Átomos, Elementos e Tabela Periódica

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DESCRIÇÃO
Construção da ideia sobre os átomos e modelos atômicos. Conceitos sobre a distribuição
eletrônica. Organização da tabela periódica e identificação das propriedades dos elementos.
PROPÓSITO
Obter conhecimento sobre a evolução da ideia atômica, modelos atômicos e sobre como
diferenciar os elementos químicos de acordo com as suas características físico-químicas faz-se
necessário para compreender as atividades cotidianas e as atividades industriais.
PREPARAÇÃO
Tenha à mão uma tabela periódica atualizada.
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Relacionar os fundamentos conceituais sobre estrutura atômica, modelo atômico atual e
configuração eletrônica dos elementos
MÓDULO 2
Identificar os fundamentos conceituais sobre configuração eletrônica dos elementos e organização
periódica dos elementos
MÓDULO 3
Reconhecer as propriedades periódicas dos elementos
 
Fonte: Paulista / Shutterstock.com
INTRODUÇÃO
Ao longo da história, vimos que a Química, antes mesmo de ser estabelecida como ciência, já era
aplicada na sociedade. Foram os filósofos gregos que estabeleceram um conceito inicial sobre o
átomo, o que possibilitou as descobertas e invenções nos últimos séculos. Grupos de cientistas
que seguiam e que questionavam a linha de pensamento dos filósofos iniciavam a busca pelo
conhecimento da estrutura do átomo.
A investigação por um conceito que explicasse a natureza do mundo em que vivemos caminhou
para o estabelecimento dos quatros principais modelos atômicos: modelo de Dalton, modelo de
Thomson, modelo de Rutherford e o modelo de Bohr. A evolução dos modelos atômicos
estabeleceu o conceito de modelo atômico atual que permite explicar desde as cores dos fogos de
artificio até mecanismos de reações complexas envolvendo metais no nosso organismo.
Estudaremos a evolução da teoria atômica até o estabelecimento do conceito do modelo atômico
atual. Veremos como os estudiosos dos elementos químicos organizaram a mais concisa
enciclopédia criada pelo ser humano, a tabela periódica. Também identificaremos como é possível
observar as propriedades desses elementos apenas com a análise da tabela periódica.
MÓDULO 1
 Relacionar os fundamentos conceituais sobre estrutura atômica, modelo atômico atual e
configuração eletrônica dos elementos
CONCEITOS
Os antigos filósofos gregos acreditavam que a matéria era composta por quatro elementos: ar,
fogo, água e terra. Posteriormente, definiram que a matéria era composta por partículas
fundamentais denominadas de átomos. Estes correspondem ao ponto central da Química como
ciência, pois todos os fenômenos químicos podem ser explicados em termos das suas
propriedades.
Em 1803, John Dalton (1766-1844) baseado na lei de conservação de massa e da composição
definida, ressuscitou a ideia de átomo e, após muitas observações, estabeleceu os seguintes
postulados:
Toda a matéria é composta por átomos.
Os átomos são indivisíveis e não podem ser criados e nem destruídos.
Os elementos são caracterizados por seus átomos e estes são idênticos em todos os
aspectos (átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades).
As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de
átomos.
Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão
fixa.
JOHN DALTON (1766-1844):
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Professor, químico, físico e meteorologista inglês.
 Modelo atômico de Dalton, 1803.
Dalton explicou de forma consistente porque a massa é conservada nas reações químicas. Ele
observou que se as transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou
rearranjo de átomos. Assim, a massa total dos átomos dos reagentes deve ser a mesma que a
dos átomos dos produtos. A lei da composição definida foi explicada pela observação de que os
compostos químicos são formados por átomos de dois ou mais elementos em uma proporção, em
massa, fixa e bem definida.
 COMENTÁRIO
Apesar de ter sido um marco na sua época, os estudos de Dalton deixaram dúvidas em alguns
pontos, como a distinção entre um átomo e uma molécula. No entanto, algumas de suas ideias
são aceitas até hoje em dia. Estes fatos motivaram diversos cientistas ao estudo da matéria. Outra
lacuna deixada por Dalton é que suas observações não evidenciavam a natureza elétrica da
matéria.
Durante o século XIX, muitos ensaios foram realizados em ampolas de vidro contendo gases em
diferentes pressões. O precursor desses experimentos foi o cientista inglês Michael Faraday.
Estes estudos evidenciaram a existência de partículas menores do que o próprio átomo. Dessa
forma, o átomo não era indivisível. Em 1874, G. J. Stoney propôs a existência de partículas de
eletricidade, as quais chamou de elétrons.
Outros cientistas estudavam simultaneamente sobre a natureza elétrica da matéria:
HEINRICH GEISSLER
WILLIAN CROOKES
EUGENE GOLDSTEIN
JOSEPH JOHN THOMSON
Os principais experimentos realizados foram denominados:
RAIOS CATÓDICOS
Consistiam em tubos de vidro hermeticamente fechados que continham uma peça de metal
(eletrodo) em cada uma de suas extremidades. Quando era aplicado alta voltagem a partir dos
eletrodos e remoção do ar, observava-se a formação de uma descarga elétrica e iluminação. Ao
colocar entre os eletrodos um anteparo recoberto com sulfeto de zinco florescente, o lado que
estava voltado para o polo negativo (catodo) brilhava. Isso demonstrava que a descarga se
originava no catodo e fluía para o polo positivo (anodo).
Estudos posteriores mostraram que os raios catódicos:
Normalmente caminhavam em linha reta e delineavam sombras.
Giravam um pequeno moinho colocado em seu caminho, sugerindo que eles são formados
por partículas.
Aqueciam uma folha metálica colocada entre os eletrodos.
Poderiam ser curvados por um campo elétrico ou magnético.
São sempre os mesmos, independentemente da natureza do material que compõe os
eletrodos ou da espécie de gás residual do interior do tubo
RAIOS CANAIS
O experimento dos raios canais (ou raios anódicos) é muito semelhante ao dos raios catódicos. A
diferença entre os experimentos é que, no caso dos raios canais, o cátodo possui alguns orifícios.
