídeos, como pode ser visto na nossa Tabela 
Periódica Completa. 
 
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Propriedades Periódicas 
Raio atômico – Energia de Ionização – Afinidade 
Eletrônica – Eletronegatividade – Eletropositividade – Potencial de Ionização 
As propriedades periódicas são tendências ou características que 
alguns elementos químicos seguem e que marca sua localização na tabela 
periódica. 
Os elementos químicos são organizados de acordo com suas propriedades 
periódicas e tais propriedades são alteradas de acordo com o número 
atômico. As principais propriedades periódicas são: Raio atômico, Energia de 
Ionização, Afinidade eletrônica, Eletronegatividade, Eletropositividade e 
Potencial de Ionização. 
Raio atômico 
 
O raio atômico se refere ao tamanho do átomo. Quanto maior o número de 
níveis, maior será o tamanho do átomo. O átomo que possui o maior número 
de prótons exerce maior atração sobre seus elétrons. 
Em outras palavras, raio atômico é a distância do núcleo de um átomo à sua 
eletrosfera na camada mais externa. Porém, como o átomo não é rígido, 
calcula-se o raio atômico médio pela metade da distância entre os centros dos 
núcleos de dois átomos de mesmo elemento numa ligação química em estado 
sólido. 
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O raio atômico cresce de cima para baixo na família databela periódica, 
acompanhando o número de camadas dos átomos de cada elemento e da 
direita para a esquerda nos períodos da tabela periódica. 
Quanto maior o número atômico de um elemento no período, maiores são as 
forças exercidas entre o núcleo e a eletrosfera, o que resulta num menor raio 
atômico. 
O elemento de maior raio atômico é o Césio. 
Energia de Ionização 
Energia de Ionização é a energia necessária para remover um ou mais 
elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. O tamanho do átomo 
interfere na sua energia de ionização. Se o átomo for grande, sua energia de 
ionização será menor. 
 
– Em uma mesma família a energia aumenta de baixo para cima; 
– Em um mesmo período a Energia de Ionização aumenta da esquerda para a 
direita. 
Afinidade eletrônica 
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Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo no estado 
gasoso (isolado) captura um elétron. Quanto menor o raio, maior a sua 
afinidade eletrônica, em uma família ou período. 
 
A afinidade eletrônica mede a energia liberada por um átomo em estado 
fundamental e no estado gasoso ao receber um elétron. Trata-se da energia 
mínima necessária para a retirada de um elétron de um ânion de um 
determinado elemento. 
Nos gases nobres a afinidade eletrônica não é significativa, porém como a 
adição de um elétron em qualquer elemento causa liberação de energia, então 
a afinidade eletrônica dos gases nobres não é igual a zero. 
A afinidade eletrônica tem comportamento parecido com o da 
eletronegatividade, já que não tem uma forma muito definida no seu 
crescimento na tabela periódica: cresce de baixo para cima e da esquerda para 
a direita. 
O elemento químico que possui a maior afinidade eletrônica é o Cloro. 
Eletronegatividade 
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A Eletronegatividade é a força de atração exercida sobre os elétrons de uma 
ligação. Na tabela periódica a eletronegatividade aumenta de baixo para cima 
e da esquerda para a direita. 
Essa propriedade tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho 
de um átomo, maior é a força de atração sobre os elétrons. 
 
Não é possível calcular a eletronegatividade de um único átomo (isolado), 
pois a eletronegatividade é a tendência que um átomo tem em receber 
elétrons em uma ligação covalente. Portanto, é preciso das ligações químicas 
para medir essa propriedade. 
Segundo a escala de Pauling*, a eletronegatividade cresce na família de baixo 
para cima, junto com à diminuição do raio atômico e do aumento das 
interações do núcleo com a eletrosfera e no período da esquerda pela direita, 
acompanhando o aumento do número atômico. 
O elemento mais eletronegativo da tabela periódica é o flúor. 
*A escala de Pauling é uma escala construída empiricamente e muito utilizada 
na Química. Ela mede a atração que o átomo exerce sobre elétrons externos 
em ligações covalentes, ou seja, sua eletronegatividade. 
Eletropositividade 
 
