Átomos, Elementos e Tabela Periódica

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DESCRIÇÃO
Construção da ideia sobre os átomos e modelos atômicos. Conceitos sobre a distribuição eletrônica. Organização da
tabela periódica e identificação das propriedades dos elementos.
PROPÓSITO
Obter conhecimento sobre a evolução da ideia atômica, modelos atômicos e sobre como diferenciar os elementos
químicos de acordo com as suas características físico-químicas faz-se necessário para compreender as atividades
cotidianas e as atividades industriais.
PREPARAÇÃO
Tenha à mão uma tabela periódica atualizada.
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Relacionar os fundamentos conceituais sobre estrutura atômica, modelo atômico atual e configuração eletrônica dos
elementos
MÓDULO 2
Identificar os fundamentos conceituais sobre configuração eletrônica dos elementos e organização periódica dos
elementos
MÓDULO 3
Reconhecer as propriedades periódicas dos elementos
 
Fonte: Paulista / Shutterstock.com
INTRODUÇÃO
Ao longo da história, vimos que a Química, antes mesmo de ser estabelecida como ciência, já era aplicada na
sociedade. Foram os filósofos gregos que estabeleceram um conceito inicial sobre o átomo, o que possibilitou as
descobertas e invenções nos últimos séculos. Grupos de cientistas que seguiam e que questionavam a linha de
pensamento dos filósofos iniciavam a busca pelo conhecimento da estrutura do átomo.
A investigação por um conceito que explicasse a natureza do mundo em que vivemos caminhou para o
estabelecimento dos quatros principais modelos atômicos: modelo de Dalton, modelo de Thomson, modelo de
Rutherford e o modelo de Bohr. A evolução dos modelos atômicos estabeleceu o conceito de modelo atômico atual
que permite explicar desde as cores dos fogos de artificio até mecanismos de reações complexas envolvendo metais
no nosso organismo.
Estudaremos a evolução da teoria atômica até o estabelecimento do conceito do modelo atômico atual. Veremos como
os estudiosos dos elementos químicos organizaram a mais concisa enciclopédia criada pelo ser humano, a tabela
periódica. Também identificaremos como é possível observar as propriedades desses elementos apenas com a
análise da tabela periódica.
MÓDULO 1
 Relacionar os fundamentos conceituais sobre estrutura atômica, modelo atômico atual e configuração
eletrônica dos elementos
CONCEITOS
 
Fonte: Peter Gudella/Shutterstock.com
Os antigos filósofos gregos acreditavam que a matéria era composta por quatro elementos: ar, fogo, água e terra.
Posteriormente, definiram que a matéria era composta por partículas fundamentais denominadas de átomos. Estes
correspondem ao ponto central da Química como ciência, pois todos os fenômenos químicos podem ser explicados
em termos das suas propriedades.
Fonte: Henry Roscoe / Wikimedia Commons
Em 1803, John Dalton (1766-1844) baseado na lei de conservação de massa e da composição definida, ressuscitou a
ideia de átomo e, após muitas observações, estabeleceu os seguintes postulados:
Toda a matéria é composta por átomos.
Os átomos são indivisíveis e não podem ser criados e nem destruídos.
Os elementos são caracterizados por seus átomos e estes são idênticos em todos os aspectos (átomos de
diferentes elementos têm diferentes propriedades).
As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos.
Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.
JOHN DALTON (1766-1844):
Professor, químico, físico e meteorologista inglês.
 
Fonte: N.Vinoth Narasingam / Shutterstock.com
 Modelo atômico de Dalton, 1803.
Dalton explicou de forma consistente porque a massa é conservada nas reações químicas. Ele observou que se as
transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos. Assim, a massa total
dos átomos dos reagentes deve ser a mesma que a dos átomos dos produtos. A lei da composição definida foi
explicada pela observação de que os compostos químicos são formados por átomos de dois ou mais elementos em
uma proporção, em massa, fixa e bem definida.
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 COMENTÁRIO
Apesar de ter sido um marco na sua época, os estudos de Dalton deixaram dúvidas em alguns pontos, como a
distinção entre um átomo e uma molécula. No entanto, algumas de suas ideias são aceitas até hoje em dia. Estes
fatos motivaram diversos cientistas ao estudo da matéria. Outra lacuna deixada por Dalton é que suas observações
não evidenciavam a natureza elétrica da matéria.
Durante o século XIX, muitos ensaios foram realizados em ampolas de vidro contendo gases em diferentes pressões.
O precursor desses experimentos foi o cientista inglês Michael Faraday. Estes estudos evidenciaram a existência de
partículas menores do que o próprio átomo. Dessa forma, o átomo não era indivisível. Em 1874, G. J. Stoney propôs a
existência de partículas de eletricidade, as quais chamou de elétrons.
Outros cientistas estudavam simultaneamente sobre a natureza elétrica da matéria:
HEINRICH GEISSLER
WILLIAN CROOKES
EUGENE GOLDSTEIN
JOSEPH JOHN THOMSON
Os principais experimentos realizados foram denominados:
 
Fonte: D-Kuru / Wikimedia Commons
RAIOS CATÓDICOS
Consistiam em tubos de vidro hermeticamente fechados que continham uma peça de metal (eletrodo) em cada uma de
suas extremidades. Quando era aplicado alta voltagem a partir dos eletrodos e remoção do ar, observava-se a
formação de uma descarga elétrica e iluminação. Ao colocar entre os eletrodos um anteparo recoberto com sulfeto de
zinco florescente, o lado que estava voltado para o polo negativo (catodo) brilhava. Isso demonstrava que a descarga
se originava no catodo e fluía para o polo positivo (anodo).
Estudos posteriores mostraram que os raios catódicos:
Normalmente caminhavam em linha reta e delineavam sombras.
Giravam um pequeno moinho colocado em seu caminho, sugerindo que eles são formados por partículas.
Aqueciam uma folha metálica colocada entre os eletrodos.
Poderiam ser curvados por um campo elétrico ou magnético.
São sempre os mesmos, independentemente da natureza do material que compõe os eletrodos ou da espécie de
gás residual do interior do tubo
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Fonte: Emre Terim / Shutterstock.com
RAIOS CANAIS
O experimento dos raios canais (ou raios anódicos) é muito semelhante ao dos raios catódicos. A diferença entre os
experimentos é que, no caso dos raios canais, o cátodo possui alguns orifícios. Os raios canais são formados por
partículas positivas geradas pela fragmentação das moléculas de gás que preenchem o tubo, ocasionada pelo impacto
da descarga elétrica sobre elas. As partículas positivas, então, são atraídas pelo cátodo e, ao passarem através dos
orifícios presentes nele, promovem uma radiação diferente daquela observada para os raios catódicos. Nesse
experimento, pode-se observar também que a massa dessas partículas denominadas prótons era muito maior que a
massa do elétron (1840 vezes maior).
ILUMINAÇÃO
 
