Aula Átomos, estrutura atômica íons

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Química Geral
Átomos, estrutura atômica, 
configuração eletrônica, tabela 
periódica e íons
Professor: Alex de Oliveira
• John Dalton:
– Cada elemento é composto de átomos.
– Todos os átomos de um elemento são idênticos.
– Nas reações químicas, os átomos não são alterados.
• Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam.
• Lei de Dalton das proporções múltiplas: Quando dois elementos formam diferentes compostos, a 
proporção da massa dos elementos em um composto está relacionada à proporção da massa do outro 
através de um número inteiro pequeno.
• Os gregos antigos foram os primeiros a postular que a matéria é constituída de elementos indivisíveis.
• Mais tarde, os cientistas constataram que o átomo era constituído de entidades carregadas.
John Dalton (1766-1844)
Teoria Atômica de Dalton (1808)
Raios catódicos e elétrons
• Um tubo de raios catódicos (CRT) é um recipiente profundo com um eletrodo em cada 
extremidade.
• Uma voltagem alta é aplicada através dos eletrodos.
• A voltagem faz com que partículas negativas se desloquem do eletrodo negativo para o 
eletrodo positivo.
• A trajetória dos elétrons pode ser alterada pela presença de um campo magnético. 
• Considere os raios catódicos saindo do eletrodo positivo através de um pequeno orifício.
• Se eles interagirem com um campo magnético perpendicular a um campo elétrico aplicado, 
os raios catódicos podem sofrer diferentes desvios.
Teoria atômica da matéria
Raios catódicos e elétrons
– A quantidade de desvio dos raios catódicos depende dos campos magnético e elétrico 
aplicados.
– Por sua vez, a quantidade do desvio também depende da proporção carga-massa do elétron. 
• Em 1897, Thomson determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1,76  108 C/g.
• Objetivo: encontrar a carga no elétron para determinar sua massa.
Teoria atômica da matéria
Raios catódicos e elétrons
Considere o seguinte experimento:
• Gotas de óleo são borrifadas sobre uma chapa carregada positivamente contendo um 
pequeno orifício. 
• À medida que as gotas de óleo passam através do orifício, elas são carregadas 
negativamente.
• A gravidade força as gotas para baixo. O campo elétrico aplicado força as gotas para 
cima.
• Quando uma gota está perfeitamente equilibrada, seu peso é igual à força de atração 
eletrostática entre a gota e a chapa positiva.
• Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no elétron é 1,60 x 10-19 C.
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan calculou a massa do 
elétron: 9,10 x 10-28 g.
• Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é 9,10939 x 10-28 g.
Teoria atômica da matéria
Raios catódicos e elétrons
Experiência de Millikan
carga do e- = 1.60 x 10-19 C
Carga/massa de Thomson do e- = 1.76 x 108 C/g
mass do e- = 9.10 x 10-28 g
Massa medida do e-
(Prêmio Nobel de Física de 1923)
Radioatividade
Considere o seguinte experimento:
• Uma substância radioativa é colocada em um anteparo contendo um pequeno orifício de tal 
forma que um feixe de radiação seja emitido pelo orifício.
• A radiação passa entre duas chapas eletricamente carregadas e é detectada.
• Três pontos são observados no detector:
– um ponto no sentido da chapa positiva, 
– um ponto que não é afetado pelo campo elétrico,
– um ponto no sentido da chapa negativa.
A descoberta da estrutura atômica
Tipos de radioatividade
Radioatividade
• Um alto desvio no sentido da chapa positiva corresponde 
à radiação que é negativamente carregada e tem massa 
baixa. Essa se chama radiação  (consiste de elétrons).
• Nenhum desvio corresponde a uma radiação neutra. Essa 
se chama radiação 
• Um pequeno desvio no sentido da chapa carregada 
negativamente corresponde à radiação carregada 
positivamente e de massa alta. Essa se chama radiação .
O átomo com núcleo
• Pela separação da radiação, conclui-se que o átomo consiste 
de entidades neutras e carregadas negativa e positivamente.
• Thomson supôs que todas essas espécies carregadas eram 
encontradas em uma esfera.
Modelo ThomsonA descoberta da estrutura atômica
O átomo com núcleo
• Rutherford executou o seguinte experimento:
• Uma fonte de partículas  foi colocada na 
boca de um detector circular.
• As partículas  foram lançadas através de um 
pedaço de chapa de ouro.
• A maioria das partículas  passaram 
diretamente através da chapa, sem desviar.
• Algumas partículas  foram desviadas com 
ângulos grandes.
• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse 
correto, o resultado de Rutherford seria 
impossível.
A descoberta da estrutura atômica
1. a carga positiva dos átomos está concentrada no núcleo
2. próton (p) tem carga oposta (+) do elétron (-)
3. massa de p é 1840 x massa de e- (1.67 x 10-24 g)
(Prêmio Nobel de Química de 1908)
Experiência de Rutherford
O átomo com núcleo
• Para fazer com que a maioria das partículas  passe através 
de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a maior parte do 
átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa 
baixa − o elétron.
• Para explicar o pequeno número de desvios grandes das 
partículas , o centro ou núcleo do átomo deve ser 
constituído de uma carga positiva densa.
• Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte 
maneira:
• Suponha que o átomo é esférico mas a carga positiva deve 
estar localizada no centro, com uma carga negativa difusa 
em torno dele.
•
A descoberta da estrutura atômica
 velocidade da partícula 
~ 1,4 x 107 m / s
(~ 5% da velocidade da 
luz)
• O átomo consite de entidades neutras, positivas e 
negativas 
(prótons, elétrons e nêutrons).
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo 
do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa 
do átomo se deve ao núcleo.
– Pode haver um número variável de nêutrons 
para o mesmo número de prótons. Os isótopos 
têm o mesmo número de prótons, mas números 
diferentes de nêutrons.
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. 
Grande parte do volume do átomo se deve aos 
elétrons. 
A descoberta da estrutura atômica
Imagine uma mosca no centro de um
estádio: seria esse o tamanho
relativo do núcleo de um átomo se o
átomo fosse ampliado até o tamanho
do estádio
Modelo de Rutherford de
o átomo
raio atômico ~ 100 pm = 1 x 10-10 m
raio nuclear ~ 5 x 10-3 pm = 5 x 10-15 m
Isótopos, números atômicos e números de massa
• Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo. Número de 
massa (A) = número total de núcleos no núcleo (por exemplo, 
prótons e nêutrons).
• Por convenção, para um elemento X, escreve-se Z
AX.
• Isótopos têm o mesmo Z, porém A é diferente.
• Encontramos o Z na tabela periódica.
A visão moderna da estrutura atômica
• A massa do 1H é 1,6735 x 10-24 g e do 16O é 2,6560 x 10-23 g.
• Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u.
• Usando unidades de massa atômica:
1 u = 1,66054 x 10-24 g 1 g = 6,02214 x 1023 u
Número atômico (Z) = número de prótons no núcleo
Número de massa (A) = número de prótons + número de nêutrons
= número atômico (Z) + número de nêutrons
Isótopos são átomos do mesmo elemento (X) com diferentes números 
de nêutrons em seus núcleos
X
A
Z
H
1
1 H (D)
2
1 H (T)
3
1
U23592 U
238
92
Número de massa
Número Atômico
Símbolo do Elemento
Número atômico, número de massa e isótopos
Os isótopos do hidrogênio
(a)
(b)
(c) 
(d) carbono-14
Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons em cada uma das seguintes 
espécies:
Estratégia: Lembre-se de que o sobrescrito denota o número de massa (A) e o subscrito 
denota o número atômico (Z). 
O número de massa é sempre maior que o número atômico. (A única exceção é H1
1 onde 
o número de massa é igual ao número atômico) 
No caso em que nenhum subscrito é mostrado, como nas partes (c) e (d), o número 
atômico pode ser deduzido do símbolo ou nome do elemento.
Para determinar o número de elétrons, lembre-se de que, como os átomos são 
eletricamente neutros, o número deelétrons é igual ao número de prótons.
• A massa média do C: 
(0.9893)(12 u) + (0.0107)(13.00335) = 12,01 u
• A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média.
• As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.
A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos: para o C natural que 
tem 98.892 % de 12C + 1.107 % de 13C.
Massas atômicas médias
Experimento de Chadwick (1932) (Prêmio Nobel de Física de 1935)
Átomos de H: 1 p; Átomos de He: 2 p
massa He / massa H deveria = 2
massa medida He / massa H = 4
 + 9Be 1n + 12C + energia
nêutron (n) é neutro (carga = 0)
massa do n ~ massa do p = 1.67 x 10-24 g ≈ 1840 x mass e-
Teoria Quântica e a Estrutura Eletrônica dos Átomos
Propriedades das ondas
Comprimento de onda (λ) é a distância entre pontos idênticos em ondas 
sucessivas.
Amplitude é a distância vertical da linha média de uma onda ao pico 
ou vale.
• Todas as ondas têm um comprimento de onda característico, , e uma amplitude, 
A.
• A frequência, , de uma onda é o número de ciclos que passam por um ponto em 
um segundo.
• A velocidade de uma onda, v ou f, é dada por sua frequência multiplicada pelo seu 
comprimento de onda.
• Para a luz, velocidade = c. λ . ν = c
Frequência (n) é o número de ondas que passam por um determinado ponto em 1 
segundo (Hz = 1 ciclo/s = s-1 ).
A velocidade (u) da onda = λ x ν
λ . ν = c
Maxwell (1873), propôs que a luz visível consiste em ondas eletromagnéticas.
A radiação eletromagnética 
é a emissão e transmissão de 
energia na forma de ondas 
eletromagnéticas.
Velocidade da luz (c) no vácuo 
= 3.00 x 108 m/s 
Toda radiação eletromagnética
 x  = c
 x  = c
 = c/
 = 3.00 x 108 m s-1 / 6.0 x 104 Hz
 = 5.0 x 103 m
Onda de rádio
Um fóton tem uma frequência de 6.0 x 104 Hz. Converter esta frequência em
comprimento de onda (nm). Esta frequência cair na região visível?
 = 5.0 x 1012 nm


✓ Qual a é a frequencia da luz de cor laranja que tem comprimento de onda de
625 nm?
✓ A frequência de um forno de microondas é de 2.45 GHz. (A unidade GHz =
109 s-1). Qual é o comprimento de onda (em metro) dessa radiação? Qual é
a razão desse comprimento de onda e o da luz alaranjada (625 nm)?
✓ O comprimento de onda da luz verde de um semáforo está centrado em 522
nm. Qual é a frequência dessa radiação?
• Estratégia Recebemos o comprimento de onda de uma onda eletromagnética 
e devemos calcular sua frequência.
• Reorganizando a Equação (7.1) e substituindo u por c (a velocidade da luz) dá
• Solução Como a velocidade da luz é dada em metros por segundo, é 
conveniente primeiro converter o comprimento de onda em metros. Lembre-se 
de que 1 nm = 1 × 10−9 m. Nós escreveremos
Continuação
• Substituindo o comprimento de onda e a velocidade da luz (3.00 × 108 m/s), 
a frequência é
• Verificar A resposta mostra que as ondas 5.75 × 1014 passam por um ponto 
fixo a cada segundo. Esta freqüência muito alta está de acordo com a 
velocidade muito alta da luz.
Mistério # 1, "Problema do corpo negro" 
resolvido por Planck em 1900
Energia (luz) é emitida ou absorvida em unidades 
discretas (quantum).
E = h ν
Constante de Planck(h)
h = 6.63 x 10-34 J s
A luz tem ambos:
1. natureza das ondas
2. natureza da partícula
Mistério # 2, "efeito fotoelétrico“ resolvido por Einstein em 
1905
O fóton é uma "partícula" de luz
O efeito fotoelétrico e os fótons
• Einstein supôs que a luz trafega em pacotes de energia 
denominados fótons.
• A energia de um fóton: =hE
• (a) um fóton com comprimento de onda de 5.00 × 104 nm (região infravermelha)
Esta é a energia de um único fóton com comprimento de onda de 5.0×104 nm.
Calcule a energia (em joules) de
Continuação 
• (b) um fóton com comprimento de onda de 5.00 × 10−2 nm (região de raios X)
Seguindo o mesmo procedimento de (a), podemos mostrar que a energia do fóton que tem
comprimento de onda de 5.00 × 10−2 nm é 3.98 × 10-15 J.
Verificar Como a energia de um fóton aumenta com a diminuição do comprimento de onda,
vemos que um fóton de “raios X” é 1 × 106, ou um milhão de vezes mais energético do que um
fóton “infravermelho”.
Quando o cobre é bombardeado com elétrons de alta energia, os raios X 
são emitidos. Calcule a energia (em joules) associada aos fótons se o 
comprimento de onda dos raios X for 0.154 nm.
Os aparelhos de compact disc (CD) operam com lazer que emitem luz
vermelha com λ = 685 nm. Qual a energia de um fóton desta luz? Qual a
energia de um mol de fótons dessa luz?
Compare a energia de um mol de fótons da luz vermelha de um lazer (175
kJ mol-1) com a energia de um mol de fótons de raios X com λ = 2,36 nm.
Qual tem maior energia? Qual a razão entre as energias?