Eletropositividade é a tendência de perder elétrons, apresentada por um 
átomo. Quanto maior for seu valor, maior será o caráter metálico. Os átomos 
com menos de quatro elétrons de valência, metais em geral, possuem maior 
tendência em perder elétrons, por isso, possuem maior eletropositivade. Um 
aumento no número de camadas diminui a força de atração do núcleo sobre 
os elétrons periféricos, facilitando a perda de elétrons pelo átomo e, 
consequentemente, aumentando a sua eletropositividade. 
A eletropositividade cresce da direita para a esquerda nos períodos e de cima 
para baixo nas famílias. 
A forma da medir a eletropositividade de um elemento é a mesma da 
eletronegatividade: através das ligação química. Entretanto, o sentido é o 
contrário, pois mede a tendência de um átomo em perder elétrons. Os metais 
são os mais eletropositivos e os gases nobres são excluídos¹, pois não têm 
tendência em perder elétrons. 
O elemento químico mais eletropositivo é o frâncio. Ele tem tendência 
máxima à oxidação. 
¹Como os gases nobres são muito inertes, os valores de eletronegatividade e 
eletropositividade não são objetos de estudo pela dificuldade da obtenção 
desses dados. 
Potencial de Ionização 
 
É a energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no 
estado gasoso. À medida que aumenta o tamanho do átomo, aumenta a 
facilidade para a remoção de um elétron da camada de valência. Portanto, 
quanto maior o tamanho do átomo, menor o potencial de ionização. 
O Potencial de Ionização mede o contrário da afinidade eletrônica: a energia 
necessária para retirar um elétron de um átomo neutro, em estado 
fundamental e no estado gasoso. A retirada de elétron na primeira vez 
utilizará uma quantidade de energia maior que na segunda retirada e assim 
sucessivamente. 
Possui comportamento igual ao da afinidade eletrônica e da 
eletronegatividade, portanto, o Flúor e o Cloro são os elementos que possuem 
os maiores potenciais de ionização da tabela periódica. 
História da Tabela Periódica 
A Tabela Periódica atualmente adotada no mundo inteiro segue padrões 
estabelecidos pela IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química 
Pura e Aplicada), mas a elaboração essencial dela envolveu o trabalho de 
várias pessoas ao longo de muitos anos. Embora o químico russo Dmitri 
Mendeleiev seja frequentemente citado como o inventor da Tabela 
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Periódica, outros cientistas antes dele já vinham tentando elaborar um 
sistema de classificação dos elementos químicos. 
Elementos como a prata, o ouro, o cobre e o chumbo já eram conhecidos desde 
os tempos antigos, mas a primeira descoberta científica de um elemento só 
aconteceu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo. 
Nos próximos 200 anos após essa descoberta, dezenas de outros elementos 
foram encontrados na natureza. Com isso surgiu a necessidade de organizá-
los, e então os cientistas iniciaram a busca por propriedades que servissem 
como critério de classificação. 
Dalton e as massas atômicas 
 