Fonte: NKTN / Wikimedia Commons
Os letreiros luminosos são versões modernas dos tubos de descarga em gases nos quais o neônio ou outros
gases são usados em vez do ar.
 
Fonte: Wikimedia Commons
Em 1897, os estudos publicados por J. J. Thomson, mostraram que as partículas em um raio catódico eram
carregadas negativamente e possuíam massa. Este artigo ficou conhecido como a "descoberta" do que chamamos de
elétron. Ele verificou que a natureza dos raios catódicos era a mesma independentemente da identidade do material
do catodo, e que uma lâmina metálica que era exposta a raios catódicos adquiria carga elétrica negativa.
Thomson adaptou uma tela fluorescente a um tudo de raios catódicos de forma que conseguisse medir de maneira
quantitativa a razão (e/mc ) entre a massa (mc ) e a carga de um elétron, (e) . Essas medidas permitiram calcular um
valor de 1,76 x 108 C/g. Tal experimento permitiu que Robert Millikan, em 1909, efetuasse o cálculo da carga de um
elétron em um experimento conhecido como "gota de óleo de Millikan".
 
Fonte: Chemistrygod / Shutterstock.com
 Tubosde raios catódicos com campos magnéticos e elétricos utilizados por Thomson.
 
Fonte: Udaix / Shutterstock.com
 Instrumento de Millikan.
EXPERIÊNCIA DE GOTA DE ÓLEO DE MILLIKAN
Millikan vaporizou gotas de óleo entre duas placas metálicas carregadas opostamente. Ele observou em um
microscópio que as gotículas caiam pelo ar sob a influência da gravidade. Diante desse fato, irradiou o espaço entre
as duas placas com raios X que se chocaram com as moléculas do ar e refletiram elétrons de tais moléculas, sendo
que alguns elétrons foram capturados pelas moléculas de óleo. Ao observar este fenômeno, ele carregou a placa
superior positivamente e a placa inferior negativamente e, com ajuste de carga elétrica nas placas, conseguiu parar a
queda de uma gota e determinou a carga de muitas gotas de óleo. Mais tarde, descobriu que cada gota era carregada
por múltiplo inteiro de -1,6 x 10-19 C e concluiu que cada elétron precisava carregar a mesma carga.
Com a razão carga/massa descoberta por Thomson, após calcular a carga do elétron, Millikan obteve a massa do
elétron.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Até aquele momento já se sabia que os elétrons estavam presentes em toda a matéria, que são constituintes
subatômicos e que são realmente idênticos. Em meio a todos os estudos, o físico alemão E. Goldstein foi capaz de
provar que o raio canal consistia em partículas carregadas positivamente, não sendo todas semelhantes e com carga
contraria ao elétron (+1,6 x 10-19 C). Além disso, a massa das partículas positivas não depende da identidade do gás
do tubo de descarga, mas são muito maiores do que as dos elétrons.
massa do elétron =   =  9, 10 x 10−28 g1,60 x 10
−19 C
1,76 x 108 
C
g
 
Fonte: N.Vinoth Narasingam / Shutterstock.com
 Modelo "pudim de ameixa" do átomo de Thomson, 1897.
Depois desses estudos, ficou evidente que os átomos consistiam em uma parte carregada positivamente e outra
negativamente. Em 1898, Thomson argumentou que, se os elétrons compreendiam apenas uma pequena fração de
massa de um átomo, eles seriam responsáveis por uma fração igualmente pequena do átomo e estariam distribuídos
de forma uniforme sobre a superfície esférica carregada positivamente. Este modelo ficou conhecido como "pudim de
ameixa" ou "pudim de passas".
Estudos com urânio, em 1896, realizados por Henri Becquerel relataram a emissão de radiação de alta energia. Essa
emissão de energia foi denominada de radioatividade. Posteriormente, Ernest Rutherford revelou a partir de seus
estudos três tipos de radiação: radiação alfa (α), radiação beta (β) e raios gama (γ). Cada tipo de radiação difere um
do outro no campo elétrico.
 
Fonte: KVArt / Shutterstock.com
Alfa
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As partículas alfa são carregadas positivamente com cargas +2 e massa atômica 4, 2α4. Essas partículas são idênticas
aos núcleos de átomos de hélio e são atraídas para a placa negativa.
 
Fonte: KVArt / Shutterstock.com
Beta
As partículas beta são carregadas negativamente, idênticas aos elétrons, -1β0. Podem ser consideradas análogas
radioativamente dos raios catódicos e, portanto, são atraídas para a placa positiva.
 
Fonte: KVArt / Shutterstock.com
Gama
A radiação gama passa pelo campo elétrico sem sofrer desvio, portanto, não possui carga, 0γ0.
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Fonte: Sergey Merkulov / Shutterstock.com
 Experimento sobre espalhamento de partículas alfa de Rutherford.
Em 1910, Rutherford e seus colaboradores realizaram ensaios que contestavam os resultados obtidos por Thomson.
Eles estavam estudando os desvios das partículas alfa, oriundas de uma amostra contendo polônio, que eram
dispersas ao passarem por uma fina folha de ouro. Neste estudo, foi observado que a maioria das partículas passava
sem sofrer quase nenhum desvio, que uma quantidade muito pequena de partículas sofria desvio superior a 90⁰ e um
número mínimo de partículas voltava na direção da trajetória original.
MODELO ATÔMICO NUCLEAR
O experimento de Rutherford mostrou que a maioria da massa do átomo e sua carga positiva estava concentrada em
uma região muito pequena e densa, que ele denominou de núcleo. O núcleo seria rodeado por uma região
comparativamente maior com espaços vazios na qual estariam os elétrons em movimento de translação ao redor do
núcleo e de rotação em relação ao seu próprio eixo. Esse experimento mostrou que a maioria das partículas alfa que
passavam diretamente através da folha não encontrava o pequeno núcleo e passava pelos espaços vazio do átomo.
As poucas partículas que encontravam o núcleo sofriam repulsão. O modelo de Rutherford ficou conhecido como
sistema solar, com o núcleo ocupando o lugar do sol e os elétrons, dos planetas.
 