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Os raios canais são formados por partículas positivas geradas pela fragmentação das moléculas
de gás que preenchem o tubo, ocasionada pelo impacto da descarga elétrica sobre elas. As
partículas positivas, então, são atraídas pelo cátodo e, ao passarem através dos orifícios
presentes nele, promovem uma radiação diferente daquela observada para os raios catódicos.
Nesse experimento, pode-se observar também que a massa dessas partículas denominadas
prótons era muito maior que a massa do elétron (1840 vezes maior).
ILUMINAÇÃO
Os letreiros luminosos são versões modernas dos tubos de descarga em gases nos quais o
neônio ou outros gases são usados em vez do ar.
Em 1897, os estudos publicados por J. J. Thomson, mostraram que as partículas em um raio
catódico eram carregadas negativamente e possuíam massa. Este artigo ficou conhecido como a
"descoberta" do que chamamos de elétron. Ele verificou que a natureza dos raios catódicos era a
mesma independentemente da identidade do material do catodo, e que uma lâmina metálica que
era exposta a raios catódicos adquiria carga elétrica negativa.
Thomson adaptou uma tela fluorescente a um tudo de raios catódicos de forma que conseguisse
medir de maneira quantitativa a razão (e/mc ) entre a massa (mc ) e a carga de um elétron, (e) .
Essas medidas permitiram calcular um valor de 1,76 x 108 C/g. Tal experimento permitiu que
Robert Millikan, em 1909, efetuasse o cálculo da carga de um elétron em um experimento
conhecido como "gota de óleo de Millikan".
 Tubos de raios catódicos com campos magnéticos e elétricos utilizados por Thomson.
 Instrumento de Millikan.
EXPERIÊNCIA DE GOTA DE ÓLEO DE MILLIKAN
Millikan vaporizou gotas de óleo entre duas placas metálicas carregadas opostamente. Ele
observou em um microscópio que as gotículas caiam pelo ar sob ainfluência da gravidade. Diante
desse fato, irradiou o espaço entre as duas placas com raios X que se chocaram com as
moléculas do ar e refletiram elétrons de tais moléculas, sendo que alguns elétrons foram
capturados pelas moléculas de óleo. Ao observar este fenômeno, ele carregou a placa superior
positivamente e a placa inferior negativamente e, com ajuste de carga elétrica nas placas,
conseguiu parar a queda de uma gota e determinou a carga de muitas gotas de óleo. Mais tarde,
descobriu que cada gota era carregada por múltiplo inteiro de -1,6 x 10-19 C e concluiu que cada
elétron precisava carregar a mesma carga.
Com a razão carga/massa descoberta por Thomson, após calcular a carga do elétron, Millikan
obteve a massa do elétron.
massa do elétron = = 9, 10 x 10−28 g1,60 x 10
−19 C
1,76 x 108 
C
g
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Até aquele momento já se sabia que os elétrons estavam presentes em toda a matéria, que são
constituintes subatômicos e que são realmente idênticos. Em meio a todos os estudos, o físico
alemão E. Goldstein foi capaz de provar que o raio canal consistia em partículas carregadas
positivamente, não sendo todas semelhantes e com carga contraria ao elétron (+1,6 x 10-19 C).
Além disso, a massa das partículas positivas não depende da identidade do gás do tubo de
descarga, mas são muito maiores do que as dos elétrons.
 Modelo "pudim de ameixa" do átomo de Thomson, 1897.
Depois desses estudos, ficou evidente que os átomos consistiam em uma parte carregada
positivamente e outra negativamente. Em 1898, Thomson argumentou que, se os elétrons
compreendiam apenas uma pequena fração de massa de um átomo, eles seriam responsáveis por
uma fração igualmente pequena do átomo e estariam distribuídos de forma uniforme sobre a
superfície esférica carregada positivamente. Este modelo ficou conhecido como "pudim de
ameixa" ou "pudim de passas".
Estudos com urânio, em 1896, realizados por Henri Becquerel relataram a emissão de radiação de
alta energia. Essa emissão de energia foi denominada de radioatividade. Posteriormente, Ernest
Rutherford revelou a partir de seus estudos três tipos de radiação: radiação alfa (α), radiação
beta (β) e raios gama (γ). Cada tipo de radiação difere um do outro no campo elétrico.
Alfa
As partículas alfa são carregadas positivamente com cargas +2 e massa atômica 4, 2α4. Essas
partículas são idênticas aos núcleos de átomos de hélio e são atraídas para a placa negativa.
Beta
As partículas beta são carregadas negativamente, idênticas aos elétrons, -1β0. Podem ser
consideradas análogas radioativamente dos raios catódicos e, portanto, são atraídas para a placa
positiva.
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Gama
A radiação gama passa pelo campo elétrico sem sofrer desvio, portanto, não possui carga, 0γ0.
 Experimento sobre espalhamento de partículas alfa de Rutherford.
Em 1910, Rutherford e seus colaboradores realizaram ensaios que contestavam os resultados
obtidos por Thomson. Eles estavam estudando os desvios das partículas alfa, oriundas de uma
amostra contendo polônio, que eram dispersas ao passarem por uma fina folha de ouro. Neste
estudo, foi observado que a maioria das partículas passava sem sofrer quase nenhum desvio, que
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uma quantidade muito pequena de partículas sofria desvio superior a 90⁰ e um número mínimo de
partículas voltava na direção da trajetória original.
MODELO ATÔMICO NUCLEAR
O experimento de Rutherford mostrou que a maioria da massa do átomo e sua carga positiva
estava concentrada em uma região muito pequena e densa, que ele denominou de núcleo. O
núcleo seria rodeado por uma região comparativamente maior com espaços vazios na qual
estariam os elétrons em movimento de translação ao redor do núcleo e de rotação em relação ao
seu próprio eixo. Esse experimento mostrou que a maioria das partículas alfa que passavam
diretamente através da folha não encontrava o pequeno núcleo e passava pelos espaços vazio do
átomo. As poucas partículas que encontravam o núcleo sofriam repulsão. O modelo de Rutherford
ficou conhecido como sistema solar, com o núcleo ocupando o lugar do sol e os elétrons, dos
planetas.