Elementos em ordem crescente de massas atômicas 
A primeira tentativa de organização foi feita no início do século XIX, pelo 
químico e físico inglês John Dalton. Nessa época, os valores aproximados das 
massas atômicas de alguns elementos já tinham sido estabelecidos. 
Dalton listou os elementos conhecidos em ordem crescente de massas 
atômicas, descrevendo as propriedades de cada um e os compostos formados 
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por eles. Entretanto, essa classificação não fazia sentido, já que deixava 
bastante afastados entre si elementos com propriedades muito semelhantes. 
Os próprios valores das massas atômicas eram duvidosos, pois foi Dalton 
mesmo quem os calculou baseado em dados imprecisos. O cientista tomou 
o hidrogênio, que experimentalmente já havia sido verificado como o 
elemento mais leve conhecido, e atribuiu a ele um “peso nocional relativo” 
igual a 1. As massas dos demais elementos foram estabelecidas em relação ao 
hidrogênio, e esse método resultou em muitos erros. 
As tríades de Döbereiner 
Em 1829, foi a vez do químico alemão Johann Wolfgang Döbereiner dar sua 
contribuição à ciência. Döbereiner analisou os elementos cálcio, estrôncio e 
bário, e percebeu que a massa do átomo de estrôncio correspondia, 
aproximadamente, à média dos valores das massas atômicas do cálcio e do 
bário. O químico observou que essa relação também se dava em 
outra tríades, como enxofre/selênio/telúrio e cloro/bromo/iodo. 
Döbereiner foi o primeiro cientista a relacionar os elementos 
químicos conhecidos com base em um determinado critério, entretanto, suas 
observações não foram tidas como relevantes pela comunidade científica da 
época. Uma das falhas do seu método é que muitos metaisnão podiam ser 
agrupados em tríades. 
O parafuso telúrico de Chancourtois 
Mais tarde, em 1862, o geólogo francês Alexandre Chancourtois propôs o 
modelo que ficou conhecido como parafuso telúrico. Em uma espiral 
desenhada na face externa de um cilindro ele organizou os elementos 
químicos em ordem crescente de massas atômicas. O cilindro era dividido por 
linhas verticais em 16 faixas, de modo que os elementos que possuíam 
propriedades semelhantes apareciam uns sobre os outros dentro dessas 
faixas. Esse modelo relacionava as propriedades dos elementos químicos às 
posições que eles ocupavam na sequência. O problema era que havia 
elementos que, apesar de estarem em posição correta na ordem crescente, 
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apresentavam propriedades diferentes dos demais elementos situados na 
mesma faixa, o que invalidava o padrão. Por isso o parafuso telúrico 
despertou pouco interesse. 
 
Parafuso telúrico proposto por Chancourtois 
A Lei das Oitavas de Newlands 
Uma outra idéia foi a do químico inglês John Alexander Newlands, que se 
inspirou na música. Sabe-se que em uma sequência crescente de sete notas 
iniciada em dó, a oitava nota é dó novamente e depois dela a sequência se 
repete. Em 1864, Newlands elaborou uma periodicidade semelhante a essa 
para ser aplicada aos elementos químicos. Ele enfileirou os elementos 
conhecidos na época em linhas horizontais, sete em cada linha, em ordem 
crescente de massas atômicas. As linhas eram posicionadas umas sobre as 
outras. O primeiro elemento de cada uma era o oitavo em relação à linha 
anterior e tinha as mesmas propriedades do primeiro elemento dessa linha 
anterior. O mesmo acontecia com o segundo elemento, o terceiro, e assim 
sucessivamente. Nessa forma de classificação, a cada oito elementos as 
propriedades se repetiam, por isso a proposta de Newlands recebeu o nome 
de Lei das Oitavas. 
 
Elementos organizados conforme a Lei das Oitavas 
Entretanto, o modelo só se mostrava coerente até chegar ao cálcio e não valia 
para os elementos que vinham depois dele conforme a ordem crescente de 
massas atômicas. A tentativa de associar a química à música rendeu a 
Newlands o desprezo da Sociedade Química de Londres. Apesar disso, hoje 
ele é reconhecido como o cientista que trouxe a noção de periodicidade para 
o campo da química, e seu trabalho é tido como precursor do de Mendeleiev. 
A Tabela Periódica dos Elementos de Mendeleiev 
 