Fonte: N.Vinoth Narasingam / Wikimedia Commons
 Modelo de Rutherford.
Aproximadamente nove anos depois, Rutherford descobriu que as partículas positivas do núcleo eram os prótons e
que existia evidência da presença de outra partícula com massa semelhante à massa dos prótons, mas sem carga
elétrica. Essas partículas tinham a função de diminuir a repulsão entre os prótons, permitindo que o núcleo ficasse
estável. Em 1923, os nêutrons foram descobertos pelo cientista James Chadwick.
Vimos que alguns cientistas estudaram sobre a radiação eletromagnética. Tais estudos foram importantes para
explicar a estrutura de um átomo. Agora, estudaremos as características da radiação eletromagnética que
possibilitaram os estudos. A resposta que os cientistas buscavam em seus estudos era como os elétrons se
arranjavam em volta do núcleo. A compreensão sobre a estrutura interna de objetos somente foi possível a partir do
estudo da propriedade da luz que é emitida quando estes objetos são estimulados por calor ou por uma descarga
elétrica.
RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA
 
Fonte: Peter CS Stock / Shutterstock.com
A luz é uma forma de radiação eletromagnética, que consiste em campos elétricos e magnéticos oscilantes com
velocidade no vácuo de 3,00 x 108 m/s. Esta velocidade é denominada de velocidade da luz (c ). São exemplos de
ondas eletromagnéticas: a luz visível, as ondas de rádio, as micro-ondas e os raios x. Todas transferem energia de
uma região do espaço para outra.
 
Fonte: VectorMine / Shutterstock.com
 Espectro eletromagnético.
Ao encontrar um elétron, o campo elétrico de um feixe de luz o empurra em uma direção e na direção oposta
periodicamente, ou seja, o campo oscila em direção e intensidade. O número de ciclos desta oscilação por segundo é
chamado de frequência, ν. A unidade de frequência 1 hertz é definida como 1 ciclo por segundo (1Hz = 1 s-1). A onda
eletromagnética se caracteriza pela amplitude e pelo comprimento de onda.
 
Fonte: VectorMine / Shutterstock.com
 Campo elétrico e a radiação eletromagnética.
A amplitude corresponde à altura da onda em relação à linha central. A intensidade da radiação é o quadrado da
amplitude. O comprimento de onda, (λ), é a distância entre dois mínimos sucessivos. Comprimentos de onda
diferentes correspondem a diferentes regiões do espectro eletromagnético. Nossos olhos detectam a radiação
eletromagnética de comprimento de onda entre 700 nm e 400 nm.
O intervalo que podemos ver é chamado de luz visível, cuja cor é determinada pela frequência da luz. Ao se aproximar
da sua velocidade real, a velocidade da luz, com o comprimento de onda muito pequeno, gera um número muito
grande de oscilações a cada segundo. Caso o comprimento de onda seja grande, um número muito menor de
oscilações chega ao ponto a cada segundo.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 
Fonte: Belozersky / Shutterstock.com
 Espectro visível.
Por exemplo, vamos calcular o comprimento de onda de uma luz azul com frequência de 5,9 x 1014Hz.
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 COMENTÁRIO
A cor da luz dependerá da sua frequência ou comprimento de onda. Quanto maior o comprimentode onda, menor
será a frequência e vice-versa.
Quando passamos uma corrente elétrica em uma amostra de hidrogênio em baixa pressão ocorre a emissão de luz.
Essa corrente elétrica quebra a molécula do gás hidrogênio, excitando os átomos de hidrogênio para energias mais
altas. Ao retornar ao seu estado fundamental, esses átomos liberam a energia através da emissão de radiação
Comprimento de onda (λ) x frequência (v)  =  velocidade da luz (c)
λ x v  =  c
λ  =     =  5, 1 x 10−7 (m)  =  510 nm3,0 x 10
8 (m.s−1)
5,9 x 1014 (s−1)
eletromagnética. Se passamos a luz emitida pelos átomos excitados de hidrogênio em um prisma, verificamos um
número discreto de componentes, ou seja, de linhas espectrais.
 
Fonte: Designua / Shutterstock.com
 Linhas espectrais do hidrogênio.
A linha mais brilhante dos átomos excitados é a vermelha, em 656 nm. Ocorre também a emissão de radiação
ultravioleta e infravermelha que não podem ser vistas a olho nu. O pioneiro no estudo das linhas espectrais foi o
professor suíço Johann Balmer e, pouco tempo depois, o espectroscopista sueco Johannes Rydberg, que sugeriu que
todos os comprimentos das linhas seguem a equação:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A forma moderna da expressão geral pode ser escrita em termos da frequência ν = c/λ como:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Onde R corresponde a uma constante empírica, determinada experimentalmente, conhecida como constante de
Rydberg. Seu valor é de 3,29 x 1015 Hz.
Em um átomo de hidrogênio, um elétron só pode existir com determinadas energias e a linha do espectro de emissão
provém de uma transição entre duas das energias permitidas. A presença de linhas espectrais, com frequências
determinadas, em um átomo sugere que a energia de um elétron de um átomo está restrita a uma série de valores
discretos denominados de níveis de energia.
∝ − n = 3,  4,   …1
λ
1
22
1
n2
υ  =  R { − } n1  =  1,  2,  . . . ,1n21
1
n22
ÁTOMOS: UM POUCO DA TEORIA QUÂNTICA
Assista ao vídeo a seguir para saber mais sobre os átomos - teoria quântica.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. (PETROBRAS, 2010). A CARACTERIZAÇÃO DOS ELÉTRONS COMO PARTE DA MATÉRIA
SE DEU ATRAVÉS DOS TUBOS DE RAIOS CATÓDICOS, QUE CONSISTIAM EM UM TUBO
SELADO COM UM GÁS E ELETRODOS METÁLICOS CONECTADOS AOS POLOS DE UMA
FONTE. THOMSON É O MAIS FAMOSO CIENTISTA DENTRE OS QUE TRABALHARAM COM
OS TUBOS DE RAIOS CATÓDICOS. SUA EXPERIÊNCIA BASEOU-SE NA INTERAÇÃO DOS
RAIOS CATÓDICOS COM CAMPOS MAGNÉTICO E ELÉTRICO CONHECIDOS PARA
DETERMINAR A RAZÃO CARGA/MASSA DESSAS PARTÍCULAS. ALÉM DOS RAIOS
CATÓDICOS, TAMBÉM FORAM OBSERVADOS OS CHAMADOS RAIOS CANAIS, DE CARGA
POSITIVA, QUE ERAM OS ÍONS DOS GASES PRESENTES NAS AMPOLAS. ANALISE AS
AFIRMAÇÕES A SEGUIR SOBRE AS EXPERIÊNCIAS COM TUBOS DE RAIOS CATÓDICOS E
RAIOS CANAIS. 
 