 Modelo de Rutherford.
Aproximadamente nove anos depois, Rutherford descobriu que as partículas positivas do núcleo
eram os prótons e que existia evidência da presença de outra partícula com massa semelhante à
massa dos prótons, mas sem carga elétrica. Essas partículas tinham a função de diminuir a
repulsão entre os prótons, permitindo que o núcleo ficasse estável. Em 1923, os nêutrons foram
descobertos pelo cientista James Chadwick.
Vimos que alguns cientistas estudaram sobre a radiação eletromagnética. Tais estudos foram
importantes para explicar a estrutura de um átomo. Agora, estudaremos as características da
radiação eletromagnética que possibilitaram os estudos. A resposta que os cientistas buscavam
em seus estudos era como os elétrons se arranjavam em volta do núcleo. A compreensão sobre a
estrutura interna de objetos somente foi possível a partir do estudo da propriedade da luz que é
emitida quando estes objetos são estimulados por calor ou por uma descarga elétrica.
RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
A luz é uma forma de radiação eletromagnética, que consiste em campos elétricos e magnéticos
oscilantes com velocidade no vácuo de 3,00 x 108 m/s. Esta velocidade é denominada de
velocidade da luz (c ). São exemplos de ondas eletromagnéticas: a luz visível, as ondas de rádio,
as micro-ondas e os raios x. Todas transferem energia de uma região do espaço para outra.
 Espectro eletromagnético.
Ao encontrar um elétron, o campo elétrico de um feixe de luz o empurra em uma direção e na
direção oposta periodicamente, ou seja, o campo oscila em direção e intensidade. O número de
ciclos desta oscilação por segundo é chamado de frequência, ν. A unidade de frequência 1 hertz é
definida como 1 ciclo por segundo (1Hz = 1 s-1). A onda eletromagnética se caracteriza pela
amplitude e pelo comprimento de onda.
 Campo elétrico e a radiação eletromagnética.
A amplitude corresponde à altura da onda em relação à linha central. A intensidade da radiação é
o quadrado da amplitude. O comprimento de onda, (λ), é a distância entre dois mínimos
sucessivos. Comprimentos de onda diferentes correspondem a diferentes regiões do espectro
eletromagnético. Nossos olhos detectam a radiação eletromagnética de comprimento de onda
entre 700 nm e 400 nm.
O intervalo que podemos ver é chamado de luz visível, cuja cor é determinada pela frequência da
luz. Ao se aproximar da sua velocidade real, a velocidade da luz, com o comprimento de onda
muito pequeno, gera um número muito grande de oscilações a cada segundo. Caso o
comprimento de onda seja grande, um número muito menor de oscilações chega ao ponto a cada
segundo.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Comprimento de onda (λ) x frequência (v) = velocidade da luz (c)
 Espectro visível.
Por exemplo, vamos calcular o comprimento de onda de uma luz azul com frequência de 5,9 x
1014Hz.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 COMENTÁRIO
A cor da luz dependerá da sua frequência ou comprimento de onda. Quanto maior o comprimento
de onda, menor será a frequência e vice-versa.
Quando passamos uma corrente elétrica em uma amostra de hidrogênio em baixa pressão ocorre
a emissão de luz. Essa corrente elétrica quebra a molécula do gás hidrogênio, excitando os
átomos de hidrogênio para energias mais altas. Ao retornar ao seu estado fundamental, esses
átomos liberam a energia através da emissão de radiação eletromagnética. Se passamos a luz
emitida pelos átomos excitados de hidrogênio em um prisma, verificamos um número discreto de
componentes, ou seja, de linhas espectrais.
λ x v = c
λ = = 5, 1 x  10−7 (m) = 510 nm
3,0 x 10
8
 (m.s−1)
5,9 x 10
14
 (s−1)
 Linhas espectrais do hidrogênio.A linha mais brilhante dos átomos excitados é a vermelha, em 656 nm. Ocorre também a emissão
de radiação ultravioleta e infravermelha que não podem ser vistas a olho nu. O pioneiro no estudo
das linhas espectrais foi o professor suíço Johann Balmer e, pouco tempo depois, o
espectroscopista sueco Johannes Rydberg, que sugeriu que todos os comprimentos das linhas
seguem a equação:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A forma moderna da expressão geral pode ser escrita em termos da frequência ν = c/λ como:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Onde R corresponde a uma constante empírica, determinada experimentalmente, conhecida como
constante de Rydberg. Seu valor é de 3,29 x 1015 Hz.
∝ − n = 3, 4, …1λ
1
22
1
n
2
υ = R { − } n1 = 1, 2, . . . ,
1
n
2
1
1
n
2
2
Em um átomo de hidrogênio, um elétron só pode existir com determinadas energias e a linha do
espectro de emissão provém de uma transição entre duas das energias permitidas. A presença de
linhas espectrais, com frequências determinadas, em um átomo sugere que a energia de um
elétron de um átomo está restrita a uma série de valores discretos denominados de níveis de
energia.
ÁTOMOS: UM POUCO DA TEORIA QUÂNTICA
Assista ao vídeo a seguir para saber mais sobre os átomos - teoria quântica.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
MÓDULO 2
 Identificar os fundamentos conceituais sobre configuração eletrônica dos elementos e
organização periódica dos elementos
MODELO ATÔMICO ATUAL
Os estudos realizados até os tempos de Rutherford nos mostraram a composição detalhada do
núcleo do átomo. Ao longo das pesquisas, saímos de uma esfera maciça para um átomo
composto por um pequeno núcleo e três partículas subatômicas, prótons, nêutrons e elétrons. O
elétron possui carga -1, o próton +1 e o nêutron não possui carga, sendo eletricamente neutro. Os
átomos possuem um número igual de elétrons e prótons, ou seja, possuem carga elétrica neutra.
Como proposto por Rutherford, os prótons e nêutrons compõem o núcleo dos átomos. Os elétrons
constituem o espaço de maior volume ao redor do núcleo. A massa do átomo é expressa por
unidade de massa atômica (u), que corresponde a 1,66054 x 10-24 g. A massa dos prótons e
nêutrons são praticamente iguais e maiores do que a massa do elétron. A massa de um próton é
igual a 1,0073 u, um nêutron tem massa igual a 1,0087 u e um elétron possui apenas 5,486 x 10-4
u.