Dmitri Mendeleiev 
Dimitri Ivanovich Mendeleiev foi um químico russo que ficou conhecido 
como o pai da Tabela Periódica. Sua dedicação à sistematização dos elementos 
químicos começou em 1860, quando ele iniciou um trabalho de agrupamento 
dos elementos de acordo com suas propriedades comuns. A essa altura, já se 
sabia que os elementos tinham massas atômicas diferentes e era comum 
organizá-los em ordem crescente de massas atômicas. Mas Mendeleiev 
acreditava que isso não era tudo. Certa ocasião, após ter passado alguns dias 
revisando exaustivamente todo o seu conhecimento químico e as tentativas 
de sistematização já feitas por outros cientistas, ele começou a escrever os 
elementos agrupando-os conforme as propriedades químicas que eles 
apresentavam. O problema era que essa classificação juntava elementos de 
massas atômicas muito distantes entre si. 
Ao mesmo tempo em que se sentia desanimado por saber que o padrão de 
organização observado em sua tentativa não se aplicava a todos os elementos 
conhecidos na época, Mendeleiev intuía que tal padrão não emergia por acaso. 
Afinal de contas, Chancourtois (que propôs o “parafuso telúrico”) também 
havia percebido um padrão e também havia esbarrado no mesmo problema: 
o fato dele não se aplicar a todos os elementos. Mendeleiev confiava no 
conhecimento químico de Chancourtois e não acreditava que ele pudesse 
estar errado, por isso continuou seguindo as mesmas pistas, mas sem sucesso. 
As coisas começaram a ficar mais claras para Mendeleiev quando ele teve a 
idéia de associar a classificação dos elementos ao seu jogo de cartas preferido: 
o jogo de paciência. Foi então que ele tomou uma série de fichas de papel e 
começou a escrever em cada uma delas o nome de um elemento, 
acompanhado de sua massa atômica e propriedades químicas. Terminado o 
“baralho” de elementos químicos, Mendeleiev começou a ordenar os cartões 
como se faz no jogo de paciência: os elementos de propriedades químicas 
semelhantes eram como cartas pertencentes ao mesmo naipe, e dentro de 
cada um desses “naipes” a ordem crescente de massas atômicas era como a 
ordem numérica crescente das cartas. A ironia é que ele chamou esse jogo de 
“paciência química” sem saber que precisaria realmente de muita paciência 
em sua jornada. Depois de organizados os cartões, o químico percebeu que 
sua intuição estava conduzindo-o na direção certa, mas ainda assim a 
“paciência química” era imperfeita. Foi então que, vencido pelo cansaço, 
adormeceu sobre a mesa de estudo e teve um sonho. “Vi num sonho uma 
tabela em que todos os elementos se encaixavam como requerido. Ao 
despertar, escrevi-a imediatamente numa folha de papel”, contou Mendeleiev 
depois. 
O sonho mostrou ao cientista como se encaixavam os conhecimentos que ele 
já tinha mas não conseguia articular conscientemente. Ao acordar e transpor 
para o papel o que havia sonhado, Mendeleiev percebeu a lógica por trás do 
esquema: quando os elementos são listados em ordem crescente de massas 
atômicas, as propriedades químicas apresentadas por eles se repetem 
periodicamente. Por essa razão, ele chamou o modelo de Tabela Periódica 
dos Elementos. 
Duas semanas depois de ter feito a descoberta, Mendeleiev apresentou-a à 
comunidade científica publicando o artigo intitulado “Um sistema sugerido 
dos elementos”. O ano era 1869. A princípio, a Tabela listava os elementos 
verticalmente em ordem crescente de massas atômicas, e na horizontal os 
agrupava segundo suas propriedades químicas. 
 