I - OS RAIOS CATÓDICOS SÃO ATRAÍDOS POR UMA CHAPA METÁLICA LIGADA AO POLO
POSITIVO DE UMA BATERIA.
II - A MUDANÇA DOS GASES NO INTERIOR DOS TUBOS NÃO AFETA A RAZÃO
CARGA/MASSA DOS RAIOS CATÓDICOS. 
III - A RAZÃO CARGA/MASSA DOS RAIOS CANAIS É DEPENDENTE DO GÁS PRESENTE NO
INTERIOR DAS AMPOLAS. 
IV - AO INVERTER A LIGAÇÃO DOS POLOS DA FONTE COM OS ELETRODOS DAS
AMPOLAS, OS RAIOS CATÓDICOS SE TRANSFORMAM EM PRÓTONS. 
ESTÃO CORRETAS APENAS AS AFIRMATIVAS:
A) I e IV.
B) II e IV.
C) II e III.
D) I, II e III.
E) I, III e IV.
2. (SES-PR, 2016) A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA ESTÁ PRESENTE NO VOCABULÁRIO
CIENTÍFICO DESDE A GRÉCIA ANTIGA, MAS SEM COMPROVAÇÃO CIENTÍFICA, APENAS
FILOSÓFICA. COMO CONHECIMENTO CIENTÍFICO OS MODELOS ATÔMICOS FORAM
FORMULADOS A PARTIR DE 1808 E À MEDIDA QUE NOVOS E MELHORES MÉTODOS DE
INVESTIGAÇÃO FORAM SENDO DESENVOLVIDOS, EVOLUÍDOS. A SEGUIR, SÃO
APRESENTADAS AS REPRESENTAÇÕES GRÁFICAS DE ALGUNS MODELOS ATÔMICOS: 
 
 
FONTE: N.VINOTH NARASINGAM / SHUTTERSTOCK.COM
 
JULGUE OS ITENS A SEGUIR: 
 
( ) DALTON, FIGURA I, TOMOU COMO BASE PARA O DESENVOLVIMENTO DE SEU
MODELO ATÔMICO ANÁLISES DE CONSERVAÇÃO E PROPORCIONALIDADE DA MASSA
EM UMA REAÇÃO, ORIGINÁRIAS DE LAVOISIER E PROUST. ( ) O MODELO ATÔMICO DE
THOMSON , FIGURA II, APRESENTA A IDEIA DE DESCONTINUIDADE PELA PRIMEIRA VEZ
E APRESENTA A PRIMEIRA SUBPARTÍCULA ATÔMICA ENCONTRADA: O ELÉTRON. ( ) A
FIGURA III REPRESENTA O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD, DESTACANDO O
SURGIMENTO DA IDEIA DE NÚCLEO POSITIVO, SEM OS NÊUTRONS QUE SÓ SERIAM
DESCOBERTOS POR SOMMERFELD EM 1932. ( ) A FIGURA IV REPRESENTA O ÁTOMO
DE CHADWICK, ORGANIZANDO OS NÍVEIS DE ENERGIA ELETRÔNICOS PELA PRIMEIRA
VEZ. 
ASSINALE A ALTERNATIVA QUE CONTÉM A ANÁLISE CORRETA EM VERDADEIRO (V) E
FALSO (F) PARA OS ITENS APRESENTADOS.
A) V, V, V, V.
B) V, V, F, F.
C) F, V, F, V.
D) V, F, V, F.
E) F, F, F, F.
GABARITO
1. (Petrobras, 2010). A caracterização dos elétrons como parte da matéria se deu através dos tubos de raios
catódicos, que consistiam em um tubo selado com um gás e eletrodos metálicos conectados aos polos de
uma fonte. Thomson é o mais famoso cientista dentre os que trabalharam com os tubos de raios catódicos.
Sua experiência baseou-se na interação dos raios catódicos com campos magnético e elétrico conhecidos
para determinar a razão carga/massa dessas partículas. Além dos raios catódicos, também foram observados
os chamados raios canais, de carga positiva, que eram os íons dos gases presentes nas ampolas. Analise as
afirmações a seguir sobre as experiências com tubos de raios catódicos e raios canais. 
 
I - Os raios catódicos são atraídos por uma chapa metálica ligada ao polo positivo de uma bateria. 
II - A mudança dos gases no interior dos tubos não afeta a razão carga/massa dos raios catódicos. 
III - A razão carga/massa dos raios canais é dependente do gás presente no interior das ampolas. 
IV - Ao inverter a ligação dos polos da fonte com os eletrodos das ampolas, os raios catódicos se transformam
em prótons. 
Estão corretas APENAS as afirmativas:
A alternativa "D " está correta.
 
