Quimica geral I

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UNINASSAU 
Química Geral - Farmácia & Biomedicina 
Prof. Hugo Peixoto 
 
Módulo 1 – Introdução à Atomística 
 
O QUE É A MATÉRIA? DE ONDE SURGIU A IDEIA? 
 
Tal pergunta incomoda a mente de muita gente até hoje. Entretanto, mais até que a pergunta, as mais variadas 
“respostas” perturbam por não se ter a certeza de que estejam realmente todas as dúvidas devidamente elucidadas. 
Muitas foram as respostas e hipóteses apresentadas pelos filósofos da Antiguidade. Uma delas foi apresentada 
por Tales de Mileto. Para ele, o elemento fundamental constituinte da matéria seria a água. “Tudo se compõe de água e 
tudo em água se dissolve”. O fogo dos astros é alimentado por vapores de água, bem como as plantas e os animais, que 
não podem viver sem tal “elemento”. 
Uma das teorias mais difundidas na Grécia sobre a constituição da matéria foi a dos 
quatro elementos: água, ar, fogo e terra. Tal teoria foi elaborada por Empédocles. Ele 
defendia, ainda, o princípio da conservação e da indestrutibilidade da matéria. 
O grande filósofo Aristóteles aceitava a teoria dos quatro elementos, mas, como 
Platão, acrescentava um quinto elemento – o éter, o qual não existiria no nosso mundo sublunar, 
mas ocuparia os espaços celestes afastados. 
 
Entre as várias teorias sobre a constituição da matéria que compõe o Universo, a mais 
lógica na Antiguidade grega foi a hipótese atomística. Esta teoria possibilitou aos seus autores, 
Leucipo e Demócrito, dar uma explicação para a estrutura da matéria sem recorrer a entidades 
divinas ou misteriosas. 
A palavra matéria tem origem na palavra matéria, do Latim “aquilo de que uma coisa é feita”. Matéria é, 
portanto, tudo aquilo que compõe as coisas, possui massa, ocupa lugar no espaço e que pode impressionar nossos 
sentidos. 
Assim, estudar a estrutura da matéria é estudar a forma como a matéria é organizada. 
Os filósofos gregos, Leucipo e Demócrito, acreditavam que dividindo a matéria em pedaços cada vez menores, 
chegar-se-ia a um ponto onde partículas, cada vez menores, seriam invisíveis ao olho humano e, portanto, indivisíveis. 
Graças a essa propriedade, receberam o nome de átomos, termo que significa indivisíveis, em grego. 
No século V a.C., Leucipo de Mileto juntamente a seu discípulo Demócrito de Abdera, (400 a.C.), considerado o 
pai do atomismo grego, discorreram sobre a natureza da matéria de forma elegante e precisa. 
A teoria fundamental de Leucipo e Demócrito é a de que o Universo é constituído de duas coisas, os átomos e o 
vácuo; isto é, composto de agregados de matéria e de um vazio total. Demócrito acreditava que as diversas espécies 
de matéria poderiam ser subdivididas em pedaços cada vez menores até atingir um limite, além do qual nenhuma 
divisão seria possível. Para Demócrito, seguindo a ideia de Aristóteles, a matéria era descontínua, portanto, ao invés 
dos corpos macroscópicos, os corpos microscópicos, ou átomos, não se interpenetram nem se dividem, sendo suas 
mudanças observadas em certos fenômenos físicos e químicos como associações de átomos e suas dissociações e que 
qualquer matéria é resultado da combinação de átomos dos quatro elementos: ar; fogo; água e terra. Segundo ele, 
“as únicas coisas que existem são os átomos e os espaços entre eles, tudo o mais é mera opiniãoˮ. 
 
 
As ideias de Demócrito, para alguns filósofos, eram um absurdo, “pois como iria existir algo indivisível?ˮ. Porém, 
para outros, suas ideias faziam sentido. Houve muitos seguidores da ideia da “partícula indivisívelˮ, mas para a maioria 
 
isso era um absurdo. Um dos filósofos que rejeitou o modelo de Demócrito foi Aristóteles, um dos maiores pensadores 
filosóficos de todos os tempos. Aristóteles afirmava que a matéria era contínua, ou seja, a matéria vista como um “todo 
inteiroˮ, não sendo constituída por partículas indivisíveis. 
Na realidade, a denominação átomo dada a estas partículas indivisíveis foi de Epicuro. 
Ele foi, inclusive, o primeiro a comentar sobre os tais aglomerados de átomos a que hoje 
denominamos moléculas. Epicuro era tão convicto de tal composição da matéria que, para 
ele, “a morte é meramente a separação dos átomos que nos compõem. Não anuncia nem 
castigos nem recompensas para os homens. Não devemos temer nem a morte e menos ainda, 
as punições infernais inventadas pela ignorância e pela superstição”. 
Enfim, o modelo aceito pela maioria até o final do século XVI não foi o de Demócrito e 
Leucipo, mas sim o de Aristóteles, o modelo da matéria contínua. Tal modelo, entretanto, não 
tinha validade científica, mas, apenas, base filosófica. 
 
Muito tempo depois... 
 
No final do século XVIII, por volta de 1800 d.C., Lavoisier e Proust iniciaram experiências relacionando entre si 
as massas das substâncias participantes das reações químicas. Surgiram, então, as leis ponderais das reações 
químicas. 
Baseado em tais leis, Lavoisier (no interior de um recipiente fechado, 
a massa total não varia, quaisquer que sejam as transformações que venham a ocorrer) e Proust 
(uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas 
sempre na mesma proporção em massa), John Dalton, um químico inglês, escreveu sua própria 
lei ponderal e, com ela, discorreu sobre alguns princípios do que denominou, em 1808, como 
Teoria Atômica de Dalton. 
 
Tal teoria traz alguns princípios como: 
 
• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes entre si; 
• Átomos de um mesmo elemento são iguais em tudo, inclusive em massa; 
• Átomos são esferas maciças e indivisíveis que correspondem a menor porção da matéria; 
• Nas reações químicas, os átomos permanecem inalterados; 
• Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5 etc. 
(Enunciado da Lei Ponderal de Dalton); 
• O peso total de um composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos elementos que o constituem; 
• Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis; 
• Existe um número pequeno de elementos químicos diferentes na natureza; 
• Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas proporções, podemos formar todas as matérias do 
universo conhecidas. 
Para Dalton, o átomo era um sistema contínuo. Apesar de um modelo simples, Dalton deu um grande passo na 
elaboração de um modelo atômico, pois foi o que instigou na busca por algumas respostas e proposição de futuros 
modelos. 
É considerado o primeiro modelo de base científica e foi denominado Modelo da bola de bilhar. 
 
 
 
Atenção para o detalhe: 
 
 
Analisando o modelo de Dalton hoje, nota-se um equívoco, pois, como já mencionado, para Dalton todos os 
átomos de um elemento são idênticos, ou seja, os átomos de um mesmo elemento químico possuem iguais entre si até 
as suas próprias massas, o que não é verdade, por que hoje sabe-se da existência dos isótopos. Isótopos são átomos de 
um mesmo elemento químico que diferem de número de massa. Assim, nota-se uma falha no modelo de Dalton no fato 
de que ele considerava idênticos todos os átomos de um mesmo elemento químico. Esta falha é notificada então, em 
virtude da existência dos isótopos, pois esses apresentam iguais, apenas o número de prótons, sendo o número de 
nêutrons diferentes (o que resulta em átomos de mesmo elemento químico, porém com diferentes massas, pois, como 
se sabe, a massa de um átomo é dado como sendo a soma entre a quantidade de prótons e a de nêutrons: A = Z + N, 
sendo Z constante, por estar relacionando isótopos). 
 
 
Experimentos e Descobertas Científicas Importantes Acontecem… 
 Michael Faraday e a Eletrólise/Eletricidade. 
 
Michael Faraday foi um físico e químico inglês que teve grandes contribuições no 
campo da Eletroquímica. Ele foi responsável pela criação dos termos: cátion, ânion, eletrodo, 
eletrólito e eletrolítico, entre outros. 
Ele foi intitulado como um experimentalista, título merecido em virtude de ter 
realizado incontáveis experimentos envolvendo as leis que regem a eletrólise. 
Os estudos propostos por este cientista são, na maioria,relacionados à eletrólise, mas 
não foi somente a esta área que o cientista focou suas pesquisas. 
Faraday realizou estudos com substâncias orgânicas e descobriu vários compostos, 
entre eles, o benzeno. 
Teve, também, uma importante contribuição para os métodos de refrigeração. Por 
meio de seus experimentos conseguiu liquefazer gases, feito nunca antes realizado. Dentre os 
gases liquefeitos por ele estão, o dióxido de carbono (CO2) e cloro (Cl2). 
M. Faraday foi quem iniciou os estudos a respeito dessa íntima relação entre 
eletricidade e magnetismo. Associação esta que, atualmente, estudamos com o nome de eletromagnetismo. 
Tubo de Geissler e Ampola de Crookes 
 
Outra série de observações e experiências que abriu novos caminhos para o esclarecimento da estrutura 
atômica foi o estudo das descargas elétricas em gases. O exemplo mais comum desses fenômenos são os raios que 
“saltam” na atmosfera durante as tempestades. 
 
Em 1854, Heinrich Geissler desenvolveu um tubo de descarga 
constituído de um vidro largo, fechado e com eletrodos circulares em 
suas extremidades. Geissler notou que, quando produzia uma descarga 
elétrica no interior do tubo de vidro, com gás sob baixa pressão, a 
descarga deixava de ser barulhenta e aparecia, no tubo, uma luz cuja cor 
dependia do gás, de sua pressão e da voltagem aplicada. É isso que 
acontece nos tubos luminosos de neon e nas lâmpadas fluorescentes 
atuais. 
 
Em 1875, William Crookes colocou gases muito rarefeitos (isto é, em pressões baixíssimas) em ampolas de 
vidro. Submetendo esses gases a voltagens elevadíssimas, apareceram emissões que foram denominadas raios 
catódicos. Quando submetidos a um campo elétrico uniforme e externo, gerado por duas placas planas paralelas e 
carregadas, esses raios sempre se desviam na direção e no sentido da placa que está carregada positivamente, o que 
prova que os raios catódicos são negativos. 
 