Tabela Periódica do Elementos elaborada por Mendeleiev 
A Tabela Periódica, de certa forma, incorporava os modelos anteriores 
propostos por Döbereiner, Chancortouis e Newlands, mesmo que a validade 
desses padrões só fosse verificada em determinados trechos da Tabela. Além 
disso, nela se encaixavam todos os elementos conhecidos na época. Mas 
Mendeleiev ainda percebia incoerências em seu modelo. Uma delas eram os 
elementos que, embora estivessem no mesmo grupo que outros elementos de 
propriedades semelhantes, tinham massa atômica que não se encaixava na 
ordem crescente. Nesses casos, Mendeleiev desafiou a ciência ao defender que 
o problema não estava em seu sistema de classificação, e sim no cálculo da 
massa atômica do elemento, que estava errada. 
Outra aparente falha da Tabela Periódica era a inexistência de elementos que 
apresentassem determinados valores de massas atômicas necessários à 
continuidade da sequência crescente. Para esse problema o cientista adotou 
uma solução simples, mas ousada: deixava lacunas correspondentes a eles e 
continuava a sequência com os elementos conhecidos. Ele tinha certeza de 
que os elementos correspondentes às lacunas existiam, apenas não tinham 
sido descobertos ainda. Sua segurança era tanta que o químico arriscou até 
mesmo prever as propriedades de alguns daqueles elementos desconhecidos, 
baseando seus palpites na massa atômica que eles deveriam ter e na posição 
que a lacuna ocupava na Tabela. 
A Tabela Periódica de Meyer 
Graças à agilidade com que publicou sua proposta de classificação dos 
elementos, Mendeleiev ficou conhecido como o criadorda Tabela Periódica. 
Mas a verdade é que, alguns anos antes dele, houve outro cientista que 
elaborou um modelo bastante parecido. Em 1864, o químico alemão Julius 
Lothar Meyer estudou a relação entre as massas e os volumes atômicos dos 
elementos e construiu um gráfico baseado nessas duas grandezas. A partir 
desse estudo, Meyer elaborou uma classificação periódica dos elementos, 
levando em consideração as propriedades apresentadas por eles. A linha de 
investigação seguida por ele era bem próxima à de Mendeleiev e os resultados 
obtidos pelos dois foram bastante parecidos. 
Mas por que o trabalho de Meyer acabou ofuscado pelo de Mendeleiev, que só 
veio chegar a conclusões consistentes cinco anos mais tarde? A resposta é 
simples: porque Meyer duvidou de suas conclusões. O químico alemão levou 
muito tempo revisando seus resultados e só os publicou cerca de um ano 
depois. Além disso, depois da publicação, Meyer hesitou diante dos 
questionamentos da comunidade científica, que lançava dúvidas sobre a 
aparente desordem dos elementos, a inadequação de alguns elementos aos 
grupos em que apareciam e a falta de elementos para tornar o esquema 
coerente. Já Mendeleiev foi capaz de desafiar saberes já estabelecidos e 
defendeu sua descoberta com convicção. 
Apesar da firmeza com que Mendeleiev defendia sua Tabela Periódica, a 
comunidade científica não se deixou convencer de que aquele modelo estava 
totalmente correto, pois havia inconsistências evidentes nele. Uma delas era 
a posição de determinados elementos com valores de massa atômica bem 
próximos mas com propriedades muito diferentes. Problemas como esse 
levaram os cientistas a desconfiarem que talvez a massa atômica não fosse 
uma variável adequada para servir de critério de organização dos elementos. 
Moseley e os números atômicos 
 
Henry Moseley 
No início do século XX, por volta de 1913, o físico inglês Henry Gwyn-Jeffreys 
Moseley examinou os espectros dos raios-X característicos de cerca de 40 
elementos. Neste estudo, descobriu que todos os átomos de um mesmo 
elemento químico tinham carga nuclear idêntica, o que indicava que 
possuíam o mesmo número de prótons em seus núcleos. O número de prótons 
que um elemento possui em seu núcelo corresponde ao seu número atômico. 
O físico observou que quando os elementos eram colocados em ordem 
crescente de números atômicos, suas propriedades se repetiam 
periodicamente. 
Não levou muito tempo para que Moseley chegasse à conclusão de que o 
número atômico podia ser usado como critério de organização dos elementos 
químicos, em vez da massa atômica. A aplicação desse padrão corrigiu as 
falhas existentes nas tabelas de Mendeleiev e de Meyer. As poucas lacunas que 
ainda persistiram na Tabela foram preenchidas mais tarde por alguns 
elementos descobertos e outros sintetizados em laboratório. Assim chegou-
se a uma versão da Tabela Periódica muito parecida com a que temos 
atualmente, composta por linhas chamadas de períodos (ou níveis) e colunas 
chamadas de famílias (ou grupos). 
Períodos da Tabela Periódica (ou níveis) – São as linhas horizontais. Os 
períodos são sete, numerados de cima para baixo. A quantidade de elementos 
em cada período varia muito: o primeiro possui apenas dois elementos, 
enquanto o sexto possui 32. Isso porque nele são contados os 14 elementos 
da série dos lantanídeos, embora essa série seja representada abaixo da 
tabela principal, como um bloco destacado. O mesmo acontece com o sétimo 
período, que tem 32 elementos, 14 deles representados à parte, na série 
dos actinídeos. 
Famílias da Tabela Periódica (ou grupos) – São as linhas verticais. Já foram 
designadas por algarismos romanos e letras, mas hoje a IUPAC recomenda 
que sejam numeradas simplesmente de 1 a 18, da esquerda para a direita. 
Desde a contribuição de Moseley, o número atômico foi consolidado como 
critério básico da Tabela Periódica, válido até hoje. A Tabela vem sendo 
alterada apenas pela adição de elementos descobertos ou sintetizados e pelo 
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ajuste dos valores das massas atômicas quando se chega a um valor mais 
preciso. 
Seaborg e os elementos transurânicos 
 