A função de trabalho do metal césio é 3.42 × 10−19 J
a) Calcule a frequência mínima de luz necessária para liberar elétrons do metal.
b) Calcule a energia cinética do elétron ejetado se a luz de frequência 1.00 × 1015 s−1
for usada para irradiar o metal.
Continuação
b) Calcule a energia cinética do elétron ejetado se a luz de frequência 1.00 × 1015 s−1
for usada para irradiar o metal.
Verificando A energia cinética do elétron ejetado (3.21 × 10−19 J) é menor que a 
energia do fóton (6.63 × 10−19 J). Portanto, a resposta é razoável.
Espectros de linhas
• A radiação composta por um único 
comprimento de onda é chamada de 
monocromática.
• A radiação que se varre uma matriz completa de 
diferentes comprimentos de onda é chamada de 
contínua.
• A luz branca pode ser separada em um espectro 
contínuo de cores.
• Observe que não há manchas escuras no 
espectro contínuo que corresponderiam a linhas 
diferentes.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
• Rutherford supôs que os elétrons orbitavam o núcleo da mesma forma que os planetas 
orbitam em torno do sol.
• Entretanto, uma partícula carregada movendo em uma trajetória circular deve perder 
energia.
• Isso significa que o átomo deve ser instável de acordo com a teoria de Rutherford.
• Bohr observou o espectro de linhas de determinados elementos e admitiu que os 
elétrons estavam confinados em estados específicos de energia. Esses foram 
denominados órbitas.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
• As cores de gases excitados surgem devido ao movimento dos elétrons entre os 
estados de energia no átomo.
• Já que os estados de energia são quantizados, a luz emitida por átomos excitados 
deve ser quantizada e aparecer como espectro de linhas.
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
1. e- só pode ter valores de energia específicos
(quantizados)
2. a luz é emitida à medida que e- se move de um nível
de energia para um nível de energia inferior
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
E = h
E = h
Fóton
( ) 





−=
−
2
18 1
J 1018.2
n
E
onde n é o número quântico principal (por 
exemplo, n = 1, 2, 3, … e nada mais).
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
• A primeira órbita no modelo de Bohr tem n = 1, é a mais próxima do núcleo e 
convencionou-se que ela tem energia negativa.
• A órbita mais distante no modelo de Bohr tem n próximo ao infinito e corresponde à 
energia zero.
• Os elétrons no modelo de Bohr podem se mover apenas entre órbitas através da absorção 
e da emissão de energia em quantum (Efóton = h).
• Podemos mostrar que
• Quando ni > nf, a energia é emitida, e nf > ni, a energia é absorvida.
( )








−−=

==
−
22
18 11
J 1018.2
if nn
hc
hE
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Esup. = h
Einf. = h
Esta relação é chamada de 
condição de frequência de Bohr
Efóton = E = Ef - Ei
Ef = -RH ( )
1
n2f
Ei = -RH ( )
1
n2i
i f
E = RH( )
1
n2
1
n2
Espectros de linhas e o modelo de Bohr
Qual é o comprimento de onda de um fóton (em nanômetros) emitido 
durante uma transição do estado ni = 5 para o estado nf = 2 no átomo de 
hidrogênio?
O sinal negativo indica que se trata de energia associada a um processo de emissão.Para
calcular o comprimento de onda, omitiremos o sinal de menos para E porque o
comprimento de onda do fóton deve ser positivo.
Calcule o comprimento de onda (em nm) de um fóton emitido por um átomo 
de hidrogênio quando seu elétron cai do estado n = 5 para o estado n = 3.
O sinal negativo indica que se trata de energia associada a um processo de emissão. 
Para calcular o comprimento de onda, omitiremos o sinal de menos para E porque o 
comprimento de onda do fóton deve ser positivo.
Calcule as energias dos estados com n = 1 e com n =2 do átomo de hidrogênio 
em J átomo-1 e em kJmol-1. Qual a diferença de energia desses dois estados em 
kJmol-1.
Calcule λ e ν da raia verde no espectro visível do estado ni = 4 para o nf = 2 no 
do átomo excitado do H, usando a teoria de Bohr.
• Sabendo-se que a luz tem uma natureza de partícula, parece razoável perguntar se 
a matéria tem natureza ondulatória.
• Utilizando as equações de Einstein e de Planck, De Broglie (1924) mostrou:
• O momento, mv, é uma propriedade de partícula, enquanto  é uma propriedade 
ondulatória.
• De Broglie resumiu os conceitos de ondas e partículas, com efeitos notáveis se os 
objetos são pequenos.
mv
h
=
O Comportamento ondulatório da matéria
✓Calcule λ de um elétron de me = 9,109 x 10
-28 g que percorre uma distância a 
40% da velocidade da luz. 
Observe que, como as unidades das constantes de Planck são J s, m e 𝜈 devem 
estar em kg e m s-1 (1 J = 1 kg m2 s-2), respectivamente.
✓Calcule λ assiciado a um nêutron de mn = 1,675 x 10
-24 g e Ec = 6,21 x 10
-21 
J.
Com o valor da velocidade é fácil calcular o comprimento de onda
Qual é o comprimento de onda de de Broglie (em nm) associado a uma bola de 
pingue-pongue de 2.5 g viajando a 15.6 m s-1?
O princípio da incerteza
• O princípio da incerteza de Heisenberg: na escala de massa de partículas 
atômicas, não podemos determinar exatamente a posição, a direção do movimento e 
a velocidade simultaneamente.
• Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição 
simultaneamente.
• Se x é a incerteza da posição e mv é a incerteza do momento, então:


4
·
h
mvx
O Comportamento ondulatório da matéria
O Comportamento ondulatório da matéria
O princípio da incerteza
Um elétron está se movendo a uma velocidade de 8.0 × 106 m s-1. Se a incerteza
na medição da velocidade for 1.0 por cento da velocidade, calcule a incerteza na
posição do elétron. A massa do elétron é 9,1094 × 10−31 kg.
Uma bola de beisebol com massa de 0.15 kg lançada a 160 km h-1 tem um
momento de 6.7 kg m s-1. Se a incerteza na medição desse momento for 1.0 × 10−7
do momento, calcule a incerteza na posição da bola de beisebol.
• Schrödinger propôs uma equação 
que contém os termos onda e 
partícula 2 = 0 .
• A resolução da equação leva às 
funções de onda. 
• A função de onda fornece o 
contorno do orbital eletrônico.
• O quadrado da função de onda 
(2) fornece a probabilidade de se 
encontrar o elétron, isto é, dá a 
densidade eletrônica para o átomo.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Onde 90% do
e- densidade é 
encontrada
para o orbital 1s
y é uma função de quatro números chamados
Números quânticos (n, l, ml, ms)
Número quântico principal n
n = 1, 2, 3, 4, ….
n=1 n=2 n=3
distância do e- do núcleo
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais s
• Todos os orbitais s são esféricos.