 
 
 
Outro dado muito importante é que esse desvio ocorre sempre do mesmo modo, qualquer que seja o gás no 
interior da ampola. Esses fatos levaram os cientistas a imaginar que os raios catódicos seriam formados por pequenas 
partículas negativas e que essas partículas existem em toda e qualquer matéria. Essas partículas foram denominadas 
elétrons. Surgia assim, pela primeira vez na história, a ideia da existência de uma partícula subatômica (isto é, menor 
do que o átomo). Contrariando Dalton, começava-se a provar que o átomo pode ser dividido. Da ampola de Crookes 
derivam os aparelhos de raios X e os televisores modernos. 
 
Alguém explica isso? Acho que precisamos de um outro cientista… J. J. Thomson!! 
 
Para explicar os fenômenos anteriores, Joseph John Thomson propôs, em 1903, um novo 
modelo de átomo, formado por uma “pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de carga 
negativa, o que garantia a neutralidade elétrica do modelo atômico (esse modelo ficou 
conhecido como “pudim de passas”). Começava-se, então, a admitir a divisibilidade do átomo e 
a reconhecer a natureza elétrica da matéria. 
 
 
 
 
Representação do átomo no modelo do “pudim de passas” 
 
O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente os seguintes fenômenos: 
 
• eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas elétricas (parte das positivas em um corpo 
e igual parte das negativas em outro, como no caso do bastão atritado com tecido); 
• corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons; 
• formação de íons negativos ou positivos, conforme tivessem, respectivamente, excesso ou falta de elétrons; 
• descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de seus átomos (como na ampola de 
Crookes). 
 
NOVAS EXPERIÊNCIAS E, COM ELAS, NOVAS DESCOBERTAS. 
 
Uma complementação às experiências de Crookes foi feita em 1886 por Eugen Goldstein, que modificou a 
ampola de Crookes e descobriu os chamados raios anódicos ou canais. Esses raios são formados pelos “restos” dos 
átomos do gás, que sobram após terem seus elétrons arrancados pela descarga elétrica. Por terem perdido elétrons 
(cargas negativas), as partículas que formam os raios anódicos são positivas, o que pode ser demonstrado pelo desvio 
dessas partículas em presença de um campo elétrico ou de um campo magnético. 
 
Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo experimento com o gás hidrogênio, detectou a 
presença de partículas com carga elétrica positiva ainda menores, as quais ele denominou prótons (p). A massa de um próton 
é aproximada mente 1 836 vezes maior que a de um elétron. Mas como ele pensou nisso? 
 
 
 
Uma particularidade de destaque: 
 
Em particular, quando o gás presente na ampola de Goldstein é o hidrogênio (cujos átomos são os mais leves 
que se conhecem), os raios canais apresentam o menor de todos os desvios verificados no campo elétrico ou no 
magnético. Imaginou-se, então, a existência de uma segunda partícula subatômica – o próton –, com carga positiva de 
valor igual à do elétron (capaz, portanto, de tornar o átomo de hidrogênio eletricamente neutro). 
 
A CIÊNCIA EVOLUI E, COM ELA, MAIS DESCOBERTAS... A RADIOATIVIDADE. 
 
Após a descoberta dos Raios X houve uma revolução na Ciência. A partir desta importante descoberta, outro 
físico francês iniciou um estudo para tentar descobrir os Raios X em substâncias fluorescentes. Antoine Henri 
Becquerel descobriu que o sulfato duplo de potássio e uranila emitia raios desconhecidos, que impressionavam chapas 
fotográficas ao atravessar o papel negro e estes raios foram nomeados, inicialmente, “raios Becquerel”. 
 
 
 
Marie Sklodowska Curie e Pierre Curie, um casal de cientistas, 
interessados pela descoberta de Becquerel acabaram descobrindo que 
todos os compostos que possuíam urânio tinham a propriedade de emitir 
esses raios, portanto ficou evidente que ele era o elemento responsável por 
emitir os raios desconhecidos. Assim, o casal nomeou este fenômeno como 
radioatividade, que significa emitir raios (do latim radius). 
O casal Curie iniciou um trabalho com amostras retidas do 
elemento urânio. Após medir as radiações emitidas em cada amostra, 
constataram que, quanto maior era a proporção de urânio na amostra, mais 
radioativa ela seria. 
Ao estudar a pechblenda, um minério de urânio, mais uma descoberta inesperada aconteceu. Verificou-se que 
uma das partes de impureza extraídas do minério era muito mais radioativa do que o próprio urânio puro. Desse modo, 
o casal Curie desconfiou que houvesse outro elemento radioativo desconhecido. Em 1898, o casal descobriu o 
elemento que era 400 vezes mais radioativo do que o urânio, este elemento foi denominado “polônio”. 
Mesmo com a descoberta do polônio, o casal não cessava as suas pesquisas, até que descobriram outro 
elemento mais radioativo que o polônio, este foi nomeado de “rádio”. 
 
O rádio é um elemento que produz intensas emissões, capazes de atravessar as camadas de chumbo. Tal capacidade 
não pertence aos Raios X. 
 
TODA NOVA DESCOBERTA TRAZ, CONSIGO, UMA “NOVA ERA”. MODELO DE RUTHERFORD. 
 
No final do século XIX, o físico neozolandês Ernest Rutherford foi convencido por 
J.J. Thomson a trabalhar com o fenômeno então recentemente descoberto: a 
radioatividade. Seu trabalho permitiu a elaboração de um modelo atômico que possibilitou 
o entendimento da radiação emitida pelos átomos de urânio, rádio e polônio. 
Aos 26 anos de idade, Rutherford fez sua maior descoberta. Estudando a emissão 
de radiação do urânio e do tório, observou que existem dois tipos distintos de radiação: 
uma que é rapidamente absorvida, que denominamos de radiação alfa e outra, com maior 
poder de penetração, que denominamos radiação beta. 
Os tipos de radioatividade foram sendo descobertos e, com isso, foi possível 
classificá-las pela carga que cada uma apresentava e, daí, deduziu-se, também, diversas 
outras propriedades dessa tal energia. 
Ele descobriu que a radiação alfa é atraída pelo pólo negativo, enquanto a beta é 
atraída pelo positivo de um campo elétrico. Em seus estudos, foimostrado que as partículas alfa são iguais à átomos 
de hélio sem os elétrons, e que o baixo poder de penetração se deve à sua elevada massa. Rutherford descobriu 
também que a radiação beta é constituída por partículas negativas que possuem massa igual a dos elétrons e um 
poder de penetração maior do que a radiação alfa. 
 
 
Em 1909, o aluno de doutorado em Física Johannes Hans Wilhelm Geiger (1882-1945) e o professor inglês 
Ernest Marsden (1889-1970), sob orientação de Rutherford, trabalharam em um aparato experimental que 
possibilitava a observação da trajetória das partículas alfa. Diversos experimentos foram desenvolvidos por Geiger, 
Marsden e Rutherford, utilizando esse equipamento, e os resultados foram espantosos. 
Um dos experimentos conduzidos pela equipe de Rutherford revolucionou o modo como os físicos da época 
passaram a imaginar o átomo. Foram bombardeadas finas lâminas de ouro, para estudo de deflexões (desvios) de 
partículas alfa. 
De acordo com o modelo de Thomson, esses desvios seriam improváveis, pois sendo as partículas alfa muito 
mais leves do que os átomos da lâmina de ouro, os elétrons teriam tanto dificuldade para desviar suas trajetórias 
quanto bolas de gude para desviar balas de canhão. 
Para perceber possíveis desvios, utilizou-se uma placa de material fosforescente que emite luz quando colidida pela 
radiação alfa. Dessa maneira, ao colocar uma fina lâmina de ouro entre a chapa fosforescente e o material radioativo, 
a luminosidade na chapa deveria cessar, pois a lâmina de ouro bloquearia a passagem da radiação. 
Para surpresa de Rutherford, uma grande luminosidade continuou aparecendo do outro lado da lâmina de 
ouro, indicando que a radiação alfa havia atravessado sem a menor dificuldade. Além disso, ele observou o surgimento 
de uma pequena luminosidade em outras partes da chapa. Isso evidenciava que a trajetória de uma parte da radiação 
alfa era desviada por algo na lâmina de ouro. 
 
 
 
 
“Foi de longe o evento mais incrível que jamais aconteceu comigo em minha vida. Foi quase tão incrível quanto 
se você atirasse um projétil de 40 centímetros contra um pedaço de papel toalha e ele ricocheteasse e acertasse você.” 
– Ernest Rutherford (1871-1937), citado no livro Big Bang, de Simon Singh. 
A análise de tais resultados levou Rutherford a deduzir que, estruturalmente, as emissões ocorriam somente 
com uma explicação possível. 
 
 
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série de conclusões: 
 
Observação Conclusão 
A maior parte das partículas 
α atravessava a lâmina 
sem sofrer desvios. 
A maior parte do átomo 
deve ser vazio. Nesse 
espaço (eletrosfera) 
devem estar localizados 
os elétrons. 
Poucas partículas α (1 em 
20 000) não atravessavam a 
lâmina e voltavam. 
Deve existir no átomo uma 
pequena região onde está 
concentrada sua massa (o 
núcleo). 
Algumas partículas 
α sofriam desvios de 
trajetória ao atravessar a 
lâmina. 
O núcleo do átomo deve 
ser positivo, o que provoca 
uma repulsão nas 
partículas α (positivas). 
 
A comparação do número de partículas que atravessavam a lâmina com o número de partículas que voltavam 
levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil vezes maior que o raio do núcleo. 
O átomo é um sistema neutro, ou seja, o número de cargas positivas e negativas é igual. O átomo é um sistema 
descontínuo onde prevalecem os espaços vazios. 
A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atômico, semelhante ao Sistema Solar. 
 
CRÍTICAS E DÚVIDAS... E AGORA? 
 
No modelo atômico de Rutherford surgiu, porém, uma dúvida muito importante: se o núcleo atômico é 
formado por partículas positivas, porque essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona? 
 
A resposta veio em 1932, quando o cientista James Chadwick verificou que o núcleo do elemento berílio 
radioativo emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos prótons. 
Essa partícula foi denominada nêutron – confirmando-se assim a existência da terceira partícula subatômica. 
De certa maneira, os nêutrons “isolam” os prótons, evitando suas repulsões e o consequente “desmoronamento” do 
núcleo. 
 