Por ser muito pequena, a soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente
desprezível em comparação à massa dos prótons e nêutrons. Um átomo geralmente é identificado
através de dois números inteiros: o número atômico ( Z ) e o número de massa (A ). O número
atômico é igual ao número de prótons no núcleo e o número de massa é o número total do núcleo
(prótons + nêutron). A equação que relaciona o número atômico e o número de massa é:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Um átomo é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico e o número de massa,
AXZ. Assim, para o átomo de carbono, temos: 12C6
Todos os átomos do carbono possuem o mesmo número atômico, pois todos têm o mesmo
número de prótons no núcleo. O mesmo ocorre para os demais elementos existentes.
Os átomos de um determinado elemento químico podem ter diferentes números de massa, isto é,
podem apresentar diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Esses átomos são
denominados de isótopos.
Por exemplo, temos os seguintes isótopos do carbono 12C6, 13C6 e 14C6. Cada um deles com seis
prótons no núcleo. Porém, possuem seis, sete e oito nêutrons respectivamente.
Vimos que a massa atômica é expressa em unidade atômica, u, que é definida como sendo
exatamente um doze avos da massa de um átomo de carbono, 12C6, ou seja, o valor da massa do
átomo de carbono é de 12 u e a massa de todos os outros átomos são expressas relativamente à
massa deste átomo.
Encontramos, na natureza, a maioria dos elementos como uma mistura de isótopos. As
abundâncias dos isótopos de um elemento em uma amostra irão variar de acordo com a sua
origem, mas essas variações são muito pequenas. O cálculo da massa atômica é determinado
pela média ponderada. Por exemplo, encontramos na natureza 19,9% de átomos de 10B5 e 80,1%
de átomos de 11B5. Consequentemente, a massa do boro é de 10,8 u. Atualmente, determinamos
as massas e abundâncias isotópicas com a técnica de espectroscopia de massas.
ESPECTROSCOPIA DE MASSAS
A = z + n
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Instrumento de análise quantitativa descendente do dispositivo empregado por Thomson para
determinar a relação carga/massa do elétron.
Prosseguindo na evolução do modelo atômico, Niels Bohr interpretou a estabilidade atômica
usando a teoria proposta por Max Planck, denominada quanta. Esta teoria relaciona a propagação
de energia luminosa. Ao relacionar a teoria de Planck com os resultados obtidos pela observação
dos átomos submetidos ao calor ou à eletricidade, Bohr propôs um modelo atômico revolucionário.
 Átomo de Bohr.
No modelo proposto por Bohr, os átomos possuem orbitas circulares ao elétron com determinadas
energias. Um elétron localizado em uma dessas orbitas não pode perder ou ganhar energia
espontaneamente e, por isso, dizemos que estão no estado estacionário. Quando há variações de
energia, o elétron salta de uma orbita interna para uma mais externa. Neste caso, dizemos que o
elétron atingiu o estado excitado.
Com os níveis de energia mais baixos livres, o elétron pode sair do nível mais alto de energia (E2)
para o nível mais baixo (E1). Quando isso ocorre, a energia liberada pelo átomo corresponde a E2
- E1, a diferença entre as duas energias do elétron. Segundo Bohr, a energia é liberada na forma
de fóton de radiação eletromagnética. Logo:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Em 1926, Werner Heisenberg mostrou que não se pode determinar com exatidão a probabilidade
de posição do elétron em um orbital. O princípio proposto afirma que é impossível determinar
simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron em um átomo. Após o surgimento deste
modelo, a proposta de um orbital circular ou elíptico, ou seja, de forma definida ficou inadequado
por ser impossível a determinação da trajetória dos elétrons.
Cada órbita foi denominada de nível ou camada de energia. Os elétrons estão distribuídos em
sete camadas, designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. Com o andamento nos estudos,
descobriu-se que cada nível de energia do modelo proposto por Bohr era constituído de subníveis
com diferentes energias. Desta forma, quando um elétron salta de um nível de energia para outro
mais próximo do núcleo, pode ocorrer a emissão de diferentes energias.
E2 − E1 = ∆E = Efóton
 Orbitais atômicos: s, p, d e f.
Os orbitais de um átomo agrupados em uma subcamada possuem a mesma energia. Em átomos
no seu estado fundamental, quatro tipos de subníveis podem ser ocupados por elétrons (s, p, d e
f), que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, e suportam 2, 6, 10 e 14 elétrons respectivamente. Os
subníveis possuem energia diferentes entre si: s < p < d < f, por causa dos efeitos da penetração e
da blindagem.
Não há duas camadas de um mesmo átomo com o mesmo número de subcamadas. A camada K
(n=1), por exemplo, consiste em apenas uma subcamada chamada de 1s. O quadro a seguir
apresenta as camadas e subcamadas.
Nível Camada Subcamada
Máximo de elétrons 
em cada subcamada
1 K 1s 2
2 L 2s - 2p 8
3 M 3s - 3p - 3d 18
4 N 4s - 4p - 4d - 4f 32
5 O 5s - 5p - 5d - 5f 32
6 P 6s - 6p - 6d 18
7 Q 7s - 7p 8
 Atenção! Para visualizaçãocompleta da tabela utilize a rolagem horizontal
 Nível, camada e subcamada. Fonte: EnsineMe.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS
ELEMENTOS
A configuração eletrônica do estado fundamental de um átomo foi determinada através do
princípio da construção, do princípio da exclusão de Pauli e da regra de Hund. No estado
fundamentalde um átomo com muitos elétrons, eles ocupam os orbitais atômicos disponíveis de
modo a tornar a energia total do átomo a menor possível. Em 1925, o cientista Wolfgang Pauli
descobriu uma regra geral sobre os orbitais e os elétrons, chamada de princípio da exclusão de
Pauli. Este princípio diz que dois elétrons, no máximo, podem ocupar determinado orbital e,
quando dois elétrons ocupam o mesmo orbital, os seus spins devem estar emparelhados.