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores.
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós.
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se 
encontrar um elétron é zero.
• Em um nó, 2 = 0 
• Para um orbital s, o número de nós é n-1.
Representações orbitias
l = 0 (s orbitais)
l = 2 (d orbitais)
l = 1 (p orbitais)
Números quânticos: (n, l, ml, ms)
número quântico de momento angular l
para um determinado valor de n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1
n = 1, l = 0
n = 2, l = 0 ou 1
n = 3, l = 0, 1, ou 2
Forma do “volume” de espaço que o e- ocupa
l = 0 s orbital
l = 1 p orbital
l = 2 d orbital
l = 3 f orbital
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Números quânticos: (n, l, ml, ms)
número quântico magnético ml
para um determinado valor de l; ml = -l, …., 0, …. +l
orientação do orbital no espaço
se l = 1 (orbital p), ml = -1, 0, ou 1
se l = 2 (orbital d), ml = -2, -1, 0, 1, ou 2
Mecânica quântica e orbitais atômicos
ml = -1 ml = 0 ml = 1
ml = -2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = 2
3 orientações no espaço
5 orientações no espaço
número quântico de spin ms
ms = +½ ou -½
ms = -½ms = +½
Números quânticos: (n, l, ml, ms)
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
• Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda e as energias para as 
funções de onda.
• Chamamos as funções de onda de orbitais.
• A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos:
1. Número quântico principal, n. Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o 
orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 
2. O número quântico azimuthal, l. Esse número quântico depende do valor de n. Os 
valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. Normalmente utilizamos letras para l (s, 
p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f.
3. O número quântico magnético, ml. Esse número quântico depende de l. O número 
quântico magnético têm valores inteiros entre -l e +l. Fornecem a orientação do orbital 
no espaço.
Mecânica quântica e orbitais atômicos
Orbitais e números quânticos
Mecânica quântica e orbitais atômicos
• Resumo do arranjo de camadas, subcamadas e orbitais
em um átomo e os números correspondentes.
• Note que o número quântico ml é uma caracterização
alternativa dos orbitais individuais em química.
• Liste os valores de n, ℓ e mℓ para orbitais na subcamada 4 d.
Estratégia Quais são as relações entre n, ℓ e mℓ?
O que “4” e “d” representam em 4d?
Solução Como vimos anteriormente, o número dado na designação da subcamada é 
o número quântico principal, então, neste caso, n = 4. A letra designa o tipo de 
orbital. Como estamos lidando com orbitais d, ℓ = 2. Os valores de mℓ podem variar 
de −ℓ a ℓ. Portanto, mℓ pode ser −2, −1, 0, 1 ou 2.
Verificar Os valores de n e ℓ são fixos para 4d, mas mℓ pode ter qualquer um dos 
cinco valores, que correspondem aos cinco orbitais d.
• Qual é o número total de orbitais associados ao número quântico principal n = 3?
Estratégia Para calcular o número total de orbitais para um determinado valor n, 
precisamos primeiro escrever os valores possíveis de ℓ. Em seguida, determinamos 
quantos valores de mℓ estão associados a cada valor de ℓ. O número total de orbitais é 
igual à soma de todos os valores mℓ.
Solução Para n = 3, os valores possíveis de ℓ são 0, 1 e 2. Portanto, há um orbital 3s (n
= 3, ℓ = 0 e mℓ = 0); existem três orbitais 3p (n = 3, ℓ = 1 e mℓ = −1, 0, 1); há cinco 
orbitais 3d (n = 3, ℓ = 2 e mℓ = −2, −1, 0, 1, 2). O número total de orbitais é 1 + 3 + 5 = 
9.
Verificar O número total de orbitais para um determinado valor de n é n2. Portanto, 
aqui temos 32 = 9. Você pode provar a validade dessa relação?
Camada - elétrons com o mesmo valor de n
Subcamada - elétrons com os mesmos valores de n e l
Orbital - elétrons com os mesmos valores de n, l e ml
Quantos elétrons um orbital pode conter?
Se n, l e ml são fixos, então ms = ½ ou - ½
y = (n, l, ml, ½) ou y = (n, l, ml, -½)
Um orbital pode conter 2 elétrons
Números quânticos: y = fn (n, l, ml, ms)
Quantos orbitais 2p existem em um átomo?
2p
n=2
l = 1
Se l = 1, então ml = -1, 0, or +1
3 orbitais
Quantos elétrons podem ser colocados na subcamada 
3d?
3d
n=3
l = 2
Se l = 2, então ml = -2, -1, 0, +1, or +2
5 orbitais que podem conter um total de 10 e-
A existência (e energia) do elétron no átomo é descrita por sua função de
onda única y.
Princípio de exclusão de Pauli - dois elétrons, no máximo, podem ocuparum
dado orbital. Quando dois elétrons ocupam um orbital, seus spins devem estar
emparelhados.
Números quânticos: y = fn (n, l, ml, ms)
Cada assento é identificado exclusivamente (E, R12, S8). Cada assento 
pode acomodar apenas um indivíduo de cada vez
Energia dos orbitais em um único elétron em um átomo
A energia depende apenas do número quântico principal n
En = -RH ( )
1
n2
n=1
n=2
n=3
Energia dos orbitais em um átomo de múltiplos elétrons
A energia depende do n e l
n=1 l = 0
n=2 l = 0
n=2 l = 1
n=3 l = 0
n=3 l = 1
n=3 l = 2
Regra de Hund
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento 
estão localizados.
• Três regras:
- Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n.
- Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli).
- Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de 
qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund).
Configurações eletrônicas
Configuração de elétron é como os elétrons são distribuídos entre os 
vários orbitais atômicos de um átomo.
1s1
número quântico
Principal n
momento angular
número quântico l
número de elétrons
no orbital ou subcamada
Diagrama orbital
H
1s1
"Preencher" elétrons em orbitais de energia mais baixa (princípio de Aufbau)
H 1 elétron H 1s1
He 2 elétrons He 1s
2
Li 3 elétrons Li 1s22s1
Be 4 elétrons Be 1s22s2
B 5 elétrons B 1s22s22p1
C 6 elétrons
? ?
Orbitais e números 
quânticos
• Os orbitais podem ser 
classificados em termos de 
energia para produzir um 
diagrama de Aufbau.
• Observe que o seguinte 
diagrama de Aufbau é para um 
sistema de um só elétron.
• À medida que n aumenta, o 
espaçamento entre os níveis de 
energia torna-se menor.
C 6 elétrons
O arranjo mais estável de elétrons em subcamadas é aquele com 
o maior número de spins paralelos(Regra de Hund).