 
 
Já a outra dúvida trouxe mais problemas a Rutherford. Como, se temos 
tantas partículas com cargas negativas (elétrons) girando em torno de uma região 
com partículas positivas (prótons) e neutras (nêutrons), evitar que atração entre 
ambas leve a um “colapso” interno no átomo? 
 
 
 
A RESPOSTA... NIELS BÖHR. 
 
Niels Böhr, físico dinamarquês, contribuiu para o aperfeiçoamento do modelo atômico de Rutherford. Baseado 
na teoria quântica, no espectro descontínuo e nos estudos de Rutherford, Böhr explicou o comportamento dos 
elétrons nos átomos. Para Böhr, os elétrons giram em torno do núcleo de forma circular e com diferentes níveis de 
energia. Seus postulados, então, foram: 
 
• Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que são 
denominadas órbitas estacionárias. Essas órbitas foram denominadas níveis de energia. Hoje são conhecidos sete 
níveis de energia ou camadas, denominadas K, L, M, N, O, P e Q. 
• Em sua camada de origem (camada estacionária) a energia é constante, mas o elétron pode saltar para uma 
camada mais externa, sendo que, para tal é necessário que ele ganhe energia externa. 
• Um elétron que recebe energia luminosa, térmica ou elétrica salta para uma camada de maior energia e fica 
instável de modo que tende a voltar à sua camada de origem; nesta volta ele devolve a mesma quantidade de energia 
que havia ganho para o salto, mas, diferentemente “da ida”, a volta se dá, sempre, por emissão de um fóton de luz. A 
energia recebida corresponde a um quantum de energia e é dada por E = h x f (E = energia do quantum; h = constante 
de Planck; f = frequência da radiação). 
 Em figuras representativas, poderíamos explicar os saltos quânticos da seguinte maneira: 
 
 
 
Aqui, por serem vocês quem são, acho que merecem um aprofundamento nesse tópico. Nada demais, mas é, 
no mínimo, interessante. 
 
 
As linhas de emissão do elétron do átomo de Hidrogênio foram analisadas e denominadas pelos nomes dos 
cientistas que as estudaram mais detalhadamente. 
 
 
 
COM TODO O AVANÇO TECNOLÓGICO E CIENTÍFICO, O MODELO ATÔMICO ATUAL. 
 
Logo após Böhr enunciar seu modelo verificou-se que um elétron, numa mesma camada, apresentava energias 
diferentes. Como poderia ser possível se as órbitas fossem circulares? 
Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois em uma elipse há diferentes excentricidades 
(distância do centro), gerando energias diferentes para uma mesma camada. 
Sommerfeld tornou-se também um dos fundadores da mecânica quântica, tendo sido o 
codescobridor da lei de quantização de Sommerfeld-Wilson, uma generalização do modelo atômico de 
Böhr, substituída, mais tarde, pela equação de Schröendinger. 
Sua principal contribuição para a evolução do modelo atómico foi a inclusão no modelo de Niels 
Böhr, os orbitais elípticos e a relatividade restrita, obtendo assim o modelo de Sommerfeld que dividia 
os níveis em subníveis (regiões menores) o que eliminava a decadência do elétron que ocorria no 
modelo anterior (Böhr) acrescentando mais dois números quânticos (azimutal – ou secundário – e o magnético) além 
de estabelecer que os orbitais não tinham que se estabelecer num mesmo plano. 
Didaticamente colocamos assim: Os elétrons estão, na eletrosfera, em camadas que estariam subdivididas em 
regiões menores denominadas subníveis (s, p, d, f, ...) de energia, não necessariamente circulares. 
 
Erwin Schröendiger, Louis Victor de Broglie e Werner Heisenberg, reunindo os conhecimentos de seus 
predecessores e contemporâneos, acabaram por desenvolver uma nova teoria do modelo atômico, além de postular 
uma nova visão, chamada de mecânica ondulatória. 
Fundamentada na hipótese proposta por de Broglie (teoria da dualidade onda-corpúsculo da 
matéria, baseada na teoria dos quanta propostapor Max Planck e Albert Einstein) na qual todo 
corpúsculo atômico pode comportar-se como onda e como partícula, a dualidade partícula-onda 
proposta por de Broglie constitui um princípio fundamental do comportamento da estrutura atômica, 
tornando possível uma compreensão mais abrangente da natureza do átomo, bem como das ligações 
químicas por eles estabelecidas. O modelo atômico atual é um modelo matemático/probabilístico, 
sendo o princípio da dualidade um dos seus pilares. 
 
Heisenberg, em 1925, postulou o princípio da incerteza segundo o qual, é impossível medir, 
simultaneamente e com precisão absoluta, a posição e a velocidade de uma partícula, isto é, a 
determinação conjunta do momento e posição de uma partícula, necessariamente, contém erros não 
menores que a constante de Planck. Esses erros são desprezíveis em âmbito macroscópico, porém se 
tornam importantes para o estudo de partículas atômicas; as duas grandezas podem ser determinadas 
exatamente de forma separada, quanto mais exata for uma delas, mais incerta se torna a outra. 
Heisenberg relacionou a incerteza (∆x), na medida da posição x de uma partícula, com a 
incerteza (∆Q) da quantidade de movimento Q, obtendo: 
 
 
 
 A ideia de órbita eletrônica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de probabilidade de 
se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determinada região do espaço (conceito de orbital). Tal 
conceito foi estabelecido por Schröendiger. 
 
Orbital é a região onde é máxima a probabilidade de encontrar um életron. 
 
 Em 1933, Schröendinger dividiu com Paul Adrien Maurice Dirac o prêmio Nobel de Física. 
“Através do estudo das propriedades ondulatórias da matéria, você conseguiu estabelecer um novo 
sistema da mecânica que também explica a movimentação dentro dos átomos e moléculasˮ, ouviu o 
austríaco ao receber o prêmio, quando foi destacada “a solução de diversos problemas na física 
atômica”. 
O átomo deixou de ser indivisível como acreditavam filósofos gregos antigos e Dalton. O modelo 
atômico, portanto, passou a se constituir na verdade, de uma estrutura mais complexa. 
 
Exercícios de Fixação 
 
1. Em relação ao modelo atômico de Dalton, assinale a alternativa incorreta. 
a) Para Dalton, as substâncias simples eram formadas em um único átomo de determinado elemento e as substâncias 
compostas eram formadas por dois ou mais átomos de elementos diferentes. 
b) Dalton observou os átomos em uma experiência química. 
c) Os átomos poderiam se combinar em diversas proporções diferentes formando substâncias compostas diferentes. 
d) A teoria atômica de Dalton permitiu um avanço muito grande ao desenvolvimento da Química. 
 
 
2. Atente para as seguintes afirmações a respeito das conclusões a que chegou Rutherford durante a experiência sobre 
a estrutura da matéria. 
 
I. O átomo é constituído por duas regiões distintas: o núcleo e a eletrosfera. 
II. O núcleo atômico é extremamente pequeno em relação ao tamanho do átomo. 
III. O átomo tem uma região em que existe muito espaço vazio. 
IV. As partículas negativas do átomo podem ter quaisquer valores de energia. 
V. A eletrosfera é a região que concentra praticamente toda a massa elétrica do átomo. 
 
 
No que diz respeito à estrutura da matéria, corresponde às conclusões de Rutherford o que se afirma em: 
 
a) I, II, III, IV e V. c) III, IV e V, apenas. 
b) I, II e III, apenas. d) I, II e V, apenas. 
 
 
3. Considerando os modelos atômicos mais relevantes, dentro de uma perspectiva histórica e científica, assinale a 
alternativa correta. 
a) Até a descoberta da radioatividade, o átomo era tido como indivisível (Dalton). O modelo que o sucedeu foi de 
Thomson, que propunha o átomo ser formado por uma massa carregada positivamente com os elétrons distribuídos 
nela. 
b) No modelo de Dalton, o átomo era constituído de um núcleo carregado positivamente e uma eletrosfera. O modelo 
seguinte foi o de Bohr que introduziu a ideia de que os elétrons ocupam orbitais com energias definidas, este modelo 
se assemelha ao modelo do sistema solar. 
c) No modelo atômico de Dalton, o átomo era tido como indivisível. O modelo sucessor foi o de Rutherford, no qual o 
átomo era constituído de um núcleo carregado negativamente e uma eletrosfera. 
d) O modelo de Dalton propunha que o átomo era formado por uma massa carregada positivamente com os elétrons 
distribuídos nela. O modelo seguinte foi o de Rutherford, no qual o átomo era constituído de um núcleo carregado 
positivamente e uma eletrosfera. 
e) No modelo atômico de Dalton, os elétrons ocupam orbitais com energias definidas, este modelo se assemelha ao 
do sistema solar. O modelo que o sucedeu foi o de Thomson, que propunha o átomo ser formado por uma massa 
carregada positivamente com os elétrons distribuídos nela. 
 
 
4. Os modelos atômicos foram sendo modificados ao longo do tempo, a partir de evidências experimentais, a exemplo 
dos modelos de Thomson, proposto com base em experimentos com tubo de raios catódicos e o de Rutherford, que, 
ao fazer incidir partículas alfa, ,α sobre lâminas de ouro, observou que a maioria das partículas atravessava a lâmina, 
algumas desviavam e poucas eram refletidas. 
 
A partir das considerações do texto, é correto destacar: 
a) As partículas subatômicas de cargas elétricas opostas estão localizadas no núcleo do átomo, segundo Thomson. 
b) O modelo de Thomson considera que o átomo é constituído por elétrons que ocupam diferentes níveis de energia. 
c) O núcleo do átomo é denso e positivo com um tamanho muito menor do que o do seu raio atômico, de acordo com 
Rutherford. 
d) As experiências com raios catódicos evidenciaram a presença de partículas de carga elétrica positiva nos átomos 
dos gases analisados. 
e) O experimento conduzido por Rutherford permitiu concluir que as partículas positivas e negativas constituintes dos 
átomos têm massas iguais. 
 
5. Os fogos de artifício enchem o céu de alegria com as diversas colorações obtidas quando se adicionam sais, de 
diferentes metais, às misturas explosivas, em que a pólvora impulsiona cargas que contêm essas substâncias. Com 
base nesta informação, analise as afirmativas. 
 