Glenn Seaborg 
A última grande alteração aplicada à Tabela Periódica foi resultado do 
trabalho de Glenn Theodore Seaborg. Dentro do Projeto Manhattan, que 
trabalhava para desenvolver a bomba atômica, Seaborg foi chefe da divisão 
que lidava com os elementos transurânicos (ou seja, os elementos com 
número atômico superior a 92, que é o número atômico do urânio). Ao lado 
de E. M. McMillan, J. W. Kennedy e A. C. Wahl, o cientista americano descobriu 
o plutônio. Depois descobriu outros quatro elementos transurânicos e 
participou da descoberta de mais cinco. 
Em 1944, Seaborg levantou a hipótese de que os elementos com número 
atômico superior ao do actínio (que é igual a 98) formavam uma série de 
elementos semelhante à série dos lantanídeos. A partir dessa hipótese foi 
possível explicar propriedades químicas de alguns elementos já conhecidos e 
até a de outros que ainda não tinham sido identificados. Em 1945, o cientista 
publicou uma versão da Tabela Periódica que incluía os elementos 
transurânicos recentemente descobertos. A configuração dessa Tabela diferia 
da anterior por trazer a série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos. 
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel de Química. O elemento 106 
Tabela Periódica chama-se seabórgio em homenagem a ele. 
Distribuição eletrônica 
Antes de aprender como fazer a distribuição eletrônica de qualquer átomo 
neutro ou íon, é preciso entender a constituição básica dos átomos e a lógica 
envolvida na distribuição dos elétrons. Conheça a seguir os conceitos de 
camadas eletrônicas, níveis e subníveis energéticos. Depois, aprenda a fazer 
distribuição eletrônica utilizando o diagrama de Linus Pauling e a apresentá-
la em ordem energética e ordem geométrica de subníveis. Aprenda também a 
identificar o subnível mais externo e o mais energético e descubra a relação 
que existe entre a distribuição eletrônica e os períodos da Tabela Periódica. 
Camadas eletrônicas 
Os átomos são formados por um núcleo e uma eletrosfera. O núcleo é 
composto de prótons (partículas de carga positiva) e nêutrons (partículas de 
carga neutra). A eletrosfera é constituída pelos elétrons (partículas de carga 
negativa) que giram ao redor do núcleo. Acontece que os elétrons se 
distribuem na eletrosfera em posições diferentes, uns mais perto do núcleo e 
outros mais afastados, formando as chamadas camadas eletrônicas. 
Teoricamente há infinitas camadas que poderiam ser ocupadas pelos 
elétrons, mas experimentalmente observou-se que existem apenas sete. Eles 
são designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, sendo K a primeira camada, a 
mais próxima do núcleo. 
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Camadas eletrônicas 
As camadas também podem ser consideradas níveis energéticos, e no 
próximo tópico você vai entender o porquê. Por enquanto o importante é você 
saber que quando optamos por usar o termo “níveis”, devemos identificá-los 
usando os números de 1 a 7, que são chamados de números quânticos 
principais (n). O número 1 deve ser atribuído ao nível mais próximo do 
núcleo. Cada nível energético (ou camada) comporta um número máximo de 
elétrons, conforme mostra a tabela abaixo: 
 