 ATENÇÃO
O princípio da construção é formado por duas regras. Para escrever a configuração eletrônica
de um átomo no estado fundamental, devemos adicionar elétrons, um após o outro, aos orbitais.
Começando pelo orbital de menor energia e sem ultrapassar a quantidade de dois elétrons por
orbital. Se houver mais de um orbital em uma subcamada, devemos primeiramente dispor os
elétrons paralelamente aos diferentes orbitais até completar a subcamada, antes de emparelhar os
elétrons em um dos orbitais. Esta regra também é conhecida como regra de Hund.
Por exemplo, vamos representar os orbitais por caixinhas e distribuir os elétrons do átomo de
oxigênio 16O8.
 Distribuição do átomo de oxigênio, 16O8.
 Diagrama de Pauling.
A distribuição dos elétrons na eletrosfera de um átomo foi proposta por Linus Pauling e
denominada de configuração eletrônica (princípio de Aufbau). Pauling determinou, em um
diagrama, a ordem crescente de energia dos subníveis para os elementos conhecidos, que
apresentam até hoje, no máximo, sete níveis de energia e quatro subníveis. Este diagrama,
conhecido como diagrama de Pauling, permite escrever a configuração eletrônica dos atuais
elementos que compõem a tabela periódica. Ao efetuarmos a distribuição eletrônica de um
elemento químico utilizando o diagrama de Pauling, escrevemos a quantidade de elétrons em
cada subnível no seu lado direito superior. Lembrando que, para o subnível s, podemos escrever,
no máximo, 2 elétrons; para o subnível p, apenas 6 elétrons; para o subnível d, são 10 elétrons e,
para o subnível f, colocamos, no máximo, 14 elétrons.
Por exemplo, vamos efetuar a distribuição eletrônica do elemento sódio utilizando o diagrama de
Pauling.
NA11: 1S2 2S2 2P6 3S1
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Observamos que o átomo de sódio possui três níveis de energia, ou seja, três camadas. Sendo o
nível 3 (camada M) o seu nível mais externo (camada de valência). A camada de valência é o
nível mais afastado do núcleo e que sempre corresponde ao maior valor de n, encontrado na
distribuição eletrônica de um átomo ou de um íon. O número de elétrons na camada de valência
dos átomos indica não só o comportamento do elemento numa ligação, mas também a sua
localização na tabela periódica.
Podemos efetuar a distribuição eletrônica de íons (cátions e ânions). A perda ou o ganho de
elétrons ocorre sempre na camada de valência. Por exemplo, a formação de um cátion do
elemento sódio ocorre pela perda de um elétron na camada de valência desse átomo.
 Distribuição eletrônica do íon sódio.
Entretanto, a formação de um ânion ocorre pelo ganho de elétrons. Por exemplo, quando
efetuamos a distribuição eletrônica de um ânion como o cloreto Cl-, adicionamos um elétron na
sua camada de valência.
 Distribuição eletrônica do íon cloreto.
UM POUCO MAIS SOBRE O ÁTOMO ATUAL
Assista ao vídeo a seguir para saber mais sobre o átomo atual.
ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
Com a descoberta de novos elementos e avanço do conhecimento sobre a estrutura atômica, os
cientistas sentiram a necessidade de organizar as informações de uma forma mais prática e
acessível. Dessa forma, surge a tabela periódica.
No início do século XIX, um número considerável de elementos químicos já era conhecido e os
cientistas já haviam identificado semelhanças e tendências em suas propriedades.

1864
O alemão Lothar Meyer publicou uma tabela periódica.
1869
Posteriormente, ele expandiu sua tabela em mais de 50 elementos. Meyer demostrou
propriedades periódicas como o volume molar, o ponto de ebulição e a dureza, como função da
massa atômica.


1971
Em paralelo aos estudos de Meyer, estavam os estudos do russo Dimitri Mendeleev, que, em
1971, publicou a sua versão da tabela periódica. Ambos listaram os elementos em ordem
crescente de massa atômica.
 Tabela periódica de Dmitri Mendeleev.
Os estudos realizados ao longo dos anos conduziram para o estabelecimento de uma poderosa
generalização pertinente às propriedades dos elementos, a lei periódica. Esta lei estabelece que,
quando os elementos são listados, sequencialmente, em ordem crescente do número atômico, é
observada uma repetição periódica em suas propriedades. Por exemplo, o lítio, sódio e potássio
possuem características de serem metais macios e reativos e vêm imediatamente depois dos
elementos denominados de gases inertes ou gases nobres - elementos pouco ativos
quimicamente - hélio, neônio e argônio. Os elementos anteriores aos gases nobres, exceto o
hidrogênio, são altamente reativos, semelhantes quimicamente aos não metais, e são chamados
de halogênios.
 Periodicidade dos elementos químicos.
A periodicidade verificada na lei periódica é a base da nossa tabela periódica atual, na qual as
famílias de elementos com propriedades químicas semelhantes são distribuídas, em colunas
verticais chamadas de grupos. A tabela periódica possui 18 famílias ou grupos, cada uma agrupa
elementos com propriedades químicas semelhantes por apresentarem a mesma configuração
eletrônica na sua camada de valência, e sete linhas nas horizontais, que são chamadas de
períodos.
EXEMPLO 1
Mg12: 1s2 2s2 2p6 3s2 
Camada de valência: 3s2 
Total de elétrons: 2 → Família 2
EXEMPLO 2
Cl17: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Camada de valência: 3s2 3p5 
Total de elétrons: 7 → Família 17
 Tabela periódica.
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As colunas mais altas (1, 2, 13-18) são denominadas de grupos (famílias) principais da tabela
ou elementos representativos. Essas famílias recebem nomes especiais que refletem as
propriedades comuns dos elementos daquele grupo. Vejamos:
GRUPO 1 (ANTIGO IA)
São chamados de metais alcalinos. São elementos metálicos, macios, brilhantes e fundem em
baixas temperaturas.
GRUPO 2 (ANTIGO IIA)
São denominados de metais alcalinos terrosos. Estes elementos possuem propriedades
semelhantes aos do grupo 1, porém suas reações são menos vigorosas.