I. A emissão de luz deve-se aos elétrons dos íons metálicos, que absorvem energia e saltam para níveis mais externos, 
e, ao retornarem, emitem radiações com cor característica de cada elemento químico. 
II. A emissão de luz, para cada elemento, deriva das propriedades radioativas destes átomos metálicos, em que 
ocorrem interações com os prótons em seus núcleos, transformando-se em novos átomos. 
III. Pode-se fazer uma analogia com o teste de chama, usado em laboratórios na identificação de certos átomos, onde 
um fio metálico é impregnado com a substância a ser analisada e colocado numa chama luminosa. 
IV. É propriedade de certos cátions que seus elétrons devolvam certa energia absorvida, sob a forma de luz visível, 
cujo comprimento de onda corresponde a uma determinada cor. 
V. Esse fenômenos que ocorre com os fogos de artifício tem explicação com base no comportamento energético dos 
elétrons no átomo, proposta por Niels Böhr, em que, ao receber energia, os elétrons saltam para os níveis mais 
energéticos. 
 
Das afirmações acima: 
a) apenas uma está correta. 
b) duas estão corretas. 
c) três estão corretas. 
d) quatro estão corretas. 
e) todas estão corretas. 
 
6. Desde a Grécia antiga, filósofos e cientistas vêm levantando hipóteses sobre a constituição da matéria. Demócrito 
foi uns dos primeiros filósofos a propor que a matéria era constituída por partículas muito pequenas e indivisíveis, as 
quais chamaram de átomos. A partir de então, vários modelos atômicos foram formulados, à medida que novos e 
 
melhores métodos de investigação foram sendo desenvolvidos. A seguir, são apresentadas as representações gráficas 
de alguns modelos atômicos: 
 
 
 
Assinale a alternativa que correlaciona o modelo atômico com a sua respectiva representação gráfica.a) I - Thomson, II - Dalton, III - Rutherford-Bohr. 
b) I - Rutherford-Bohr, II - Thomson, III - Dalton. 
c) I - Dalton, II - Rutherford-Bohr, III - Thomson. 
d) I - Dalton, II - Thomson, III - Rutherford-Bohr. 
e) I - Thomson, II - Rutherford-Bohr, III - Dalton. 
 
 
7. Os fundamentos da estrutura da matéria e da atomística baseados em resultados experimentais tiveram sua origem 
com John Dalton, no início do século XIX. Desde então, no transcorrer de aproximadamente 100 anos, outros cientistas, 
tais como J. J. Thomson, E. Rutherford e N. Bohr, deram contribuições marcantes de como possivelmente o átomo 
estaria estruturado. Com base nas ideias propostas por esses cientistas, marque (V) para verdadeira e (F) para falsa. 
 
( ) Rutherford foi o primeiro cientista a propor a ideia de que os átomos eram, na verdade, grandes espaços vazios 
constituídos por um centro pequeno, positivo e denso com elétrons girando ao seu redor. 
( ) Thomson utilizou uma analogia inusitada ao comparar um átomo com um “pudim de passas”, em que estas seriam 
prótons incrustados em uma massa uniforme de elétrons dando origem à atual eletrosfera. 
( ) Dalton comparou os átomos a esferas maciças, perfeitas e indivisíveis, tais como “bolas de bilhar”. A partir deste 
estudo surgiu o termo “átomo” que significa “sem partes” ou “indivisível”. 
( ) O modelo atômico de Bohr foi o primeiro a envolver conceitos de mecânica quântica, em que a eletrosfera possuía 
apenas algumas regiões acessíveis denominadas níveis de energia, sendo ao elétron proibido a movimentação entre 
estas regiões. 
( ) Rutherford utilizou em seu famoso experimento uma fonte radioativa que emitia descargas elétricas em uma fina 
folha de ouro, além de um anteparo para detectar a direção tomada pelos elétrons. 
 
Assinale a alternativa correta, de cima para baixo. 
a) F - V - V - V - F 
b) V - V - F - V - F 
c) F - V - V - F - V 
d) V - F - F - F - F 
e) V - F - F - F - V 
 
 
8. Há 130 anos nascia, em Copenhague, o cientista dinamarquês Niels Henrick Davis Bohr cujos trabalhos contribuíram 
decisivamente para a compreensão da estrutura atômica e da física quântica. A respeito do modelo atômico de Bohr, 
assinale a alternativa correta. 
a) Os átomos são, na verdade, grandes espaços vazios constituídos por duas regiões distintas: uma com núcleo 
pequeno, positivo e denso e outra com elétrons se movimentando ao redor do núcleo. 
b) Os elétrons que circundam o núcleo atômico possuem energia quantizada, podendo assumir quaisquer valores. 
c) É considerado o modelo atômico vigente e o mais aceito pela comunidade científica. 
d) Os saltos quânticos decorrentes da interação fóton-núcleo são previstos nesta teoria, explicando a emissão de cores 
quando certos íons metálicos são postos em uma chama (excitação térmica). 
e) Os átomos são estruturas compostas por um núcleo pequeno e carregado positivamente, cercado por elétrons 
girando em órbitas circulares. 
 
 
9. Com o passar do tempo, os modelos atômicos sofreram várias mudanças, pois novas ideias surgiam sobre o átomo. 
Considerando os modelos atômicos existentes, assinale a alternativa CORRETA. 
a) Para Dalton, átomos iguais possuem massas iguais e átomos diferentes possuem massas diferentes, teoria aceita 
nos dias atuais. 
b) No modelo de Rutherford, temos no átomo duas regiões bem definidas: núcleo e eletrosfera, a qual é dividida em 
níveis e subníveis. 
 
c) O modelo atômico de Thomson chamava-se “modelo do pudim de passas”, no qual os prótons seriam as passas e 
os elétrons, o pudim. 
d) Para Sommerfeld, se um elétron está na camada L, este possui uma órbita circular e três órbitas elípticas. 
e) Para Bohr, quando um elétron recebe energia, este passa para uma camada mais afastada do núcleo; cessada a 
energia recebida, o elétron retorna a sua camada inicial, emitindo essa energia na forma de onda eletromagnética. 
 
 
10. Muitas informações veiculadas na internet contêm erros científicos. Um exemplo disso pode ser verificado em 
determinado blog sobre o ensino de química cujo conteúdo é transcrito a seguir: 
 
Modelos Atômicos 
 
Os modelos atômicos são diferentes ideias, que surgiram durante o desenvolvimento da história da ciência, na tentativa 
de explicar a composição íntima da matéria. O primeiro modelo atômico da era moderna foi proposto por John Dalton, 
que considerava os átomos como esferas maciças e indivisíveis. A descoberta dos elétrons, partículas subatômicas de 
carga elétrica positiva, fez os cientistas provarem que o átomo era divisível, abrindo espaço para uma nova ideia, um 
modelo que ficou conhecido como pudim de passas, atribuído ao físico Ernest Rutherford. Esse modelo durou alguns 
anos, até que o cientista Niels Böhr propôs um modelo no qual os elétrons giravam ao redor de um núcleo com energia 
variável, ao percorrer uma órbita fixa. A partir desses elétrons, os átomos poderiam se unir para formar compostos em 
um fenômeno conhecido como ligação química, que ocorria em busca de aumentar a energia do sistema e com isso 
adquirir estabilidade. 
 
Quantos erros científicos são encontrados no texto? 
a) Um 
b) Dois 
c) Três 
d) Quatro 
e) Cinco 
 
 
11. O espectro de emissão do hidrogênio apresenta uma série de linhas na região do ultravioleta, do visível e no 
infravermelho próximo, como ilustra a figura a seguir. 
 
 
 
 
 
Niels Bohr, físico dinamarquês, sugeriu que o espectro de emissão do hidrogênio está relacionado às transições do 
elétron em determinadas camadas. Böhr calculou a energia das camadas da eletrosfera do átomo de hidrogênio, 
representadas no diagrama de energia a seguir. Além disso, associou as transições eletrônicas entre a camada dois e 
as camadas de maior energia às quatro linhas observadas na região do visível do espectro do hidrogênio. 
 
 
 
 
Um aluno encontrou um resumo sobre o modelo atômico elaborado por Böhr e o espectro de emissão atômico do 
hidrogênio contendo algumas afirmações. 
 
I. A emissão de um fóton de luz decorre da transição de um elétron de uma camada de maior energia para uma camada 
de menor energia. 
II. As transições das camadas 2, 3, 4, 5 e 6 para a camada 1 correspondem às transições de maior energia e se 
encontram na região do infravermelho do espectro. 
III. Se a transição 3 2→ corresponde a uma emissão de cor vermelha, a transição 4 2→ está associada a uma 
emissão violeta e a 5 2→ está associada a uma emissão verde. 
 
Pode-se afirmar que está(ão) correta(s) 
a) I, somente. 
b) I e II, somente. 
c) I e III, somente. 
d) II e III, somente. 
 
 
12. Os filósofos gregos foram os responsáveis pela criação do termo átomo, que significa não divisível. O átomo seria 
a menor parte da matéria, ou seja, não poderia ser mais dividida. Entretanto, esse conceito não é mais aceito. Diante 
dessa assertiva, sobre os átomos, é correto afirmar-se que 
a) possuem partículas sem carga conhecidas por elétrons. 
b) não podem ser desintegrados. 
c) possuem partículas negativas chamadas de nêutrons. 
d) apresentam o núcleo formado somente por prótons. 
e) apresentam duas regiões distintas: núcleo e eletrosfera. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Módulo 2 – A “Identificação” do Átomo 
 
O Número Atômico (Z) 
 
 
Num átomo normal, cuja carga elétrica total é zero, o número de prótons (P) é igual ao número de elétrons (e 
ou ne). 
Assim, podemos definir o “número de identificação” de um átomo como: 
 
Número Atômico (Z) é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. 
 
O Número de Massa (A) 
 
 É o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior do que outro átomo. Isso é lógico, pois 
apenas os prótons e nêutrons tem massa significativa, uma vez que a massa dos elétrons é desprezível, se comparada 
à dessas duas partículas. 
 
Número de massa (A) 
é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo. 
 
 Portanto, 
 
 
 
E, enfim, o Elemento Químico...Elemento químico é o nome dado ao conjunto de átomos distintos que apresentam o mesmo número de 
prótons em seu núcleo. 
 Veja que o número atômico é muito importante, pois identifica o elemento químico (o que foi proposto em 
1914, por Moseley). 
 A notação geral de um átomo é: 
 
 
 
Daí, entre as espécies químicas, podemos ter relações de similaridade. Veja... 
 