Número máximo de elétrons por nível energético 
Quanto mais próxima do núcleo está uma camada, maior é a atração que o 
núcleo exerce sobre os elétrons dela e menos energia potencial esses elétrons 
possuem. Em compensação, os elétrons das camadas mais afastadas do núcleo 
são atraídos por ele com intensidade menor, e portanto possuem mais energia 
potencial.Isso significa que os elétrons mais próximos do núcleo, ou seja, os 
das camadas mais internas, são mais “presos” a ele, enquanto os elétrons das 
camadas mais externas são mais “livres”. Para designar esse “grau de 
liberdade” dos elétrons em relação ao núcleo usa-se o conceito de níveis 
energéticos. 
Níveis e subníveis energéticos 
Um nível é mais energético quanto maior for a energia potencial dos elétrons 
nele contidos. Em outras palavras, um nível é mais energético quanto mais 
afastado ele estiver do núcleo. Observe a representação da eletrosfera no 
tópico anterior. Se sabemos que o nível menos energético de todos é o 1 
(correspondente à camada K, mais perto do núcleo) e o mais energético é o 7 
(correspondente à camada Q, mais distante do núcleo), podemos concluir que 
a energia potencial dos elétrons é crescente do nível mais interno para o nível 
mais externo da eletrosfera. Essa regra é válida mesmo para os átomos que 
possuem menos de sete camadas. 
A quantidade total de níveis que uma eletrosfera possui é determinada pela 
quantidade de elétrons do átomo. Os elétrons vão sendo distribuídos 
conforme a capacidade máxima de cada nível, começando pelo nível 1 
(camada K) e prosseguindo até que todos os elétrons estejam acomodados. 
O hidrogênio, por exemplo, possui apenas um nível energético, porque só 
precisa acomodar um elétron. Já o ferro apresenta quatro níveis em sua 
eletrosfera, nas quais estão distribuídos 26 elétrons. O urânio, por sua vez, 
possui sete níveis para comportar seus 92 elétrons. 
Mas a distribuição eletrônica não é feita somente em função dos níveis 
energéticos. Dentro dos níveis, os elétrons apresentam quantidades de 
energia características. Cada uma dessas quantidades corresponde a uma 
subdivisão do nível, dando origem aos chamados subníveis energéticos. Eles 
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são quatro, designados pelas letras minúsculas s, p, d, f. Assim como os níveis, 
os subníveis apresentam números quânticos que indicam a energia do elétron 
dentro deles. São os chamados números quânticos secundários ou 
azimutais (ℓ). Respectivamente, os subníveis s, p, d, f apresentam números 
quânticos secundários 0, 1, 2 e 3. Também de maneira semelhante aos níveis, 
cada subnível comporta uma quantidade máxima de elétrons. 
 
Número máximo de elétrons por nível energético 
A distribuição eletrônica nos subníveis é feita preenchendo-se totalmente um 
subnível antes de passar para o próximo. Acontece que a ocupação dos 
subníveis não obedece os limites dos níveis. Os elétrons não vão se 
acomodando nos subníveis de um mesmo nível até preenchê-lo, eles seguem 
uma ordem diferente, a ordem crescente de energia. O químico norte-
americano Linus Pauling elaborou um diagrama que permite fazer a 
distribuição eletrônica segundo essa ordem crescente. O dispositivo ficou 
conhecido como diagrama de Linus Pauling. 
Distribuição eletrônica segundo o diagrama de 
Linus Pauling 
Observe o diagrama de Linus Pauling. De cima para baixo, ele traz os níveis 
de energia em ordem crescente, representados pelos números de 1 a 7. Os 
subníveis que cada nível possui são representados pelas letras s, p, d, f. À 
direita de cada letra, um número sobrescrito indica a quantidade máxima de 
elétrons que o subnível comporta. As setas indicam o sentido em que o 
diagrama deve ser lido. Cada seta deve ser percorrida até o fim, para só então 
passarmos para o início da próxima. 
 