Somente a afirmativa IV está incorreta. Os raios canais revelaram as partículas positivas com massa muito superior à
do elétron (1840 vezes maior). Experimentos realizados em ampolas de vidro contendo gases mantidos a baixa
pressão. As partículas positivas descobertas nos ensaios com raios canais foram denominadas de prótons.
2. (SES-PR, 2016) A constituição da matéria está presente no vocabulário científico desde a Grécia antiga, mas
sem comprovação científica, apenas filosófica. Como conhecimento científico os modelos atômicos foram
formulados a partir de 1808 e à medida que novos e melhores métodos de investigação foram sendo
desenvolvidos, evoluídos. A seguir, são apresentadas as representações gráficas de alguns modelos
atômicos: 
 
 
Fonte: N.Vinoth Narasingam / Shutterstock.com
 
Julgue os itens a seguir: 
 
( ) Dalton, figura I, tomou como base para o desenvolvimento de seu modelo atômico análises de
conservação e proporcionalidade da massa em uma reação, originárias de Lavoisier e Proust. ( ) O modelo
atômico de Thomson , figura II, apresenta a ideia de descontinuidade pela primeira vez e apresenta a primeira
subpartícula atômica encontrada: o elétron. ( ) A figura III representa o modelo atômico de Rutherford,
destacando o surgimento da ideia de núcleo positivo, sem os nêutrons que só seriam descobertos por
Sommerfeld em 1932. ( ) A figura IV representa o átomo de Chadwick, organizando os níveis de energia
eletrônicos pela primeira vez. 
Assinale a alternativa que contém a análise correta em verdadeiro (V) e falso (F) para os itens apresentados.
A alternativa "B " está correta.
 
A afirmativa III está errada pois foi o físico James Chadwick que descobriu o nêutron em 1932. E a afirmativa IV está
errada pois a figura IV representa o átomo de Bohr.
MÓDULO 2
 Identificar os fundamentos conceituais sobre configuração eletrônica dos elementos e organização
periódica dos elementos
MODELO ATÔMICO ATUAL
 
Fonte: Peter Rost9 / Shutterstock.com
Os estudosrealizados até os tempos de Rutherford nos mostraram a composição detalhada do núcleo do átomo. Ao
longo das pesquisas, saímos de uma esfera maciça para um átomo composto por um pequeno núcleo e três partículas
subatômicas, prótons, nêutrons e elétrons. O elétron possui carga -1, o próton +1 e o nêutron não possui carga, sendo
eletricamente neutro. Os átomos possuem um número igual de elétrons e prótons, ou seja, possuem carga elétrica
neutra.
Como proposto por Rutherford, os prótons e nêutrons compõem o núcleo dos átomos. Os elétrons constituem o
espaço de maior volume ao redor do núcleo. A massa do átomo é expressa por unidade de massa atômica (u), que
corresponde a 1,66054 x 10-24 g. A massa dos prótons e nêutrons são praticamente iguais e maiores do que a massa
do elétron. A massa de um próton é igual a 1,0073 u, um nêutron tem massa igual a 1,0087 u e um elétron possui
apenas 5,486 x 10-4 u.
Por ser muito pequena, a soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em comparação à
massa dos prótons e nêutrons. Um átomo geralmente é identificado através de dois números inteiros: o número
atômico ( Z ) e o número de massa (A ). O número atômico é igual ao número de prótons no núcleo e o número de
massa é o número total do núcleo (prótons + nêutron). A equação que relaciona o número atômico e o número de
massa é:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Um átomo é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico e o número de massa, AXZ. Assim, para o
átomo de carbono, temos: 12C6
Todos os átomos do carbono possuem o mesmo número atômico, pois todos têm o mesmo número de prótons no
núcleo. O mesmo ocorre para os demais elementos existentes.
Os átomos de um determinado elemento químico podem ter diferentes números de massa, isto é, podem apresentar
diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Esses átomos são denominados de isótopos.
A = z + n
Por exemplo, temos os seguintes isótopos do carbono 12C6, 13C6 e 14C6. Cada um deles com seis prótons no núcleo.
Porém, possuem seis, sete e oito nêutrons respectivamente.
Vimos que a massa atômica é expressa em unidade atômica, u, que é definida como sendo exatamente um doze avos
da massa de um átomo de carbono, 12C6, ou seja, o valor da massa do átomo de carbono é de 12 u e a massa de
todos os outros átomos são expressas relativamente à massa deste átomo.
Encontramos, na natureza, a maioria dos elementos como uma mistura de isótopos. As abundâncias dos isótopos de
um elemento em uma amostra irão variar de acordo com a sua origem, mas essas variações são muito pequenas. O
cálculo da massa atômica é determinado pela média ponderada. Por exemplo, encontramos na natureza 19,9% de
átomos de 10B5 e 80,1% de átomos de 11B5. Consequentemente, a massa do boro é de 10,8 u. Atualmente,
determinamos as massas e abundâncias isotópicas com a técnica de espectroscopia de massas.
ESPECTROSCOPIA DE MASSAS
Instrumento de análise quantitativa descendente do dispositivo empregado por Thomson para determinar a
relação carga/massa do elétron.
 
Fonte: The American Institute of Physics / Wikimedia Commons
Prosseguindo na evolução do modelo atômico, Niels Bohr interpretou a estabilidade atômica usando a teoria proposta
por Max Planck, denominada quanta. Esta teoria relaciona a propagação de energia luminosa. Ao relacionar a teoria
de Planck com os resultados obtidos pela observação dos átomos submetidos ao calor ou à eletricidade, Bohr propôs
um modelo atômico revolucionário.
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Fonte: Sophielaliberte / Shutterstock.com
 Átomo de Bohr.
No modelo proposto por Bohr, os átomos possuem orbitas circulares ao elétron com determinadas energias. Um
elétron localizado em uma dessas orbitas não pode perder ou ganhar energia espontaneamente e, por isso, dizemos
que estão no estado estacionário. Quando há variações de energia, o elétron salta de uma orbita interna para uma
mais externa. Neste caso, dizemos que o elétron atingiu o estado excitado.
Com os níveis de energia mais baixos livres, o elétron pode sair do nível mais alto de energia (E2) para o nível mais
baixo (E1). Quando isso ocorre, a energia liberada pelo átomo corresponde a E2 - E1, a diferença entre as duas
energias do elétron. Segundo Bohr, a energia é liberada na forma de fóton de radiação eletromagnética. Logo:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Em 1926, Werner Heisenberg mostrou que não se pode determinar com exatidão a probabilidade de posição do
elétron em um orbital. O princípio proposto afirma que é impossível determinar simultaneamente a posição e a
velocidade de um elétron em um átomo. Após o surgimento deste modelo, a proposta de um orbital circular ou elíptico,
ou seja, de forma definida ficou inadequado por ser impossível a determinação da trajetória dos elétrons.
Cada órbita foi denominada de nível ou camada de energia. Os elétrons estão distribuídos em sete camadas,
designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. Com o andamento nos estudos, descobriu-se que cada nível de energia
do modelo proposto por Bohr era constituído de subníveis com diferentes energias. Desta forma, quando um elétron
salta de um nível de energia para outro mais próximo do núcleo, pode ocorrer a emissão de diferentes energias.
E2 − E1 = ΔE = Efóton
 