Isótopos, isóbaros, isótonos e isoeletrônicos 
 
Examinando o número atômico (Z), o número de nêutrons (N) e o número de massa (A) de diferentes átomos, 
podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro desses números iguais. 
A partir daí, surgiram alguns novos conceitos. 
 
Isótopos são átomos com o mesmo número de prótons e diferente número de massa. 
 
 Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que possuem diferentes 
números de nêutrons, resultando daí números de massa diferentes. 
Cada isótopo é, também, chamado de nuclídeo. 
Observe, ainda, que os isótopos têm propriedades químicas iguais (que dependem da estrutura da eletrosfera) 
e propriedades físicas diferentes (que dependem da massa do átomo). 
 
 
Isóbaros são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), 
mas que possuem o mesmo número de massa. 
 
 Conclui-se que os isóbaros são átomos de elementos químicos diferentes, mas que possuem a mesma massa, 
porque um maior número de prótons é compensado por um menor número de nêutrons e vice-versa. 
 
 Os isóbaros diferem, entre si, tanto nas propriedades químicas quanto nas físicas. 
 
Isótonos são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), diferentes números de massa, 
porém com mesmo número de nêutrons (N). 
 
 Assim como os isóbaros, os isótonos também são diferentes em propriedades físicas e químicas. 
 
Isoeletrônicos são espécies químicas que apresentam a mesma quantidade de elétrons. 
 
 Devemos ter bastante cuidado na aplicação dessa definição, pois, caso tratem-se de átomos, os isoeletrônicos 
são, na verdade, isótopos. Entretanto, em se tratando da análise de íons (seja em relação íon-íon ou íon-átomo), o 
termo isoeletrônico se aplica de forma mais coerente, uma vez que em íons o número de prótons (P) é diferente do 
número de elétrons (e). 
Há, ainda, a definição de isodiáferos. Neste caso, as espécies apresentam a mesma diferença entre o número 
de nêutrons e prótons de seus núcleos. Confesso que esta definição/denominação há muito não aparece em provas 
de vestibular, mas, estando na UNINASSAU, comigo, o seu Professor Hugo Peixoto, não posso deixar de comentar a 
existência desse termo. Veja o exemplo: 
 
41X84 62Y108 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os Íons 
 
Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons, formando novos sistemas, eletricamente 
carregados, denominados íons. 
Íon, portanto, é uma espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons. 
 
Em qualquer espécie química, átomos ou íons, podemos calcular o número de elétrons presentes pela seguinte 
equação: 
 
nº de elétrons = nº de prótons – (carga da espécie) 
 
Observação: Para que a equação acima seja útil, por favor, não esqueça de manter o sinal da carga na escrita do 
cálculo. Isto é, caso a espécie tenha carga –2, você deve escrever a equação como nº de elétrons = nº de prótons – (–
2). 
 
• Íons Positivos ou Cátions 
Os cátions formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons, resultando num sistema eletricamente 
positivo, em que o número de prótons é maior que o número de elétrons. 
 
• Íons Negativos ou Ânions 
Os ânions formam-se quando um átomo ganha (ou recebe) um ou mais elétrons, resultando num sistema 
eletricamente negativo, em que o número de prótons é menor que o número de elétrons. 
 
Exercícios de Fixação 
 
13. A descoberta dos isótopos foi de grande importância para o conhecimento da estrutura atômica da matéria. Sabe-
se, hoje, que os isótopos 54Fe e 56Fe têm, respectivamente, 28 e 30 nêutrons. 
 
A razão entre as cargas elétricas dos núcleos dos isótopos 54Fe e 56Fe é igual a: 
a) 0,5 
b) 1,0 
c) 1,5 
d) 2,0 
 
 
14. Assinale a alternativa correta. Os isótopos são átomos 
a) de um mesmo elemento químico, apresentam propriedades químicas praticamente idênticas, mas têm um 
número diferente de nêutrons no seu núcleo. 
b) que têm o mesmo número de prótons e um número diferente de nêutrons no seu núcleo, apresentando propriedades 
químicas totalmente distintas. 
c) de um mesmo elemento químico, apresentam propriedades químicas idênticas, mas têm um número diferente de 
prótons no seu núcleo. 
d) de elementos químicos diferentes, com o mesmo número de nêutrons no seu núcleo e apresentam propriedades 
químicas semelhantes. 
e) de elementos químicos diferentes, apresentam propriedades químicas distintas, mas têm o mesmo número de 
nêutrons no seu núcleo. 
 
 
15. Sabendo-se que dois elementos químicos 3x+3A6x+8 e 2x+8B3x+20 são isóbaros, é correto afirmar que o número de 
nêutrons de A e o número atômico de B são, respectivamente, 
a) 15 e 32. 
b) 32 e 16. 
c) 15 e 17. 
d) 20 e 18. 
e) 17 e 16. 
 
 
16. O átomo Q tem 36 nêutrons e é isóbaro do átomo R. Considerando que R2+ é isoeletrônico do átomo Q, assinale o 
número de nêutrons do átomo R. 
a) 40 
b) 38 
c) 34 
d) 32 
 
 
17. O íon Sc3+ (número atômico = 21) e o íon P3– são isoeletrônicos. O número atômico de P é: 
a) 15 
b) 18 
c) 21 
d) 24 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Módulo 3 – A Classificação Periódica dos Elementos Químicos 
 
Desde o final do século XVIII que as substâncias foram classificadas em dois grupos, elementos e compostos. 
Quando Dalton formulou a sua teoria atômica, eram conhecidos apenas vinte e três elementos químicos. Em 
1830, eram conhecidos quarenta e cinco. Mas quantos teriam ainda para serem descobertos? 
Algumas das substâncias elementares são metais, outras não. À temperatura ambiente, uns são gases; outros, 
líquidos ou sólidos. Aliás, os únicos elementos líquidos, em condições normais (CNTP), ou seja, a 0º C e a 1atm de 
 
pressão, são o Bromo e o Mercúrio, enquanto que os elementos gasosos, nas mesmas condições, são Hidrogênio, 
Hélio, Nitrogênio, Flúor, Neônio, Cloro, Argônio, Criptônio, Xenônio e Radônio. E todos variam nas propriedades 
químicas e físicas e na natureza dos compostos que formam. 
 O primeiro pesquisador a mostrar alguma relação entre as propriedades físicas e 
químicas e as massas de combinação dos elementos foi Döbereiner. Evidenciou que a 
massa de combinação do Estrôncio é a média aritmética das massas de combinação dos 
dois elementos a ele semelhantes, o Cálcio e o Bário. 
 Mais tarde, encontrou outras “tríades” de elementos similares, o Cloro, o Bromo e o 
Iodo e, também, o Lítio, o Sódio e o Potássio. Foi a chamada, então, “Lei das Tríades”. 
 
 
 
 No entanto, esta ideia não pode ser aplicada aos elementos com massas atômicas muito altas. 
Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849), químico alemão, além da sua contribuição para a construção futura 
da tabela periódica, fez notáveis descobertas. Verificou a ação da Platina como catalisador e com ela sintetizou o ácido 
acético, partindo do álcool na presença da platina. Esclareceu o papel do ácido acético na fermentação do vinho. 
Outros químicos, entre os quais Dumas, Lenssen, Kremers, Gladstone, Pettenkofer, Cooke e Odling, de 1850 
a 1859, notaram que os elementos químicos podiam ser classificados em grupos com mais de três elementos com 
propriedades idênticas. Exemplos: o Flúor foi acrescentado à tríade de Cloro, Bromo e Iodo. Em 1854, o Magnésio foi 
acrescentado à tríade de Cálcio, Estrôncio e Bário. O Oxigênio, o Enxofre, o Selênio e o Telúrio foram classificados em 
uma mesma família e o mesmo aconteceu com o Nitrogênio, Fósforo, Arsênio, Antimônio e Bismuto. 
 Em 1862, Chancourtois (1820-1886), geólogo e químico francês, dispôs os 
elementos em ordem crescente das massas atômicas, sob a forma de uma hélice, onde 
pontos correspondentes nas diversas voltas tinham elementos cujas massas atômicasdiferiam de dezesseis unidades. Ele verificou que elementos com propriedades 
semelhantes apareciam em pontos mais ou menos correspondentes e colocou a hipótese 
de que “as propriedades dos elementos são as propriedades dos números”. 
Ele colocou os elementos conhecidos em ordem crescente de suas massas 
atômicas, numa linha espiral de 45º em volta de um cilindro, de modo que os elementos 
que coincidissem na mesma vertical, com diferença de massas atômicas de 16 unidades, 
apresentavam propriedades químicas semelhantes. 
Esta classificação ficou conhecida como Parafuso Telúrico de Chancourtois e se 
aplicava somente até o cálcio. 
 
 
 
 
 Em 1864, o químico inglês Newlands fez algumas observações surpreendentes, 
inclusive notando que os elementos químicos, quando ordenados de acordo com os seus 
pesos atômicos, exibiam uma regularidade periódica das suas propriedades químicas e 
físicas, após cada série de oito elementos e propôs um sistema de classificação no qual os 
elementos, dispostos em ordem crescente dos pesos atômicos, eram divididos em sete 
grupos, cada um com sete elementos, entre os quais o oitavo elemento era uma espécie 
de repetição do primeiro, tal como as oito notas da escala musical. Por analogia com os 
setes intervalos da escala musical, deu-lhe o nome de Lei das Oitavas. 
No entanto, naquela época, a relação entre música e química foi considerada 
ridícula, constituindo alvo de muitas críticas e, desta forma, a Lei das Oitavas de Newlands, 
foi desprezada pelos membros da Sociedade de Química de Londres. Somente 20 anos mais tarde, teve o 
reconhecimento do seu trabalho e o grande mérito de introduzir a ideia da periodicidade para os elementos químicos. 
 