C 1s22s22p2
N 7 elétrons
N 1s22s22p3
O 8 elétrons
O 1s22s22p4
F 9 elétrons
F 1s22s22p5
Ne 10 elétrons
Ne 1s22s22p6
Ordem dos orbitais (preenchimento) no átomo 
multieletrônico
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
Configurações eletrônica condensadas
• O neônio tem o subnível 2p completo.
• O sódio marca o início de um novo período.
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como 
Na: [Ne] 3s1
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio.
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre].
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre].
Configurações eletrônicas
Metais de transição
• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos.
• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser 
preenchidos.
• Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de valência.
Lantanídeos e actinídeos
• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos.
• Observe: La: [Kr]6s25d14f1
• Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou 
elementos terras raras.
• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos.
• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza.
Configurações eletrônicas
Paramagnético
elétrons desemparelhados
2p
Diamagnético
todos os elétrons emparelhados
2p
Orbitais e suas energias
• Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados.
• Para n  2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os 
elétrons interagem entre si.
• Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente 
diferente para sistemas com muitos elétrons.
Átomos polieletrônicos
• Escreva os quatro números quânticos para um elétron em um orbital 3p.
Estratégia O que “3” e “p” designam em 3p?
Quantos orbitais (valores de mℓ) existem em uma subcamada 3p?
Quais são os valores possíveis do número quântico de spin do elétron?
Solução Para começar, sabemos que o número quântico principal n é 3 e o
número quântico do momento angular ℓ deve ser 1 (porque estamos lidando com
um orbital p). Para ℓ = 1, há três valores de mℓ dados por −1, 0 e 1. Como o
número quântico de spin do elétron ms pode ser + ½ ou −½, concluímos que
existem seis maneiras possíveis de designar o elétron usando a notação (n, ℓ, mℓ,
ms).
Estes são:
Verifique Nessas seis designações, vemos que os valores de ne ℓ são constantes, mas os 
valores de mℓ e ms podem variar.
Qual é a configuração eletrônica do Mg?
Mg 12 elétrons
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 
1s22s22p63s2 2 + 2 + 6 + 2 = 12 elétrons
Abreviado como [Ne]3s2 [Ne] 1s22s22p6
Quais são os números quânticos possíveis para o último elétron (mais 
externo) em Cl?
Cl 17 elétrons 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s 
1s22s22p63s23p5 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 elétrons
Último elétron adicionado ao orbital 3p
n = 3 l = 1 ml = -1, 0, ou +1 ms = ½ ou -½
Qual é o número máximo de elétrons que podem estar presentes no nível principal 
para o qual n = 3?
Estratégia Recebemos o número quântico principal (n) para que possamos determinar todos os
valores possíveis do número quântico do momento angular (ℓ). A regra anterior mostra que o
número de orbitais para cada valor de ℓ é (2ℓ + 1). Assim, podemos determinar o número total
de orbitais. Quantos elétrons cada orbital pode acomodar?
Solução Quando n = 3, ℓ = 0, 1 e 2. O número de orbitais para cada valor de ℓ é dado por
O número total de orbitais é nove. Como cada orbital pode acomodar dois elétrons, o número 
máximo de elétrons que podem residir nos orbitais é 2 × 9, ou 18.
Verifique Se usarmos a fórmula (n2), descobrimos que o número total de orbitais é 32 e o
número total de elétrons é 2(32) ou 18. Em geral, o número de elétrons em um dado nível de
energia principal n é 2n2.
Um átomo de oxigênio tem um total de oito elétrons. Escreva os quatro números
quânticos para cada um dos oito elétrons no estado fundamental.
Estratégia: Começamos com n = 1 e prosseguimos para preencher os orbitais na ordem
Para cada valor de n, determinamos os valores possíveis de ℓ.
Para cada valor de ℓ, atribuímos os valores possíveis de mℓ.
Podemos colocar elétrons nos orbitais de acordo com o princípio de exclusão de Pauli e
a regra de Hund.
Solução: Começamos com n = 1, então ℓ = 0, uma subcamada correspondente ao orbital 1s.
Este orbital pode acomodar um total de dois elétrons. Em seguida, n = 2 e ℓ pode ser 0 ou 1. A
subcamada ℓ = 0 contém um orbital 2s, que pode acomodar dois elétrons. Os quatro elétrons
restantes são colocados na subcamada ℓ = 1, que contém três orbitais 2p. O diagrama orbital é
• Os resultados estão resumidos na seguinte tabela:
• Claro, a colocação do oitavo elétron no orbital rotulado mℓ = 1 é
completamente arbitrária. Seria igualmente correto atribuí-lo a mℓ =
0 ou mℓ = −1.
Escreva as configurações de elétrons do estado fundamental para 
a) enxofre(S).
b) paládio (Pd), que é diamagnético?
(a) Estratégia Quantos elétrons existem no átomo S (Z = 16)? Começamos com n = 1 e 
prosseguimos para preencher os orbitais na ordem. Para cada valor de ℓ, atribuímos os 
valores possíveis de mℓ. Podemos colocar elétrons nos orbitais de acordo com o 
princípio de exclusão de Pauli e a regra de Hund e, em seguida, escrever a configuração 
do elétron. A tarefa é simplificada se usarmos o núcleo de gás nobre que precede S para 
os elétrons internos.
Solução Enxofre tem 16 elétrons. O núcleo de gás nobre neste caso é [Ne]. (Ne é o gás 
nobre no período anterior ao enxofre) [Ne] representa 1s2 2s2 2p6. Isso nos deixa com 6 
elétrons para preencher a subcamada 3s e parcialmente preencher a subcamada 3p. 
Assim, a configuração eletrônica de S é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ou [Ne] 3s2 3p4.
Continuação 
(b) Estratégia Usamos a mesma abordagem que em (a). O que significa dizer que Pd é um 
elemento diamagnético?
Solução O paládio tem 46 elétrons. O núcleo de gás nobre, neste caso, é [Kr]. (Kr é o gás 
nobre no período anterior ao paládio.) [Kr] representa
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d10 4p6
Os 10 elétrons restantes são distribuídos entre os orbitais 4d e 5s. As três opções são (1) 
4d10, (2) 4d9 5s1 e (3) 4d8 5s2.
Como o paládio é diamagnético, todos os elétrons estão emparelhados e sua configuração 
eletrônica deve ser
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10
ou simplesmente [Kr] 4d10. As configurações em (2) e (3) representam elementos 
paramagnéticos.
Para confirmar a resposta, escreva os diagramas orbitais para (1), (2) e (3).
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 114 elementos de modo
significativo.
• Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas associadas à
tabela periódica.
• As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (numeradas de 1A a 8A ou de 1 a
18).
• As linhas na tabela periódica chamam-se períodos.
• Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela periódica (a maioria dos
elementos são metais).
• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da tabela periódica.
• Os elementos com propriedades similares, tanto com os metais quanto com os não-
metais, são chamados metalóides e estão localizados no espaço entre os metais e os
não-metais.
Relações periódicas entre os elementos
A tabela periódica
n
s
1
n
s
2
n
s
2
n
p
1
n
s
2
n
p
2
n
s
2
n
p
3
n
s
2
n
p
4
n
s
2
n
p
5
n
s
2
n
p
6
d
1
d
5
d
1
0
4f
5f
Configurações de elétrons do estado fundamental dos elementos
Os blocos da Tabla Periódica são nomeados segundo o último 
orbital ocupado de acordo com o princípio da construção. Os 
períodos são numerados de acordo com o número quântico 
principal da camada de valência 
A Tabela Periódica Moderna
Período
G
ro
u
p
o
M
e
ta
is
 a
lc
a
lin
o
s
G
a
s
e
s
 n
o
b
re
s
H
a
lo
g
ê
n
io
s
M
e
ta
is
 a
lc
a
lin
o
s
 te
rro
s
o
s
C
a
lc
o
g
ê
n
io
s
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais.
• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um grupo:
Grupo 1A: Metais alcalinos
Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos
Grupo 6A: Calcogênios (originário do cobre ou que vem do minério)
Grupo 7A: Halogênios (foramdores de sais)
Grupo 8A: Gases nobres
A tabela periódica
Um átomo de um determinado elemento possui 15 elétrons. Sem consultar uma 
tabela periódica, responda às seguintes perguntas:
(a) Qual é a configuração eletrônica do estado fundamental do elemento?
(b) Como o elemento deve ser classificado?
(c) O elemento é diamagnético ou paramagnético?
Solução
Sabemos que para n = 1 temos um orbital 1s (2 elétrons); para n = 2 temos um orbital 2s (2 elétrons) e 
três orbitais 2p (6 elétrons); para n = 3, temos um orbital 3s (2 elétrons). O número de elétrons 
restantes é 15 - 12 = 3 e esses três elétrons são colocados nos orbitais 3p. A configuração eletrônica é 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
(b) Como a subcamada 3p não está completamente preenchida, este é um elemento representativo. 
Com base nas informações fornecidas, não podemos dizer se é um metal, um não metal ou um 
metalóide.
(c) De acordo com a regra de Hund, os três elétrons nos orbitais 3p têm spins paralelos (três elétrons 
desemparelhados). Portanto, o elemento é paramagnético.
Configurações de elétrons de cátions e ânions
Na [Ne]3s1 Na+ [Ne]
Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar]
Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne]
Os átomos perdem elétrons de 
modo que o cátion tem uma 
configuração de elétron 
externo de gás nobre.
H 1s1 H- 1s2 or [He]
F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 or [Ne]
O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 or [Ne]
N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 or [Ne]
Os átomos ganham 
elétrons para que o ânion 
tenha uma configuração 
de elétron externo de gás 
nobre.
De Elementos Representativos
+
1
+
2
+
3 -1-2-
3
Cátions e ânions de elementos representativos
Na+: [Ne] Al3+: [Ne] F-: 1s22s22p6 ou [Ne] O2-: 1s22s22p6 ou [Ne]
N3-: 1s22s22p6 ou [Ne] Na+, Al3+, F-, O2- e N3- são todos isoeletrônicos com Ne
Isoeletrônico: tem o mesmo número de elétrons e, portanto, a mesma configuração 
de elétrons do estado fundamental
Configurações de elétrons de cátions de metais de transição
Quando um cátion é formado a partir de um átomo de um metal de transição, os elétrons 
são sempre removidos primeiro do orbital ns e depois dos orbitais (n - 1)d.
Fe: [Ar]4s23d6
Fe2+: [Ar]4s03d6 ou [Ar]3d6
Fe3+: [Ar]4s03d5 ou [Ar]3d5
Mn: [Ar]4s23d5
Mn2+: [Ar]4s03d5 ou [Ar]3d5
Qual átomo neutro é isoeletrônico com H-?
H-: 1s2 mesma configuração de elétrons que He
Carga nuclear efetiva (Zeff) é a “carga positiva” sentida por um elétron.
Na
Mg
Al
Si
11
12
13
14
10
10
10
10
1
2
3
4
186
160
143
132
ZeffCerneZ Raio
Zeff = Z - s
0 < s < Z (s = constante de blindagem)
Zeff  Z – número de elétrons internos ou centrais
Carga nuclear efetiva(Zeff)
aumentando Zeff
au
m
en
ta
n
d
o
 Z
ef
f
• Considere uma molécula 
diatômica simples.
• A distância entre os dois 
núcleos é denominada 
distância de ligação.
• Se os dois átomos que 
formam a molécula são os 
mesmos, metade da distância 
de ligação é denominada raio 
covalente do átomo.
Tamanho dos átomos e dos íons
Tendências periódicas nos raios atômicos
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades 
dos elementos variam periodicamente.
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica.
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam.
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores.
Existem dois fatores agindo:
• Número quântico principal, n, e
• a carga nuclear efetiva, Zef.
Tamanho dos átomos e dos íons
• Quando o número quântico 
principal aumenta, o 
tamanho do orbital aumenta.
• Considere os orbitais s.
• Todos os orbitais s são 
esféricos e aumentam em 
tamanho quando n aumenta.
• A simetria esférica dos 
orbitais pode ser vista nos 
mapas de relevos.
• Mapas de relevos são pontos 
conectados de densidade 
eletrônica igual.
Tamanho dos átomos e dos íons
Os raios atômicos geralmente decrescem da esquerda para
a direita em cada período devido ao aumento do numero 
atômico efetivo e crescem em cada grupo quando camadas
sucessivas são ocupadas 
Tendências periódicas nos raios atômicos
• À medida que o número quântico principal aumenta (ex. descemos em um 
grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. 
Consequentemente, o raio atômico aumenta.
• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos 
mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, 
aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz 
com que o raio atômico diminua.
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico.
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e 
dos orbitais que contenham os elétrons de valência.
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os 
átomos que lhes dão origem.
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os 
átomos que lhe dão origem.
Raios Atômicos
Raio metálico
Raio covalente
Comparação de Raios Atômicos com Raios Iônicos
Os raios (em pm) de íons de elementos familiares
Configurações eletrônicas de íons
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número 
quântico principal, n:
Li (1s2 2s1)  Li+ (1s2) 
Fe ([Ar]3d6 4s2)  Fe3+ ([Ar]3d5) 
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível:
F (1s2 2s2 2p5)  F− (1s2 2s2 2p6) 
O cátion é sempre menor do que o átomo do 
qual é formado.