GRUPO 13 (ANTIGA IIIA)
São chamados de elementos da família do boro.
GRUPO 14 (ANTIGA IVA)
São denominados de família do carbono.
GRUPO 15 (ANTIGA VA)
É denominado de família do nitrogênio.
GRUPO 16 (ANTIGA VIA)
A partir desse grupo os nomes voltam a ser diferentes e temos, então, a família dos calcogênios.
GRUPO 17 (ANTIGA VIIA)
É chamado de halogênios.
GRUPO 18 (ANTIGA VIIIA)
São conhecidos como os gases nobres.
O hidrogênio está localizado na família 1 por apresentar apenas um elétron no subnível s de sua
camada de valência, 1s1, mas esse elemento não pertence à família dos metais alcalinos terrosos
por apresentar propriedades químicas distintas. A tabela periódica apresenta na família dos gases
nobres um elemento que não possui oito elétrons na camada de valência, o hélio, que possui
número atômico igual a 2 e sua distribuição eletrônica é 1s2.
Os elementos que compõem as famílias de 3 a 12 (antiga família B) são conhecidos como
elementos de transição e apresentam os elétrons mais energéticos situados nos subníveis d ou f.
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO EXTERNA
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São aqueles que apresentam o nível d como o mais energético. A localização na família não é
feita utilizando o número de elétrons na camada de valência, mas o número de elétrons existente
no subnível mais energético é (d) mais 2.
EXEMPLO: 
Fe 26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Camada de valência: 4s2 
Nível mais energético: 3d6 
Total deelétrons: 6 + 2 = 8 → Família 8

ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA
São aqueles que apresentam seu elétron mais energético situado no subnível f. Constituem a
série dos lantanídeos e actinídeos e encontram-se deslocados do corpo central da tabela.
EXEMPLO: 
Cu 29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
Camada de valência: 4s2 
Nível mais energético: 3d9 
Total de elétrons: 9 + 2 = 11 → Família 11
A partir da distribuição eletrônica de um elemento, podemos efetuar sua localização na tabela
periódica, o bloco ao qual ele pertence e sua classificação como elemento representativo ou de
transição.
EXEMPLO 1
Br35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 → 1s2 -2s2 2p6 -3s2 3p6 3d10 -4s2 4p5
4 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3 e N=4) → logo, está localizado no 4º período.
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Camada de valência: 4s2 4p5
Total de elétrons: 7 → Família 17 (halogênios)
Elétron de maior energia está localizado no subnível 4p5 → bloco p → elemento
representativo.
EXEMPLO 2
Ni28: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 → 1s2 -2s2 2p6 -3s2 3p6 3d8 -4s2
4 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3 e N=4) → logo, está localizado no 4º período.
Camada de valência: -4s2
Total de elétrons: 8 + 2 = 10 → Família 10
Elétron de maior energia está localizado no subnível 3d8 → bloco d → elemento de
transição.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
MÓDULO 3
 Reconhecer as propriedades periódicas dos elementos
TABELA PERIÓDICA E AS PROPRIEDADES
DOS ELEMENTOS
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A tabela periódica é uma organização dos elementos que expressa suas relações de família (ou
grupo). Os elementos que pertencem ao mesmo grupo normalmente mostram a mesma tendência
nas propriedades. As propriedades dos elementos químicos podem ser de dois tipos:
PROPRIEDADES APERIÓDICAS
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
PROPRIEDADES APERIÓDICAS
São aquelas cujos valores crescem ou decrescem na medida em que o número atômico aumenta,
mas não se repetem em períodos determinados ou regulares.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
São aquelas que aumentam ou diminuem com o aumento do número atômico.
O entendimento sobre a força de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos é importante
para compreendermos as propriedades dos átomos. A dimensão da carga nuclear líquida que atua
sobre o elétron, bem como e a sua distância média em relação ao núcleo vai determinar a força na
qual o núcleo atrai o elétron. Essa atração aumenta proporcionalmente à carga nuclear, e
decresce à medida que o elétron se afasta do núcleo. Em átomos com mais de um elétron, temos,
simultaneamente, a atração do elétron pelo núcleo e repulsão dos outros elétrons, formando um
sistema complexo com muitas repulsões elétron-elétron.
Podemos estimar a energia que envolve cada elétron considerando que ele interage com o
ambiente médio criado pelo núcleo e os outros elétrons do átomo. Tratamos cada elétron
individualmente como se este estivesse se movendo no campo elétrico criado pelo núcleo. Tal
campo elétrico é equivalente ao campo gerado por uma carga localizada no núcleo, chamada de
carga nuclear efetiva, Zef.
A carga nuclear efetiva corresponde ao número de prótons do núcleo ou carga nuclear, Z, menos
o número médio de elétrons ou constante de blindagem, S, que está entre o núcleo e o elétron em
questão:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
As regras de Slater podem ser aplicadas para se obter o cálculo da carga nuclear efetiva. Para os
elétrons que se encontram em orbitais ns e np, temos que escrever a configuração eletrônica por
ordem geométrica. Os elétrons que se encontram em grupos à direita não contribuem em nada
no cálculo de S, os outros elétrons no grupo em questão (ns np) blindam de 0,35 cada, todos os
elétrons do nível n-1 blindam de 0,85 cada e, por fim, todos os elétrons do nível mais interno
blindam de 1,00 cada. Caso o elétron a ser considerado esteja no subnível nd ou nf, cada elétron
do mesmo grupo contribuirá com 0,35 e cada elétron dos grupos mais internos contribuirá com
1,00.
ORDEM GEOMÉTRICA
É a ordem dos subníveis agrupados segundo os níveis aos quais eles pertencem.
 EXEMPLO
Vamos calcular a Zef do elétron mais externo dos elementos sódio (Z=11), magnésio (Z=12) e
cálcio (Z=20).