 
 
 
 
 
 O passo final e de decisiva importância foi dado por Mendeleyev, que organizou 
os elementos químicos em uma tabela periódica publicada, em 1869, e por Lothar Meyer, 
que, independentemente, construiu uma tabela idêntica, mas que só foi publicada em 
1870. Mendeleyev fez o estudo completo da relação evidenciada entre massas atômicas 
dos elementos e das propriedades físicas e químicas dos mesmos, com atenção especial à 
valência. Mendeleyev construiu uma Tabela Periódica com todos os sessenta e três 
elementos conhecidos (um ano após a sua morte, eram conhecidos oitenta e seis), 
distribuídos por dezessete colunas, mas onde não figuravam os gases raros, que não 
tinham sido ainda descobertos. Em 1871, Mendeleyev fez uma revisão à sua tabela, 
mudando a posição de alguns elementos, pelo fato de as massas atômicas de alguns 
elementos terem sido obtidas com maior precisão. 
 
 
Duas grandes ousadias de Mendeleyev provaram sua grande intuição científica: 
• Veja o final da linha (série) de número 7. Na sequência das massas atômicas, o I (127) deveria vir antes do Te 
(128). No entanto, Mendeleyev, desrespeitando seu próprio critério de ordenação, inverteu as posições de ambos, de 
modo que o I (127) viesse a ficar embaixo (na mesma coluna) dos elementos com propriedades semelhantes a ele – o 
Cl (35,5) e o Br (80). Para se justificar, Mendeleyev alegou que as medições das massas atômicas, na época, estavam 
erradas. Hoje sabemos que a ordem Te → I é a correta, como veremos adiante. 
 
• Outro grande tento de Mendeleyev foi deixar certas “casas” vazias na tabela; veja como exemplos: 
– na linha (série) número 4, Ca (40) → “casa” vazia → Ti (48), para que o Ti fique abaixo do C, com o qual se assemelha; 
− na linha (série) número 5, Zn (65) → “casa” vazia → “casa” vazia → As (75), para que o As fique abaixo do P, com o 
qual se assemelha—na linha (série) número 5, Zn (65) → “casa” vazia → “casa” vazia → As (75), para que o As fique 
abaixo do P, com o qual se assemelha. 
 
 A justificativa de Mendeleyev foi de que no futuro seriam descobertos novos elementos que preencheriam 
esses lugares vazios. De fato, a História provou que ele estava certo: em 1875 foi descoberto o gálio (68); em 1879, o 
escândio (44); e em 1886, o germânio (72). 
Ao mesmo tempo, trabalhando independentemente, Mendeleyev e Meyer construíram uma tabela com oito 
colunas, que resultou da divisão de cada período longo em dois períodos de sete elementos e um oitavo grupo 
formado pelos três elementos centrais, como é o caso do Ferro (Fe), do Cobalto (Co) e do Níquel (Ni). Nela, os 
elementos estavam agrupados em nove colunas verticais chamadas grupos e os elementos do mesmo grupo passaram 
a se chamar congêneres. As propriedades físicas e químicas de tais elementos estão intimamente relacionadas. Mais 
tarde, para se fazer a distinção entre o primeiro e o segundo período, foram introduzidas as letras a e b anexas aos 
símbolos representativos dos grupos, em algarismos romanos. Esta nomenclatura dos grupos em Ia, IIa, IIIa, IVa, Va, 
VIa, VIIa, VIII, Ib, IIb, IIIb, IVb, Vb, VIb, VIIb é, ainda agora, usada na Tabela Periódica, com ligeiras alterações. 
Aos grupos I e II pertencem os elementos colocados no lado esquerdo do período respectivo e, aos grupos II, 
IV, V, VI e VII, os elementos do lado direito. Os elementos centrais dos períodos longos, chamados elementos de 
transição, têm propriedades bem diferentes dos elementos situados nos períodos curtos. O período mais longo está 
comprimido na tabela pela remoção de 14 elementos, designados os metais terras-raras, do Cério (Ce), de número 
atômico 58, ao Lutércio (Lu), de número atômico 71, que estão representados fora da tabela, geralmente abaixo dela. 
Os elementos situados no lado esquerdo e no centro da tabela são metais, caracterizados pelas suas propriedades 
metálicas, ou seja, pela alta condutibilidade elétrica e térmica, pelo brilho típico, pela maleabilidade (que se traduz na 
propriedade de serem reduzidos a lâminas) e pela ductilidade (capacidade de serem reduzidas a fios). Os elementos 
do lado direito da tabela são os não metais (ou ametais), substâncias que não apresentam propriedades metálicas. 
A anterior Tabela Periódica de Mendeleyev, dos períodos curtos, manteve-se em vigor durante muitos anos e 
foi substituída pela dos períodos longos. Os números ordinários eram as massas atômicas. O primeiro período contém 
apenas dois elementos, o hidrogênio e o hélio. As propriedades dos elementos do terceiro período são semelhantes 
aos que se encontram no segundo período, acima na vertical: 
 
 
 
 O Lítio (Li) e o Sódio (Na) são metais alcalinos; o Flúor (F) e o Cloro (Cl) são halogênios etc. 
 Julius Lothar Meyer (1830-1895), químico alemão, desenvolveu seu trabalho 
fundamentalmente nas fundações teóricas da Química, tendo descoberto a lei periódica, 
independentemente de Mendeleyev, através dos volumes atômicos dos elementos, 
mostrando que estes eram função periódica dos seus pesos atômicos. 
Depois da descoberta dos gases nobres, ou gases raros, Hélio (He), Neônio (Ne), 
Argônio (Ar), Criptônio (Kr), Xenônio (Xe) e Radônio (Rn), foi acrescentado o grupo “zero” à 
Tabela Periódica, com esses elementos químicos. 
Depois de Sir Thomson ter descoberto o elétron e do desenvolvimento da teoria 
nuclear do átomo por Rutherford, o físico Holandês A. Van den Broek, em 1911, verificou que 
a carga nuclear do elemento, que atualmente é designada por número atômico, coincide com 
o número de ordem do elemento na Tabela Periódica. Moseley, com a ajuda dos espectros de 
Raios X, determinou os valores exatos dos números atômicos de muitos elementos. Niels Böhr, por sua vez, interpretou 
a Tabela Periódica, em função da estrutura eletrônica dos átomos. 
 
Henry Gwyn-Jeffreys Moseley (1887-1915), físico inglês, teve sua maior descoberta 
quando relacionou o espectro dos Raios X de um elemento e a posição desse elemento na série 
ascendente dos pesos atômicos, isto é, do número atômico. 
A lei periódica de Mendeleyev foi aceita de imediato após ter sido proposta, porque as 
previsões que fizera com o auxílio da sua tabela tiveram total sucesso e foram confirmadas 
experimentalmente mais tarde. Em 1871, Mendeleyev constatou que, trocando as posições de 
dezesseteelementos, posições essas determinadas pelas massas atômicas então aceitas, as 
propriedades desses elementos poderiam ser mais bem correlacionadas com as de outros 
elementos. Essa mudança indicava a existência de erros, ora pequenos, ora maiores, nas massas 
atômicas de alguns elementos, cujos compostos eram representados por fórmulas incorretas. 
Estas revisões revelaram-se corretas ao serem confirmadas por experiências posteriores. 
Efetivamente, a maior parte dos elementos encontra-se disposta na tabela por ordem crescente das 
respectivas massas atômicas. Mas há quatro pares de elementos que estão por ordem inversa das respectivas massas 
atômicas, que são o Argônio e o Potássio, cujos números atômicos são, respectivamente, 18 e 19, ao passo que as suas 
massas atômicas são, respectivamente, 39,944 e 39,094. Acontece a mesma situação com os pares dos elementos 
Cobalto e Níquel, Telúrio e Iodo e Protactínio e Tório. À época, houve muita preocupação com esta inversão da ordem 
da relação das massas atômicas dos elementos. Agora, sabe-se que essa questão tem pouca importância, mas, na 
tabela periódica, os elementos químicos passaram a ser organizados por ordem do seu número atômico, conceito 
introduzido por Newlands e não pela massa atômica. 
Mendeleyev aplicou a lei periódica de forma notável. 
Conseguiu prever a existência de seis elementos ainda não descobertos, que correspondiam a lugares vagos 
na tabela periódica e deu, ele mesmo, os nomes de eka-boro, eka-alumínio, eka-silício, eka-manganês, dvi-manganês 
e eka-tântalo (eka significa primeiro e dvi, segundo, em sânscrito). 
A lei periódica dos elementos químicos estabelecida por Moseley se resumia em: 
 
 
 
 E, em consequência dessa nova lei, a Tabela Periódica se apresenta de uma nova forma. 
Sabendo-se que em um átomo o número de prótons é igual ao número de elétrons, ao fazermos suas distribuições 
eletrônicas, verificamos que a semelhança de suas propriedades químicas está relacionada com o número de elétrons 
de sua camada de valência, ou seja, pertencem à mesma família. 
 
 
 Com base nessa constatação, foi proposta a Tabela Periódica atual, na qual os elementos químicos: 
• estão dispostos em ordem crescente de número atômico (Z); 
• originam os períodos na horizontal (em linhas); 
• originam as famílias ou os grupos na vertical (em colunas). 
 
 
 
 
Observações: 
Numa notação atual, não se classificam mais os elementos denominados “semimetais”. Parte deles, agora, é 
classificado “metais” e outros “ametais”. 
Na tabela atual existem elementos naturais e elementos artificiais. Naturais são os que existem na natureza; 
ao contrário, os artificiais devem ser produzidos em laboratórios especializados. Dos artificiais, dois estão situados, na 
Tabela Periódica, antes do urânio (U-92) e, por isso, são chamados de elementos cisurânicos, que são o tecnécio (Tc-
43) e o promécio (Pm-61). Os outros artificiais vêm depois do urânio e são chamados de transurânicos. 
 
PERÍODOS 
As sete linhas horizontais, que aparecem na tabela anterior, são denominadas períodos. Devemos notar que: 
 
 
 
 É importante notar também que: 
 
• No 6º período, a terceira “casaˮ contém 15 elementos (do lantânio ao lutécio), que por comodidade estão indicados 
numa linha fora e abaixo da tabela; começando com o lantânio, esses elementos formam a chamada série dos 
Iantanídios. 
 
• Analogamente, no 7º período, a terceira “casaˮ também contém 15 elementos químicos (do actínio até o laurêncio), 
que estão indicados na segunda linha fora e abaixo da tabela; começando com o actínio, eles formarn a série dos 
actinídios. 
 