Fonte: Chemistrygod / Shutterstock.com
 Orbitais atômicos: s, p, d e f.
Os orbitais de um átomo agrupados em uma subcamada possuem a mesma energia. Em átomos no seu estado
fundamental, quatro tipos de subníveis podem ser ocupados por elétrons (s, p, d e f), que consistem em 1, 3, 5 e 7
orbitais, e suportam 2, 6, 10 e 14 elétrons respectivamente. Os subníveis possuem energia diferentes entre si: s < p <
d < f, por causa dos efeitos da penetração e da blindagem.
Não há duas camadas de um mesmo átomo com o mesmo número de subcamadas. A camada K (n=1), por exemplo,
consiste em apenas uma subcamada chamada de 1s. O quadro a seguir apresenta as camadas e subcamadas.
Nível Camada Subcamada
Máximo de elétrons 
em cada subcamada
1 K 1s 2
2 L 2s - 2p 8
3 M 3s - 3p - 3d 18
4 N 4s - 4p - 4d - 4f 32
5 O 5s - 5p - 5d - 5f 32
6 P 6s - 6p - 6d 18
7 Q 7s - 7p 8
 Atenção! Para visualizaçãocompleta da tabela utilize a rolagem horizontal
 Nível, camada e subcamada. Fonte: EnsineMe.
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS
A configuração eletrônica do estado fundamental de um átomo foi determinada através do princípio da construção, do
princípio da exclusão de Pauli e da regra de Hund. No estado fundamental de um átomo com muitos elétrons, eles
ocupam os orbitais atômicos disponíveis de modo a tornar a energia total do átomo a menor possível. Em 1925, o
cientista Wolfgang Pauli descobriu uma regra geral sobre os orbitais e os elétrons, chamada de princípio da exclusão
de Pauli. Este princípio diz que dois elétrons, no máximo, podem ocupar determinado orbital e, quando dois elétrons
ocupam o mesmo orbital, os seus spins devem estar emparelhados.
 ATENÇÃO
O princípio da construção é formado por duas regras. Para escrever a configuração eletrônica de um átomo no
estado fundamental, devemos adicionar elétrons, um após o outro, aos orbitais. Começando pelo orbital de menor
energia e sem ultrapassar a quantidade de dois elétrons por orbital. Se houver mais de um orbital em uma subcamada,
devemos primeiramente dispor os elétrons paralelamente aos diferentes orbitais até completar a subcamada, antes de
emparelhar os elétrons em um dos orbitais. Esta regra também é conhecida como regra de Hund.
Por exemplo, vamos representar os orbitais por caixinhas e distribuir os elétrons do átomo de oxigênio 16O8.
 
Fonte: EnsineMe
 Distribuição do átomo de oxigênio, 16O8.
 
Fonte: Chemistrygod /Shutterstock.com
 Diagrama de Pauling.
A distribuição dos elétrons na eletrosfera de um átomo foi proposta por Linus Pauling e denominada de configuração
eletrônica (princípio de Aufbau). Pauling determinou,em um diagrama, a ordem crescente de energia dos subníveis
para os elementos conhecidos, que apresentam até hoje, no máximo, sete níveis de energia e quatro subníveis. Este
diagrama, conhecido como diagrama de Pauling, permite escrever a configuração eletrônica dos atuais elementos que
compõem a tabela periódica. Ao efetuarmos a distribuição eletrônica de um elemento químico utilizando o diagrama de
Pauling, escrevemos a quantidade de elétrons em cada subnível no seu lado direito superior. Lembrando que, para o
subnível s, podemos escrever, no máximo, 2 elétrons; para o subnível p, apenas 6 elétrons; para o subnível d, são 10
elétrons e, para o subnível f, colocamos, no máximo, 14 elétrons.
Por exemplo, vamos efetuar a distribuição eletrônica do elemento sódio utilizando o diagrama de Pauling.
NA11: 1S2 2S2 2P6 3S1
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Observamos que o átomo de sódio possui três níveis de energia, ou seja, três camadas. Sendo o nível 3 (camada M) o
seu nível mais externo (camada de valência). A camada de valência é o nível mais afastado do núcleo e que sempre
corresponde ao maior valor de n, encontrado na distribuição eletrônica de um átomo ou de um íon. O número de
elétrons na camada de valência dos átomos indica não só o comportamento do elemento numa ligação, mas também
a sua localização na tabela periódica.
Podemos efetuar a distribuição eletrônica de íons (cátions e ânions). A perda ou o ganho de elétrons ocorre sempre na
camada de valência. Por exemplo, a formação de um cátion do elemento sódio ocorre pela perda de um elétron na
camada de valência desse átomo.
 
Fonte: EnsineMe
 Distribuição eletrônica do íon sódio.
Entretanto, a formação de um ânion ocorre pelo ganho de elétrons. Por exemplo, quando efetuamos a distribuição
eletrônica de um ânion como o cloreto Cl-, adicionamos um elétron na sua camada de valência.
 