Diagrama de Linus Pauling 
A leitura do diagrama nos fornece a ordem crescente dos subníveis de 
energia, que é a seguinte: 
1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 – 4d10 – 5p6 – 6s2 – 4f14 – 5d10 – 
6p6 – 7s2 – 5f14 – 6d10 – 7p6 
Essa é a ordem em que os elétrons se acomodam nos subníveis de energia. 
Para fazer a distribuição eletrônica, precisamos obedecer a essa ordem e 
observar o número máximo de elétrons que cada subnível comporta. A 
distribuição é feita preenchendo-se cada subnível antes de passar para o 
próximo. Se no último subnível houver menos elétrons que a capacidade 
máxima dele, não tem problema. Nesse caso, o número que acompanha a letra 
deve ser substituído pelo número de elétrons. 
Vejamos o exemplo da distribuição eletrônica do átomo neutro de ferro, que 
possui 26 elétrons. Segundo a ordem das setas, a distribuição é a seguinte: 
1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d6. Note que o subnível 3d, o último a ser 
preenchido, tem capacidade para até 10 elétrons, mas só havia 6 para serem 
alocados nele. 
Subníveis em ordem energética e em ordem 
geométrica 
No exemplo da distribuição do átomo de ferro, perceba que quando 
escrevemos a sequência de subníveis segundo as diagonais do diagrama, 
escrevemos exatamente na ordem crescente de energia: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 
3p6 – 4s2 – 3d6. Essa é a chamada ordem energética. 
A outra forma de representar a distribuição eletrônica por subníveis de 
energia é a a ordem geométrica. Nela, após fazer a distribuição conforme a 
ordem energética, agrupamos os subníveis de cada nível. No caso átomo 
neutro de ferro, a ordem geométrica fica assim: 1s2 – 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6 – 4s2. 
Subnível mais energético e subnível mais externo 
A ordem energética nos permite identificar o subnível mais energético, que 
é sempre o último da sequência. No caso do ferro, é o subnível 3d6. Já a ordem 
geométrica mostra o subnível mais externo, que também é sempre o último. 
O subnível mais externo do ferro é o 4s2. 
Às vezes o subnível mais energético e o mais externo são o mesmo, mas 
quando isso acontece trata-se de uma coincidência. É sempre necessário 
ordenar os subníveis energeticamente para descobrir qual é o mais 
energético e geometricamente para identificar qual é o mais externo. 
Distribuição eletrônica de átomos neutros e de íons 
A distribuição eletrônica de átomos neutros é feita considerando-se o 
número de elétrons que o átomo do elemento possui em seu estado 
fundamental, que é igual ao seu número de prótons ou número atômico (Z). 
Por isso quando demos o exemplo da distribuição eletrônica do átomo neutro 
de ferro (Z=26) distribuímos 26 elétrons. 
O caso da distribuição eletrônica de íons não é complicado. Um íon nada 
mais é que um átomo que ganhou ou perdeu elétrons do seu nível mais 
externo (último nível). Um íon que resulta do ganho de elétrons é chamado de 
ânion e o que é formado pela perda de elétrons é chamado de cátion. A forma 
mais fácil de fazer a distribuição eletrônica de um íon é fazer primeiro a 
distribuição do seu átomo neutro, ordenar os subníveis geometricamente e 
depois retirar ou adicionar os elétrons do último nível. 
Veja o exemplo da distribuição do cátion de ferro Fe+2. Trata-se de um átomo 
de ferro que perdeu 2 elétrons de seu último nível. 
Distribuição do átomo de ferro neutro (Z=26): 
Ordem energética: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d6 
Ordem geométrica: 1s2 – 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6 – 4s2 
Identificamos o nível mais externo, que é o 4. Ele possui apenas um subnível, 
o s2. Precisamos retirar dois elétrons do último nível, e eles sairão justamente 
do único subnível que esse nível possui. Já que é assim, o subnível 4s2 vai 
deixar de existir, e a distribuição do Fe+2 fica desse jeito: 
Distribuição do cátion Fe+2: 
Ordem geométrica: 1s2 – 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6 
Ordem energética: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 3d6 
Distribuição eletrônica na Tabela Periódica 
Existe uma relação entre os períodos da Tabela Periódica e os níveis 
energéticos que os elementos apresentam. Note que a Tabela possui sete 
períodos, numerados de cima para baixo. O número de cada um deles 
corresponde à quantidade de níveis (ou camadas) que seus elementos 
apresentam. Assim, os elementos do primeiro período, hidrogênio e hélio, 
apresentam apenas um nível energético, enquanto os do segundo período 
possuem dois níveis,e assim por diante, até o sétimo período. 
 
 
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