COLUNAS, GRUPOS OU FAMÍLIAS 
 
As dezoito linhas verticais que aparecem na tabela são denominadas colunas, grupos ou famílias de elementos. 
Devemos assinalar que algumas famílias têm nomes especiais, a saber: 
 
 
 
 É ainda importante considerar os seguintes aspectos: 
 
• O Hidrogênio (Z = 1), embora apareça na coluna 1A (grupo 1), não é um metal alcalino. Aliás, o hidrogênio é tão 
diferente de todos os demais elementos químicos que, em algumas classificações, prefere-se colocá-lo fora da Tabela 
Periódica. 
 
• O alumínio (Al-13) é chamado frequentemente de metal terroso, pois é um constituinte encontrado na terra e no 
barro comum. Essa designação se estende, às vezes, aos demais elementos da coluna 3A (Ga, In, Tl) – grupo 13. 
 
• Quando a família não tem nome especial, é costume chamá-la pelo nome do primeiro elemento que nela aparece; 
por exemplo, os da 13ª coluna (grupo 13) são chamados de elementos da família (ou do grupo) do Boro. 
 
• As colunas A são as mais importantes da tabela. Seus elementos são denominados elementos típicos, ou 
característicos, ou representativos da Classificação Periódica. Em cada coluna A, a semelhança de propriedades 
químicas entre os elementos é máxima. 
 
• Os elementos das colunas 3B (grupo 3), 4B (grupo 4), 5B (grupo 5), 6B (grupo 6), 7B (grupo 7), 8B (grupos 8, 9 e 10), 
1B (grupo 11) e 2B (grupo 12) constituem os chamados elementos de transição. Note que, em particular, a coluna 8B 
é uma coluna tripla. 
 
 
 
Outra separação importante, existente na Classificação Periódica, é a que divide os elementos em metais, não 
metais (ou ametais), semimetais e gases nobres. 
 
 
 
 
Lembrete: 
Numa notação atual, não se classificam mais os elementos denominados “semi-metais”. Parte deles (Ge, Sb e 
Po), agora, é classificado “metais” e outros, (B, Si, As e Te) “ametais”. Entretanto, por enquanto, não se preocupem. Os 
vestibulares ainda não estão utilizando essa nova consideração. Honestamente, as provas têm evitado abordar a 
classificação dos “semi-metais” justamente para evitar possíveis reivindicações a respeito dessa mudança. 
 
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ELEMENTOS AO LONGO DA TABELA PERIÓDICA 
 
Grupos ou Famílias “A” ou Zero 
 
Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos representativos, e seus elétrons 
mais energéticos estão situados em subníveis s ou p. 
Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada de valência. Elas recebem ainda 
nomes característicos. 
 
 
 
Mas, eu sei que você, aluno de QUÍMICA GERAL com o Prof. Hugo Peixoto, gosta/faz questão de ser atualizado 
de tudo. Então, vamos lá... 
 
A família 5A, atualmente grupo 15, tem, agora, um nome específico para a sua identificação. Tal grupo é 
denominado grupo dos PNICTOGÊNIOS ou PNICOGÊNICOS. 
 
 
 
 
 
 
Trecho original do compêndio da IUPAC – 2018. Pag. 51. 
 
 
Observações: 
1. A família 0 recebeu esse número para indicar que sua reatividade nas condições ambientes é nula. 
2. O elemento hidrogênio (H), embora não faça parte da família dos metais alcalinos, está representado na coluna IA 
por apresentar 1 elétron no subnível s na camada de valência. 
3. O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na camada de valência é o He: 1s2 (somente 2 elétrons). 
4. Atualmente, as famílias da Tabela Periódica são denominadas grupos e não se usam mais as letras A e B. Os grupos 
(colunas) são numerados, em sequência, de 1 a 18 e, pelos respectivos números, identificados. 
Ex.: Anteriormente, família 1A → Grupo I; 
Anteriormente, família 6B → Grupo VI; 
Anteriormente, família 4A → Grupo XIV. 
 
Grupos ou Famílias “B” 
 
Os elementos dessas famílias são denominados genericamente elementos de transição. 
Uma parte deles ocupa o bloco central da Tabela Periódica, de IIIB (grupo 3) até IIB (grupo 12), são 10 colunas 
e apresenta seu elétron mais energético em orbitais do subnível d. 
 
 
 
A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as séries dos lantanídeos e dos actinídeos. 
Essas séries apresentam 14 colunas. O elétron mais energético está contido em subnível f (f1 a f14). 
Prosseguindo pela Tabela Periódica, mostramos a seguir a entrada dos sucessivos elétrons de diferenciação 
no último subnível eletrônico de cada elemento. 
 
 
 
 
 Note que nesta Tabela há quatro regiões distintas de preenchimento dos subníveiseletrônicos: 
 
• na região à esquerda, os elétrons entram em subníveis s; 
• na região à direita, os elétrons entram em subníveis p; 
• na região central, os elétrons entram em subníveis d; 
• na região abaixo (aquelas 2 linhas “do lado de fora”), os elétrons entram em subníveis f. 
 
Os 7 períodos da Tabela Periódica correspondem às 7 camadas ou níveis eletrônicos dos átomos. Desse modo, 
exemplificando, o ferro (Fe-26) está no 4º período, e por isso já sabemos que seu átomo possui 4 camadas eletrônicas 
(K, L, M, N). 
Nas colunas “A”, o número de elétrons na última camada eletrônica é igual ao próprio número da coluna. Por 
exemplo, o nitrogênio está na coluna 5A e, portanto, sua última camada eletrônica tem 5 elétrons (s2p3). É por esse 
motivo que os elementos de uma mesma coluna A têm propriedades químicas muito semelhantes, o que justifica o 
fato de tais elementos (em azul ou em verde, na tabela anterior) serem chamados de elementos típicos, característicos 
ou representativos da Classificação Periódica. 
Nas colunas “B”, o número de elétrons na última camada permanece, em geral, igual a 2. Agora é a penúltima 
camada que vai recebendo os sucessivos elétrons, como acontece com os elementos de transição (parte amarela da 
tabela anterior); ou então é a antepenúltima camada, como acontece com os lantanídios e actinídios (parte rosa da 
tabela anterior), que por essa razão são chamados de elementos de transição interna. Devemos, porém, avisar que, 
nas colunas B, aparecem algumas irregularidades na distribuição eletrônica dos elementos, cuja explicação “foge” ao 
objetivo do nosso curso. 
No entanto, devo chamar a atenção de vocês para um ponto chave que tem aparecido em provas e, 
infelizmente, confundido a cabeça de muitos dos vestibulandos. Tal ponto é referente aos tais METAIS TERRAS RARAS. 
Se você verificar no trecho do documento da IUPAC que anexei aqui nos meus módulos de Química Geral, encontrará 
a lista dos 17 (dezessete) elementos que correspondem à essa denominação. Mas, para que você não tenha de voltar 
(se preferir não ler aquilo, afinal de contas, está em inglês, né!?), vou lista-los aqui. Os metais terras raras são: Sc, Y e 
os lantanídeos (La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu). 
Há um modo abreviado de representar a distribuição eletrônica de um elemento químico: seguindo a Tabela 
Periódica, escrevemos o símbolo do último gás nobre que aparece antes do elemento (isto é, do gás nobre do período 
“de cima”); em seguida, representamos apenas os elétrons que o elemento tiver a mais em relação a esse gás nobre. 
Nos exemplos seguintes, damos as distribuições eletrônicas dos três primeiros elementos da coluna 4A – grupo 14 – 
(C, Si, Ge), primeiramente na forma completa e depois na forma abreviada. 
 
 
 
 
Quando um elemento ganha 1, 2, 3... elétrons e se transforma num íon negativo (ânion), sua configuração 
eletrônica é semelhante à de outro elemento situado 1, 2, 3... “casas” à frente na Tabela Periódica. Ao contrário, 
quando um elemento perde 1, 2, 3... elétrons e se transforma num íon positivo (cátion), sua configuração eletrônica 
torna-se semelhante à de outro elemento situado 1, 2, 3... “casas” para trás na Tabela Periódica. Átomos e íons com 
o mesmo número de elétrons na eletrosfera são chamados isoeletrônicos e são, pois, “vizinhos” na Classificação 
Periódica. 
 
Exercícios de Fixação 
 
18. A forma como os elétrons são distribuídos entre os orbitais de um átomo é chamada de configuração eletrônica, 
que, entre outras informações, pode indicar a que família e período da Tabela Periódica um elemento químico pertence. 
Com base nisso, considere três elementos químicos, X, Y e Z, cujos números atômicos são 35, 54 e 56. Pela 
configuração eletrônica, é correto afirmar-se que: 
a) o elemento X localiza-se na família 4A e no 2º período da Tabela Periódica. 
b) o elemento Y localiza-se na família 3A e no 5º período da Tabela Periódica. 
c) o elemento Z localiza-se na família 2A e no 6º período da Tabela Periódica. 
d) os elementos X e Z são não metais, mesmo pertencendo a famílias e períodos diferentes. 
e) os elementos X e Y são metais, mesmo pertencendo a famílias e períodos diferentes. 
 
 
19. Demorou muito tempo para que a descoberta da equipe alemã do Centro para Pesquisa de íons Pesados, liderada 
por Sigurd Hofmann, fosse reconhecida oficialmente pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC, em 
inglês). Após mais de uma década de seu descobrimento, o elemento de número atômico 112, de nome temporário 
(ou unúmbio, que em latim quer dizer 112), foi aceito oficialmente na tabela periódica. É que sua existência teve que 
ser confirmada de maneira independente: até agora apenas quatro átomos foram observados, isso porque além de 
superpesado ele é muito instável: existe por apenas alguns milionésimos de segundo e depois se desfaz. 
 
Disponível em: http://noticias.terra.com.br/ciencia/interna/O,,013818860-EI238,00. 
html (Texto adaptado) 
 
Com base nas informações contidas no texto analise as seguintes proposições e classifique-as com F (falso) ou V 
(verdadeiro), assinalando a opção correta. 
 
( ) Este novo elemento químico de número atômico 112 será classificado como um elemento de transição. 
( ) O elemento químico de número atômico 112 pertence ao período 7 e à coluna 12 ou 2B da classificação periódica 
dos elementos. 
( ) Considerando ser 277 o número de massa de seu isótopo mais estável, esta espécie apresenta 165 prótons e 112 
nêutrons em seu núcleo. 
( ) A 25°C e pressão de 1atm, seu estado físico deverá ser gasoso. 
 