Fonte: EnsineMe
 Distribuição eletrônica do íon cloreto.
UM POUCO MAIS SOBRE O ÁTOMO ATUAL
Assista ao vídeo a seguir para saber mais sobre o átomo atual.
ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
 
Fonte: PopTika / Shutterstock.com
Com a descoberta de novos elementos e avanço do conhecimento sobre a estrutura atômica, os cientistas sentiram a
necessidade de organizar as informações de uma forma mais prática e acessível. Dessa forma, surge a tabela
periódica.
No início do século XIX, um número considerável de elementos químicos já era conhecido e os cientistas já haviam
identificado semelhanças e tendências em suas propriedades.

1864
O alemão Lothar Meyer publicou uma tabela periódica.
1869
Posteriormente, ele expandiu sua tabela em mais de 50 elementos. Meyer demostrou propriedades periódicas como o
volume molar, o ponto de ebulição e a dureza, como função da massa atômica.


1971
Em paralelo aos estudos de Meyer, estavam os estudos do russo Dimitri Mendeleev, que, em 1971, publicou a sua
versão da tabela periódica. Ambos listaram os elementos em ordem crescente de massa atômica.
 
Fonte: Chemistrygod / Shutterstock.com
 Tabela periódica de Dmitri Mendeleev.
Os estudos realizados ao longo dos anos conduziram para o estabelecimento de uma poderosa generalização
pertinente às propriedades dos elementos, a lei periódica. Esta lei estabelece que, quando os elementos são listados,
sequencialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição periódica em suas
propriedades. Por exemplo, o lítio, sódio e potássio possuem características de serem metais macios e reativos e vêm
imediatamente depois dos elementos denominados de gases inertes ou gases nobres - elementos pouco ativos
quimicamente - hélio, neônio e argônio. Os elementos anteriores aos gases nobres, exceto o hidrogênio, são
altamente reativos, semelhantes quimicamente aos não metais, e são chamados de halogênios.
 
Fonte: EnsineMe
 Periodicidade dos elementos químicos.
A periodicidade verificada na lei periódica é a base da nossa tabela periódica atual, na qual as famílias de elementos
com propriedades químicas semelhantes são distribuídas, em colunas verticais chamadas de grupos. A tabela
periódica possui 18 famílias ou grupos, cada uma agrupa elementos com propriedades químicas semelhantes por
apresentarem a mesma configuração eletrônica na sua camada de valência, e sete linhas nas horizontais, que são
chamadas de períodos.
EXEMPLO 1
Mg12: 1s2 2s2 2p6 3s2 
Camada de valência: 3s2 
Total de elétrons: 2 → Família 2
EXEMPLO 2
Cl17: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Camada de valência: 3s2 3p5 
Total de elétrons: 7 → Família 17
 
Fonte: Rottoni / Wikimedia Commons
 Tabela periódica.
As colunas mais altas (1, 2, 13-18) são denominadas de grupos (famílias) principais da tabela ou elementos
representativos. Essas famílias recebem nomes especiais que refletem as propriedades comuns dos elementos
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javascript:void(0)
daquele grupo. Vejamos:
GRUPO 1 (ANTIGO IA)
São chamados de metais alcalinos. São elementos metálicos, macios, brilhantes e fundem em baixas temperaturas.
GRUPO 2 (ANTIGO IIA)
São denominados de metais alcalinos terrosos. Estes elementos possuem propriedades semelhantes aos do grupo 1,
porém suas reações são menos vigorosas.
GRUPO 13 (ANTIGA IIIA)
São chamados de elementos da família do boro.
GRUPO 14 (ANTIGA IVA)
São denominados de família do carbono.
GRUPO 15 (ANTIGA VA)
É denominado de família do nitrogênio.
GRUPO 16 (ANTIGA VIA)
A partir desse grupo os nomes voltam a ser diferentes e temos, então, a família dos calcogênios.
GRUPO 17 (ANTIGA VIIA)
É chamado de halogênios.
GRUPO 18 (ANTIGA VIIIA)
São conhecidos como os gases nobres.
O hidrogênio está localizado na família 1 por apresentar apenas um elétron no subnível s de sua camada de valência,
1s1, mas esse elemento não pertence à família dos metais alcalinos terrosos por apresentar propriedades químicas
distintas. A tabela periódica apresenta na família dos gases nobres um elemento que não possui oito elétrons na
camada de valência, o hélio, que possui número atômico igual a 2 e sua distribuição eletrônica é 1s2.
Os elementos que compõem as famílias de 3 a 12 (antiga família B) são conhecidos como elementos de transição e
apresentam os elétrons mais energéticos situados nos subníveis d ou f.
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO EXTERNA
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javascript:void(0)
javascript:void(0)
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javascript:void(0)
javascript:void(0)
javascript:void(0)
São aqueles que apresentam o nível d como o mais energético. A localização na família não é feita utilizando o
número de elétrons na camada de valência, mas o número de elétrons existente no subnível mais energético é (d)
mais 2.
EXEMPLO: 
Fe 26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Camada de valência: 4s2 
Nível mais energético: 3d6 
Total de elétrons: 6 + 2 = 8 → Família 8

ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA
São aqueles que apresentam seu elétron mais energético situado no subnível f. Constituem a série dos lantanídeos e
actinídeos e encontram-se deslocados do corpo central da tabela.
EXEMPLO: 
Cu 29: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
Camada de valência: 4s2 
Nível mais energético: 3d9 
Total de elétrons: 9 + 2 = 11 → Família 11
A partir da distribuição eletrônica de um elemento, podemos efetuar sua localização na tabela periódica, o bloco ao
qual ele pertence e sua classificação como elemento representativo ou de transição.
EXEMPLO 1
Br35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 → 1s2 -2s2 2p6 -3s2 3p6 3d10 -4s2 4p5
4 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3 e N=4) → logo, está localizado no 4º período.
Camada de valência: 4s2 4p5
Total de elétrons: 7 → Família 17 (halogênios)
Elétron de maior energia está localizado no subnível 4p5 → bloco p → elemento representativo.
javascript:void(0)
EXEMPLO 2
Ni28: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 → 1s2 -2s2 2p6 -3s2 3p6 3d8 -4s2
4 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3 e N=4) → logo, está localizado no 4º período.
Camada de valência: -4s2
Total de elétrons: 8 + 2 = 10 → Família 10
Elétronde maior energia está localizado no subnível 3d8 → bloco d → elemento de transição.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. UM ÍON X2- É ISOELETRÔNICO (MESMO NÚMERO DE ELÉTRONS) DE Y2+. SABENDO
QUE O NÚMERO ATÔMICO DE X É IGUAL A 26, QUAL SERÁ O NÚMERO ATÔMICO DE Y?
A) 24.
B) 26.
C) 28.
D) 30.
E) 32.
2. ASSINALE A ALTERNATIVA QUE APRESENTA O PERÍODO E O GRUPO DO ELEMENTO
COM A CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA IGUAL A 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3D10 4S2 4P6 4D4 5S2.
A) Família 2 e 4º período.
B) Família 3 e 5º período.
C) Família 5 e 4º período.
D) Família 6 e 5º período.
E) Família 12 e 4º período.
GABARITO
javascript:void(0)
1. Um íon X2- é isoeletrônico (mesmo número de elétrons) de Y2+. Sabendo que o número atômico de X é igual
a 26, qual será o número atômico de Y?
A alternativa "D " está correta.
 