Zef = z − s
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Na11: 1s2 2s2 2p6 3s1 (Família 1; 3º Período) 
Z ef(3s): Z - S = 11 - [(8 x 0,85) + (2 x 1,00)] = 2,20 
 
Mg 12: 1s2 2s2 2p6 3s2 (Família 2; 3º Período) 
Z ef(3s): Z - S = 12 - [(1 x 0,35) + (8 x 0,85) + (2 x 1,00)] = 2,85 
 
Ca 20: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (Família 2; 4º Período) 
Z ef(4s): Z - S = 20 - [(1 x 0,35) + (8 x 0,85) + (10 x 1,00)] = 2,85
Observamos que a carga elétrica nuclear efetiva aumenta progressivamente ao longo do período,
ou seja, aumenta com o aumento do número atômico e, ao descermos em uma mesma família,
vamos observar que a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons dos níveis mais externos varia
muito menos do que ao longo do período. Veremos que o comportamento da carga nuclear efetiva
está ligado às propriedades periódicas.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS
ELEMENTOS
RAIO ATÔMICO E RAIO IÔNICO
O "tamanho" de um átomo é importante? O tamanho dos elementos químicos ou espécies
químicas podem influenciar, por exemplo, em propriedades de soluções e em reação bioquímicas
que envolvem íons metálicos importantes para o funcionamento do nosso organismo. Dessa
forma, qual é o "tamanho" de um átomo? Essa questão não é tão fácil de ser respondida, pois o
átomo não é um objeto esférico e duro como normalmente pensávamos lá no início.
Vimos pela Mecânica Quântica que os átomos e os íons não possuem limites pontuais definidos
nos quais a distribuição eletrônica torna-se zero. As bordas dos átomos e íons são vagas.
Podemos definir seus respectivos tamanhos de várias maneiras com base na distância entre os
átomos em várias situações. Experimentos realizados com átomos de gás nobre, substâncias
simples e substâncias compostas mostraram que a dificuldade em realizar a medida do tamanho
do átomo está no tipo de ligação que ele faz.
O tamanho do átomo de hidrogênio foi verificado a partir da medida da distância da ligação entre
os núcleos de dois átomos ligados na molécula de H2. O experimento mostrou que o tamanho da
ligação entre os átomos de hidrogênio era de 0,074 nm. Consequentemente, o raio do átomo de
hidrogênio seria de 0,037 nm.
 Raio atômico de diferentes elementos químicos.
Apesar das dificuldades em realizar as medições dos raios atômicos, os cientistas conseguiram
medir as distâncias entre o núcleo e a distribuição eletrônica em muitas moléculas com ligações
covalentes, atribuindo um raio covalente para cada elemento. Os resultados observados
mostraram uma variação periódica dos raios dos átomos em função do número atômico.
 Raio atômico.
Duas tendências interessantes no comportamento dos raios atômicos podem ser observadas:
FAMÍLIA OU GRUPO
O número atômico cresce à medida que descemos, pois, à medida que se aumenta o período, o
número de camadas (n) também aumenta e os elétrons mais externos passam mais tempo
afastados do núcleo, fazendo com que o átomo aumente de tamanho. A carga nuclear efetiva no
grupo aumenta significativamente e tende a atrair os elétrons mais fortemente. No entanto, o
número total de elétrons nas camadas aumenta, o que ocasiona o aumento na distância entre a
camada de valência e o núcleo.
PERÍODO
O raio atômico tende a diminuir quando vamos da esquerda para a direita (aumento do número
atômico). O principal fator que influencia na diminuição do raio é o aumento da carga nuclear
efetiva (Zef) ao longo do período. O aumento da carga nuclear efetiva atrai os elétrons para
próximo ao núcleo, diminuindo a nuvem eletrônica e, consequentemente, o raio atômico.
Assim como o tamanho de um átomo, o tamanho de um íon também depende de sua carga
nuclear, do número de elétrons que ele possui e dos orbitais onde os elétrons mais externos estão
localizados. A formação de um cátion, perda de elétron, desocupa os orbitais mais distantesdo
núcleo e diminui a repulsão elétron-elétron. Consequentemente, os cátions são menores que os
átomos que lhes dão origem. Se o átomo diminui de tamanho quando forma um cátion, aumentará
o seu tamanho ao formar um ânion. Quando elétrons são adicionados a um átomo neutro, ocorre o
aumento da repulsão elétron-elétron e isso faz com que os elétrons se espalhem no espaço. No
caso dos íons com mesma carga, o tamanho aumenta conforme descemos na tabela periódica.
 Comparações dos raios, em metros, de átomos neutros e íons de diferentes grupos.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Um átomo em seu estado fundamental (neutro), ao receber energia externa, pode transferir um
elétron de um nível energético para outro. Entretanto, se a energia for suficiente, ela pode
efetivamente retirar o elétron do átomo e dar origem a um íon positivo (cátion). Chamamos este
processo de ionização e o elétron que é removível é aquele mais afastado do núcleo.
A energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no estado fundamental,
denominamos de energia de ionização, I .
Chamamos de átomo isolado aquele que está livre da influência de átomos vizinhos, ou seja, um
átomo no estado gasoso. Então, o processo de ionização pode ser representado por:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
M(g) → M
+
(g) + e
−
(g)
Como existem átomos que podem sofrer a remoção de mais de um elétron, a segunda energia de
ionização I2, para um átomo qualquer pode ser escrita como:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
As energias de ionização são expressas em elétron-volts por átomo, quilocalorias por mol ou
quilojoules por mol. À medida que os elétrons são removidos, a magnitude da energia de
ionização também aumenta (I1 < I2 < I3). O aumento da energia ocorre porque, com cada remoção
sucessiva, um elétron é afastado de um íon cada vez mais positivo, necessitando cada vez mais
de energia.
 EXEMPLO
Observe as energias de ionização para o átomo de alumínio. A remoção do quinto elétron, no
subnível 2p, requer uma quantidade de energia muito maior que 11.600 kJ/mol, pois os elétrons 2p
do nível mais interno estão mais próximos do núcleo e sofrem carga nuclear efetiva maior do que
os elétron dos subníveis 3s e 3p da camada de valência.