Assinale a opção que apresenta a sequência correta de resultados da classificação das afirmações. 
a) (V) (V) (V) (V) 
b) (F) (F) (V) (F) 
c) (F) (V) (F) (V) 
d) (V) (V) (F) (F) 
e) (F) (V) (V) (F) 
 
 
20. O rompimento da barragem de contenção de uma mineradora em Mariana (MG) acarretou o derramamento de 
lama contendo resíduos poluentes no rio Doce. Esses resíduos foram gerados na obtenção de um minério composto 
pelo metal de menor raio atômico do grupo 8 da tabela de classificação periódica. A lama levou 16 dias para atingir o 
mar, situado a 600 km do local do acidente, deixando um rastro de destruição nesse percurso. Caso alcance o 
 
arquipélago de Abrolhos, os recifes de coral dessa região ficarão ameaçados. 
 
 
 
O metal que apresenta as características químicas descritas no texto é denominado: 
a) ferro 
b) zinco 
c) sódio 
d) níquel 
 
 
21. Em 15 de março de 2012, o jornal O Estado de São Paulo anunciou que uma “batalha planetária” estava sendo 
deflagrada pelo comércio das chamadas “terras raras”. O motivo é que estas são indispensáveis às indústrias de ponta. 
“Sem elas, não haveria smartphones, nem celulares, trens que andam a mais de 500 quilômetros horários, nem 
veículos híbridos, fazendas eólicas, lâmpadas fluorescentes”. 
 
Em relação às “terras raras”, é incorreto afirmar que: 
a) quase todos os elementos que compõem as “terras raras” fazem parte do “bloco f” da Tabela Periódica, ou seja, do 
conjunto de grupos cujos elementos possuem o elétron de mais alta energia no orbital atômico f. 
b) são os elementos lantanídeos, aos quais se juntam o escândio e o ítrio. 
c) há 17 elementos considerados “terras raras”, e 15 deles são classificados como metais de transição interna. 
d) são os elementos alcalino-terrosos. 
e) a maior parte desses elementos que compõem as “terras raras” faz parte do sexto período da Tabela Periódica. 
 
 
22. Para que nosso organismo funcione bem, é fundamental a presença de alguns metais, dentre eles: o Sódio, o 
Magnésio, o Ferro, o Zinco e o Cálcio. 
 
Dados: 
24 26 30
11 12 20
Cr ; Fe ; Zn .
Na ; Mg ; Ca .
 
 
A respeito desses metais, é correto afirmar que o 
a) cromo, o ferro e o zinco são metais de transição interna. 
b) cálcio e o magnésio apresentam propriedades semelhantes. 
c) ferro apresenta seis elétrons no subnível mais afastado do núcleo. 
d) sódio e o magnésio são metais alcalinose apresentam um elétron na camada de valência. 
 
 
23. Os diferentes elementos químicos conhecidos na atualidade foram organizados num quadro que levou anos para 
ser construído, chamado de tabela periódica dos elementos químicos. Nela os elementos estão posicionados 
obedecendo uma ordem crescente de seus números atômicos, sendo dispostos em filas horizontais (períodos) e em 
 
colunas verticais (grupos). Baseado na sua distribuição eletrônica é possível localizar qualquer elemento na tabela, 
determinando seu grupo e seu período. 
 
O item que indica a localização correta na tabela periódica do átomo de zinco 30( Zn) é 
a) 5º período e coluna 11. 
b) 3º período e coluna 13. 
c) 4º período e coluna 12. 
d) 4º período e coluna 15. 
e) 5º período e coluna 12. 
 
 
24. Atualmente, a Tabela Periódica apresenta 118 elementos distribuídos ordenadamente em 18 grupos ou famílias 
(linhas verticais) e em 7 períodos (linhas horizontais). Os elementos pertencentes ao grupo 15 apresentam 
a) quinze camadas eletrônicas. 
b) cinco camadas eletrônicas. 
c) cinco elétrons de valências. 
d) o mesmo número atômico. 
e) o mesmo número de massa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Módulo 4 – As Propriedades dos Elementos Químicos 
 
 
 De uma forma geral, as propriedades químicas dos Elementos Químicos são divididas em Aperiódicas e 
Periódicas. 
 
PROPRIEDADES APERIÓDICAS 
 
As propriedades aperiódicas são aquelas cujos valores variam (crescem ou decrescem) à medida que o número 
atômico aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares. 
Exemplos: a massa atômica de um elemento sempre aumenta de acordo com o número atômico desse elemento, 
o calor específico, a dureza, o índice de refração etc. 
 
− o número de massa sempre aumenta com o aumento do número atômico, conforme o gráfico: 
 
 
 
− o calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico (calor 
específico é a quantidade de calor necessária para elevar de 1°C a temperatura de 1g do elemento). 
 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
As propriedades periódicas são aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores 
crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente. 
Exemplo: o número de elétrons na camada de valência. 
 
I. Raio Atômico 
 
O raio atômico é uma medida do “tamanho do átomo”. Entretanto, o 
conceito de tamanho do átomo é muito vago. É difícil medir o raio de um 
átomo, pois a “nuvem de elétrons” que o circunda (eletrosfera) não tem limites 
bem definidos. Costuma-se, então, medir, com o auxílio de Raios X, a distância 
(d) entre dois núcleos vizinhos e dizer que o raio atômico (r) é a metade dessa 
distância. 
 
O raio atômico (r) de um elemento é a metade da distância 
internuclear mínima (d) que dois átomos desse elemento podem apresentar, 
sem estarem ligados quimicamente. 
De maneira geral, para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois fatores: 
 
 
Número de níveis (camadas): 
quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. 
 
 Caso os átomos comparados apresentem o mesmo número de níveis (camadas), devemos usar outro critério. 
 
 
 
 
Número de prótons: 
 
Raio do cátion < Raio do átomo < Raio do ânion 
o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona 
uma redução no seu tamanho. 
 
 Generalizando: 
 
 
 
Saiba, ainda, que ao variarmos o número de elétrons de um átomo, o raio da espécie química (íon) formada 
apresenta diferença em relação ao do átomo. 
Se houver perda de elétron(s), o raio torna-se menor que o do átomo original, pois há uma maior ação atrativa 
do núcleo (carga nuclear efetiva – Zef), visto que o número de elétrons é menor que o de prótons. 
Por outro lado, caso haja ganho de elétron(s), o raio torna-se maior que o do átomo original, uma vez que há, 
nesse caso, uma ampliação no efeito de blindagem das camadas eletrônicas e, consequentemente, uma maior ação 
repulsiva entre os elétrons. 
 Assim, resumidamente, podemos dizer que, para espécies pertencentes a um mesmo elemento ou 
isoeletrônicas, temos: 
 
 
 
 
II. Energia de Ionização (ou Potencial de Ionização) 
 
Energia de ionização (E.I.): é a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no 
estado gasoso. 
Representativamente, temos a seguinte equação: 
 
X(g) + energia  X+(g) + elétron 
 
 Quanto menor o raio atômico, maior será a atração exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado; 
portanto, maior será a energia necessária para remover esse elétron. 
 Assim, generalizando: 
 
 
 
 Ao retirarmos o primeiro elétron de um átomo, ocorre uma diminuição do raio. Por esse motivo, a energia 
necessária para retirar o segundo elétron é maior. 
Assim, para um mesmo átomo, temos: 
 
1ª E.I. < 2ª E.I. < 3ª E.I. < ... 
 
 
III. Afinidade Eletrônica (ou Eletroafinidade) 
 
Eletroafinidade: é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, “captura” um elétron. 
 
X(g) + elétron  X−(g) + energia 
 
 Mede a intensidade com que o átomo “segura” esse elétron adicional. 
Generalizando: 
 
 
 
IV. Eletronegatividade 
 
A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na verdade 
estamos comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação. Essa força de atração 
tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração, pois a distância 
núcleo-elétron da ligação é menor. A eletronegatividade não é definida para os gases nobres. 
Eletronegatividade: a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. 
 Generalizando: 
 
 
 
Na Tabela Periódica, a eletronegatividade cresce de baixo para cima e da esquerda para direita. A 
eletronegatividade relaciona-se com o raio atômico: de maneira geral, quanto menor o tamanho de um átomo, maior 
será a força de atração sobre os elétrons. 
 
Observação Importante: 
Há, ainda, uma propriedade periódica denominada eletropositividade (caráter metálico) que é a propriedade 
oposta à eletronegatividade. Assim, sua definição seria a capacidade que um átomo apresenta de perder elétrons em 
uma ligação química. 
 
V. Volume Atômico 
 
Quando usamos a expressão volume atômico, não estamos nos referindo ao “volume de um átomo”. Na 
verdade, usamos essa expressão para designar – para qualquer elemento – o volume ocupado por uma quantidade 
fixa de número de átomos. O volume atômico sempre se refere ao volume ocupado por 6,02 · 1023 átomos, e pode 
ser calculado relacionando-se a massa desse número de átomos com a sua densidade. 
Assim, temos: 
 
 
 
 
 Generalizando: 
 
 
 
VI. Densidade 
 
Chama-se densidade absoluta (d) ou massa específica de um elemento o quociente entre sua massa (m) e seu 
volume (V). A variação da densidade absoluta, no estado sólido, é também uma propriedade periódica dos elementos 
químicos. 
Experimentalmente, generaliza-se: 
 
 
 
 Assim, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da Tabela Periódica, sendo 
o ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5g/cm3). 
 
VII. Temperaturas de Fusão e Ebulição 
 
As temperaturas nas quais os elementos entram em fusão ou em ebulição são, também, funções periódicas 
de seus números atômicos. 
 
 
 
É interessante notar que os elementos de menores pontos de fusão e de ebulição são aqueles que podem se 
apresentar no estado líquido, ou até mesmo no gasoso, em condições ambiente. Com exceção do hidrogênio, esses 
elementos estão situados à direita e na parte superior do esquema da Tabela Periódica acima. 
No exemplo, são gases: hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor, cloro e gases nobres. Dos elementos comuns, 
só o bromo e o mercúrio são líquidos. 
 
Entre os metais, o tungstênio (W) é o que apresenta maior TF: 3.410oC sendo,