O ânion é sempre maior do que o átomo do 
qual é formado.
Referindo-se a uma tabela periódica, organize os seguintes átomos em ordem
crescente de raio atômico: P, Si, N.
Estratégia Quais são as tendências dos raios atômicos em um grupo periódico e em um 
determinado período? Quais dos elementos anteriores estão no mesmo grupo? no 
mesmo período?
Solução Na tabela periódica vemos que N eP estão no mesmo grupo (Grupo 5A). 
Portanto, o raio de N é menor do que o de P (o raio atômico aumenta à medida que 
descemos um grupo).
Tanto Si quanto P estão no terceiro período, e Si está à esquerda de P. Portanto, o raio 
de P é menor do que o de Si (o raio atômico diminui à medida que nos movemos da 
esquerda para a direita em um período).
Assim, a ordem de aumento do raio é
N < P < Si
Para cada um dos seguintes pares, indique qual das duas espécies é maior:
(a) N3− ou F-
(b) Mg2+ ou Ca2+
(c) Fe2+ ou Fe3+
Estratégia Na comparação de raios iônicos, é útil classificar os íons em três categorias:
(1) íons isoeletrônicos
(2) íons que carregam as mesmas cargas e são gerados a partir de átomos do mesmo grupo
periódico, e
(3) íons que carregam cargas diferentes, mas são gerados a partir do mesmo átomo.
No caso (1), os íons com carga negativa maior são sempre maiores; no caso (2), os íons dos
átomos com maior número atômico são sempre maiores; no caso (3), os íons com carga
positiva menor são sempre maiores.
Solução
(a) N3− e F− são ânions isoeletrônicos, ambos contendo 10 elétrons. Como N3− tem apenas 
sete prótons e F− tem nove, a menor atração exercida pelo núcleo nos elétrons resulta 
em um íon N3− maior.
(b) Tanto o Mg quanto o Ca pertencem ao Grupo 2A (os metais alcalino-terrosos). Assim, o 
íon Ca2+ é maior do que Mg2+ porque os elétrons de valência do Ca estão em uma 
camada maior (n = 4) do que o Mg (n = 3).
(c) Ambos os íons têm a mesma carga nuclear, mas Fe2+ tem um elétron a mais (24 elétrons 
em comparação com 23 elétrons para Fe3+) e, portanto, maior repulsão elétron-elétron. 
O raio de Fe2+ é maior.
Tendências dos tamanhos dos íons
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um 
grupo na tabela periódica.
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons.
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores :
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um 
elétron de um átomo gasoso:
Na(g) → Na+(g) + e-.
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um 
íon gasoso: 
Na+(g) → Na2+(g) + e-.
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron.
Energia de ionização
Tendências gerais nas primeiras energias de ionização
Aumentando da primeira energia de ionização
A
u
m
e
n
ta
n
d
o
 d
a
 p
ri
m
e
ir
a
 e
n
e
rg
ia
 d
e
 i
o
n
iz
a
ç
ã
o
Variações nas energias de ionização sucessivas
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um 
elétron mais interno é removido.
I1 < I2 < I3
Variação da Primeira Energia de Ionização com Número Atômico
Preenchido n = 1 nível
Preenchido n=2 nível
Preenchido n=3 nível
Preenchido n=4 nível
Preenchido n=5 nível
(a) Qual átomo deve ter uma primeira energia de ionização menor: oxigênio ou 
enxofre?
(b) Qual átomo deve ter uma segunda energia de ionização mais alta: lítio ou 
berílio?
Estratégia
(a) A primeira energia de ionização diminui à medida que descemos um grupo porque o
elétron mais externo está mais longe do núcleo e sente menos atração.
(b) A remoção do elétron mais externo requer menos energia se estiver protegido por uma
camada interna preenchida.
Solução
(a) O oxigênio e o enxofre são membros do Grupo 6A. Eles têm a mesma configuração de
elétrons de valência (ns2np4), mas o elétron 3p no enxofre está mais distante do núcleo e
experimenta menos atração nuclear do que o elétron 2p no oxigênio. Assim, prevemos que
o enxofre deve ter uma primeira energia de ionização menor.
As configurações eletrônicas de Li e Be são 1s2 2s1 e 1s2 2s2, respectivamente. A segunda
energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um íon
gasoso unipositivo em seu estado fundamental. Para o segundo processo de ionização,
escrevemos
Como os elétrons 1s protegem os elétrons 2s com muito mais eficácia do que uns aos
outros, prevemos que deve ser mais fácil remover um elétron 2s de Be+ do que remover
um elétron 1s de Li+.
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização.
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha
um elétron para formar um íon gasoso:
Cl(g) + e- → Cl-(g)
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima)
quanto endotérmica:
Ar(g) + e- → Ar-(g)
• Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é
positiva ou negativa.
• O elétron extra no Ar precisa ser adicinado ao orbital 4s, que tem uma energia
significativamente maior do que a energia do orbital 3p.
Afinidades eletrônicas
A afinidade do elétron é o negativo da mudança de energia que ocorre
quando um elétron é aceito por um átomo no estado gasoso para formar um
ânion.
X (g) + e
- X-(g)
F (g) + e
- X-(g)
O (g) + e
- O-(g)
H = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol
H = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol
Variação da afinidade do elétron com o número atômico(H – Ba)
• Por que as afinidades eletrônicas dos metais alcalino-terrosos, 
mostradas na Tabela abaixo, são valores negativos ou pequenos 
positivos?
Estratégia Quais são as configurações eletrônicas dos metais alcalino-terrosos? O elétron 
adicionado a tal átomo seria fortemente mantido pelo núcleo?
Solução A configuração eletrônica de valência dos metais alcalino-terrosos é ns2, onde n é o 
número quântico principal mais alto. Para o processo
onde M denota um membro da família do Grupo 2A, o elétron extra deve entrar na 
subcamada np, que é efetivamente protegida pelos dois elétrons ns (os elétrons ns são mais 
penetrantes do que os elétrons np) e os elétrons internos. Conseqüentemente, os metais 
alcalino-terrosos têm pouca tendência de pegar um elétron extra.
Metais, não-metais e metalóides
Metais
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso, 
maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar 
cátions em solução aquosa).
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo.
• O caráter metálico diminui ao longo do período.
• Os metais têm energias de ionização baixas.
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução.
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos.
• Todos metais do grupo 1A formam íons M+.
• Todos metais do grupo 2A formam íons M2+.
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis.
Metais
Metais
• A maior parte dos óxidos metálicos são básicos:
Óxido metálico + água → hidróxido metálico 
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)
Não-metais
• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais.
• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar 
elétrons:
metal + não-metal → sal
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s)
Não-metais
• A maior parte dos óxidos não-metálicos são ácidos:
óxido não-metálicos + água → ácido
P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq)
Metalóides
•Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os 
não-metais.
•Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço.
•Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores.
Grupo 1A: os metais alcalinos
Grupo 1A: os metais alcalinos
• Todos os metais alcalinos são macios.
• A química é dominada pela perda de seu único elétron s:
M → M+ + e-
• A reatividade aumenta ao descermos no grupo.
• Os metais alcalinos reagem com água para formar MOH e gás 
hidrogênio:
2M(s) + 2H2O(l) → 2MOH(aq) + H2(g)
Grupo 1A: os metais alcalinos
• Os metais alcalinos produzem diferentes óxidos ao reagirem com o O2:
4Li(s) + O2(g) → 2Li2O(s) (óxido)
2Na(s) + O2(g) → Na2O2(s) (peróxido)
K(s) + O2(g) → KO2(s) (superóxido)
• Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma chama 
à alta temperatura.
• O elétron s é excitado por uma chama e emite energiaquando retorna ao estado 
fundamental.
Elementos do grupo 1A (ns1, n ≥ 2)
Grupo 2A: os metais alcalinos terrosos
• Os metais alcalinos terrosos são mais duros e mais densos do que os metais alcalinos.
• A química é dominada pela perda de dois elétrons s:
M → M2+ + 2e-.
Mg(s) + Cl2(g) → MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
• O Be não reage com água. O Mg reagirá apenas com o vapor de água. Do Ca em diante:
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Elementos do grupo 2A (ns2, n  2)
Elementos do grupo 3A (ns2 np1, n  2)
4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s)
2Al(s) + 6H
+
(aq) 2Al
3+
(aq) + 3H2(g)
Elementos do grupo 3A (ns2 np1, n  2)
Elementos do grupo 4A (ns2np2, n  2)
Sn(s) + 2H
+
(aq) Sn
2+
(aq) + H2 (g)
Pb(s) + 2H
+
(aq) Pb
2+
(aq) + H2 (g)
Elementos do grupo 4A (ns2np2, n  2)
Elementos do grupo 5A (ns2np3, n  2)
N2O5(s) + H2O(l) 2HNO3(aq)
P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(aq)
Elementos do grupo 5A (ns2np3, n  2)
Grupo 6A: o grupo do oxigênio
Hidrogênio
• O hidrogênio é um elemento singular.
• Muito frequentemente ocorre como um gás diatômico incolor, H2.
• Ele pode tanto ganhar outro elétron para formar o íon hidreto, H−, como perder seu 
elétron para formar H+:
2Na(s) + H2(g) → 2NaH(s)
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
• O H+ é um próton.
• A química aquosa do hidrogênio é dominada pelo H+(aq).
Elementos do grupo 6A (ns2np4, n  2)
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq)
Grupo 6A: O Grupo do Oxigênio
• Ao descermos no grupo, o caráter metálico aumenta (o O2 é um gás, o Te é um 
metalóide, o Po é um metal).
• Há duas formas importantes de oxigênio: O2 e ozônio (O3). O ozônio pode ser 
preparado a partir do oxigênio:
3O2(g) → 2O3(g) H = 284,6 kJ.
• O ozônio possui um cheiro pungente e é tóxico.
• O oxigênio (ou dioxigênio, O2) é um agente de oxidação potente, uma vez que o íon O
2-
tem uma configuração de gás nobre.
• Existem dois estados de oxidação para o oxigênio: 2- (por exemplo, H2O) e 1- (por 
exemplo, H2O2).
• O enxofre é outro importante membro desse grupo.
• A forma mais comum do enxofre é o S8 amarelo.
• O enxofre tende a formar S2- nos compostos (sulfetos).
Elementos do grupo 6A (ns2np4, n  2)
Elementos do grupo 7A (ns2np5, n  2)
X + 1e- X-1
X2(g) + H2(g) 2HX(g)
A
u
m
e
n
to
 d
a
 r
e
a
ti
v
id
a
d
e
Grupo 7A: os halogênios
• A química dos halogênios é dominada pelo ganho de um elétron para formar um ânion:
X2 + 2e
- → 2X-.
• O flúor é uma das substâncias mais reativas que se conhece: 
2F2(g) + 2H2O(l) → 4HF(aq) + O2(g) H = -758,9 kJ.
• Todos os halogênios consistem de moléculas diatômicas (X2).
Grupo 7A: os halogênios
• O cloro é o halogênio mais utilizado industrialmente. Ele é produzido pela eletrólise 
do sal grosso (NaCl):
2NaCl(aq) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g).
• A reação entre o cloro e a água produz ácido hipocloroso (HOCl) que desinfeta a água 
de piscina: 
Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HOCl(aq).
• Todos os compostos dos halogênios com hidrogênio são ácidos fortes, com exceção 
do HF.
Elementos do grupo 7A (ns2np5, n  2)
Grupo 8A: os gases nobres
• Todos esses são não-metais e monoatômicos.
• Eles são notoriamente não-reativos porque têm os subníveis s e p completamente 
preenchidos.
• Em 1962 o primeiro composto de gases nobres foi preparado: XeF2, XeF4 e XeF6.
• Até agora, os únicos outros compostos de gases nobres conhecidos são o KrF2 e o 
HArF.
Subníveis ns e np são totalmente preenchidos. Maior energia de
ionização de todos os elementos.
Sem tendência para aceitar elétrons extras.
Compostos dos Gases Nobres
Existem vários compostos de xenônio XeF4, XeO3, XeO4, XeOF4. Alguns compostos 
de criptônio (KrF2, por exemplo) foram preparados.
Os metais nesses dois grupos têm configurações eletrônicas externas semelhantes, 
com um elétron no orbital s mais externo.
As propriedades químicas são bastante diferentes devido à diferença na energia de 
ionização.
Comparação do Grupo 1A e 1B
I1 inferior, mais reativo
Propriedades dos óxidos ao longo de um período
Básico ácido
Classifique os seguintes óxidos como ácidos, básicos ou anfotéricos: 
(a) Rb2O
(b) BeO
(c) As2O5
Solução
(a) Como o rubídio é um metal alcalino, esperaríamos que o Rb2O fosse um óxido básico.
(b) (b) O berílio é um metal alcalino-terroso. No entanto, por ser o primeiro membro do 
Grupo 2A, esperamos que seja um pouco diferente dos outros membros do grupo. No 
texto, vimos que o Al2O3 é anfotérico. Como o berílio e o alumínio apresentam uma 
relação diagonal, o BeO pode se assemelhar ao Al2O3 nas propriedades. Acontece que 
BeO também é um óxido anfotérico.
(c) (b) Como o arsênio é um não metal, esperamos que o As2O5 seja um óxido ácido.