Al13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
Al (g) → Al+(g) + e-(g) I1 = 578 kJ/mol 
Al +(g) → Al2+(g) + e-(g) I2 = 1.820 kJ/mol 
Al 2+(g) → Al3+(g) + e-(g) I3 = 2.750 kJ/mol 
Al 3+(g) → Al4+(g) + e-(g) I4 = 11.600 kJ/mol
De maneira geral, a energia de ionização está relacionada ao raio atômico e, por isso, possui
tendência periódica nas primeiras energias de ionização. Podemos observar que, em cada
período, a energia de ionização aumenta com o aumento do número atômico. Os metais
alcalinos possuem as menores energias de ionização e apresentam facilidade em doar elétrons.
Os gases nobres possuem as maiores energias de ionização.
M
+
(g) → M
2+
(g) + e
−
(g)
 Primeiras energias de ionização.
Existem algumas irregularidades no comportamento da energia de ionização ao longo dos
períodos. Quando analisamos os elementos boro (Z=5) e berílio (Z=4), ambos no segundo período
da tabela periódica, vemos que o boro possui energia de ionização menor do que o berílio. Isto
ocorre porque, no boro, o elétron a ser removido está no orbital 2p, enquanto o berílio está no
orbital 2s. Um elétron 2s está mais firmemente preso ao núcleo do que um elétron 2p, o que
conduz menor energia de ionização ao boro.
Nos elementos que compõem o bloco d e f da tabela periódica, a energia de ionização aumenta
vagarosamente à medida que vamos da esquerda para a direta em um período. Ao analisarmos
cada família, de uma forma geral, vemos que a energia de ionização geralmente diminui com o
aumento do número atômico. Nos grupos, à medida que descemos, o raio atômico aumenta e a
carga nuclear varia pouco, fazendo com que a atração entre o núcleo e os elétrons diminui,
promovendo a diminuição na energia de ionização.
Os menores átomos possuem energias de ionização maiores. A energia necessária para remover
um elétron de um átomo isolado é influenciada pela carga nuclear efetiva e pelo tamanho do
átomo. À medida que a atração elétron-núcleo aumenta, torna-se mais difícil remover o elétron e,
assim, a energia de ionização aumenta.
AFINIDADE ELETRÔNICA
Vimos que a energia de ionização corresponde à energia necessária para remover um elétron de
um átomo isolado, no estado fundamental, formando um íon carregado positivamente. Além disso,
muitos átomos podem ganhar elétrons para formar íons carregados negativamente. A variação de
energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo no estado gasoso é chamada de
afinidade eletrônica.
 EXEMPLO
A afinidade eletrônica mede a atração de um átomo pelo elétron adicionado. Para muitos átomos,
ocorre a liberação de energia quando um elétron é adicionado. Por exemplo, a adição de um
átomo à camada de valência do elemento flúor e acompanhada por uma variação de energia de -
328 kJ/mol.
F9: 1s2 2s2 2p5 
F -9: 1s2 2s2 2p6 
F (g) + e-(g) → F-(g) ∆E = -328 kJ/mol
Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a tendência do átomo em
receber elétrons. Para alguns elementos, gases nobres, a afinidade eletrônica tem valor positivo,
significando que o ânion tem energia mais alta do que os átomos e elétrons separados. Com valor
de energia positiva, o íon é instável e não se forma.
 Afinidades eletrônicas em elétron-volts.
A afinidade eletrônica torna-se cada vez mais negativa à medida que caminhamos em direção aos
elementos que compõem a família dos halogênios. Quando um elemento do grupo dos halogênios
recebe um elétron, forma um íon negativo estável que tem configuração eletrônica de um gás
nobre. Embora a periodicidade na afinidade eletrônica ao longo do período não seja uniforme, as
afinidades eletrônicas tornam-se mais negativas (mais energia perdida) do grupo 1 ao 17 dos
elementos representativos devido ao aumento da carga nuclear.
Os elementos lítio e sódio, por exemplo, possuem afinidade eletrônica ligeiramente negativas.
Estes elementos possuem pouca tendência para ganhar elétrons. Já os elementos berílio e
magnésio, família 2, têm valores positivos. Então, para que estes elementos possam ganhar
elétrons, terão que absorver uma grande quantidade de energia, pois os elétrons deverão ser
adicionados na subcamada p, que é blindada pela carga nuclear da subcamada s, da mesma
camada. Isso torna quase que impossível o ganho de elétrons por estes elementos.
OUTRAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Assista ao vídeo a seguir para saber mais sobre outras propriedades periódicas.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Estudamos a estrutura atômica e os modelos atômicos que mais contribuíram para o modelo
atômico atual. Vimos a descoberta das partículas com carga negativa (elétron), partículas com
carga positiva (prótons) e a partícula neutra (nêutron). Acompanhamos desde o modelo de Dalton
até o modelo atômico de Bohr.
Após estudarmos a distribuição eletrônica dos elementos e como esta configuração informa a
posição do elemento na tabela periódica, vimos que a tabela periódica é um arranjo dos
elementos que reflete suas relações de família. Os membros do mesmo grupo normalmente
mostram a mesma tendência nas propriedades.
Finalmente, vimos o conceito de propriedades periódicas. Aprendemos a verificar o
comportamento do tamanho dos elementos, energia de ionização e afinidade eletrônica através de
uma análise da tabela periódica.
 PODCAST
Agora, a professora Luciana Barreiros de Lima encerra o tema falando sobre Átomos, elementos
e tabela periódica.
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química, a Ciência Central. 9. ed. SãoPaulo:
Pearson Prentice Hall, 2005.
RUSSEL, J. B. Química Geral. 5. ed. V. 1. São Paulo: Makron, 1996
EXPLORE+
Conheça um pouco mais sobre a importância do estudo da estrutura atômica através do
artigo: O átomo e a tecnologia , de Mario Tolentino e Romeu Rocha-Filho.
Conheça um pouco mais sobre a carga nuclear efetiva através do artigo: Carga Nuclear
Efetiva e sua consequência para a compreensão da estrutura eletrônica dos átomos , de
Hélio Duarte.
Conheça um pouco mais sobre a origem da tabela periódica através do artigo: Origens e
consequências da tabela periódica, a mais concisa enciclopédia criada pelo ser humano ,
de Geraldo de Lima, Luiz Barbosa e Carlos Filgueiras.
CONTEUDISTA
Layla Fernanda Alves Freire
 CURRÍCULO LATTES
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