Se X (Z=26) possui carga -2, isso significa que Z ≠ e- ganhou dois elétrons. Logo, o número de elétrons é: 26 + 2
elétrons = 28. Como x e Y têm o mesmo número de elétrons (isoelétricos), o número de elétrons de Y é 28 e este
perdeu dois elétrons (+2), significa que tinha anteriormente 30 elétrons, ou seja, número atômico igual a 30 (Z = p =
e-).
2. Assinale a alternativa que apresenta o período e o grupo do elemento com a configuração eletrônica igual a
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2.
A alternativa "D " está correta.
 
A distribuição eletrônica está organizada por camadas 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2, sua distribuição por
níveis de energia: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 4d4 → 5 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3, N=4 O=5) →
logo, está localizado no 5⁰ período. 
Elétron de maior energia está localizado no subnível 4d4 → bloco d → elemento de transição. 
Total de elétrons: 4 + 2 = 6 → Família 6 → elemento Mo.
MÓDULO 3
 Reconhecer as propriedades periódicas dos elementos
TABELA PERIÓDICA E AS PROPRIEDADES DOS
ELEMENTOS
 
Fonte: isak55 / Shutterstock.com
A tabela periódica é uma organização dos elementos que expressa suas relações de família (ou grupo). Os elementos
que pertencem ao mesmo grupo normalmente mostram a mesma tendência nas propriedades. As propriedades dos
elementos químicos podem ser de dois tipos:
PROPRIEDADES APERIÓDICAS
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
PROPRIEDADES APERIÓDICAS
São aquelas cujos valores crescem ou decrescem na medida em que o número atômico aumenta, mas não se
repetem em períodos determinados ou regulares.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
São aquelas que aumentam ou diminuem com o aumento do número atômico.
O entendimento sobre a força de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos é importante para
compreendermos as propriedades dos átomos. A dimensão da carga nuclear líquida que atua sobre o elétron, bem
como e a sua distância média em relação ao núcleo vai determinar a força na qual o núcleo atrai o elétron. Essa
atração aumenta proporcionalmente à carga nuclear, e decresce à medida que o elétron se afasta do núcleo. Em
átomos com mais de um elétron, temos, simultaneamente, a atração do elétron pelo núcleo e repulsão dos outros
elétrons, formando um sistema complexo com muitas repulsões elétron-elétron.
Podemos estimar a energia que envolve cada elétron considerando que ele interage com o ambiente médio criado
pelo núcleo e os outros elétrons do átomo. Tratamos cada elétron individualmente como se este estivesse se movendo
no campo elétrico criado pelo núcleo. Tal campo elétrico é equivalente ao campo gerado por uma carga localizada no
núcleo, chamada de carga nuclear efetiva, Zef.
A carga nuclear efetiva corresponde ao número de prótons do núcleo ou carga nuclear, Z, menos o número médio de
elétrons ou constante de blindagem, S, que está entre o núcleo e o elétron em questão:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
As regras de Slater podem ser aplicadas para se obter o cálculo da carga nuclear efetiva. Para os elétrons que se
encontram em orbitais ns e np, temos que escrever a configuração eletrônica por ordem geométrica. Os elétrons que
se encontram em grupos à direita não contribuem em nada no cálculo de S, os outros elétrons no grupo em questão
(ns np) blindam de 0,35 cada, todos os elétrons do nível n-1 blindam de 0,85 cada e, por fim, todos os elétrons do nível
mais interno blindam de 1,00 cada. Caso o elétron a ser considerado esteja no subnível nd ou nf, cada elétron do
mesmo grupo contribuirá com 0,35 e cada elétron dos grupos mais internos contribuirá com 1,00.
ORDEM GEOMÉTRICA
É a ordem dos subníveis agrupados segundo os níveis aos quais eles pertencem.
 EXEMPLO
Vamos calcular a Zef do elétron mais externo dos elementos sódio (Z=11), magnésio (Z=12) e cálcio (Z=20).
Na11: 1s2 2s2 2p6 3s1 (Família 1; 3º Período) 
Z ef(3s): Z - S = 11 - [(8 x 0,85) + (2 x 1,00)] = 2,20 
 
Mg 12: 1s2 2s2 2p6 3s2 (Família 2; 3º Período) 
Z ef(3s): Z - S = 12 - [(1 x 0,35) + (8 x 0,85) + (2 x 1,00)] = 2,85 
 
Ca 20: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (Família 2; 4º Período) 
Z ef(4s): Z - S = 20 - [(1 x 0,35) + (8 x 0,85) + (10 x 1,00)] = 2,85
Observamos que a carga elétrica nuclear efetiva aumenta progressivamente ao longo do período, ou seja, aumenta
com o aumento do número atômico e, ao descermos em uma mesma família, vamos observar que a carga nuclear
efetiva sofrida pelos elétrons dos níveis mais externos varia muito menos do que ao longo do período. Veremos que o
comportamento da carga nuclear efetiva está ligado às propriedades periódicas.
Zef = z  −  s
javascript:void(0)
PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS
 
Fonte: Alexey Godzenko / Shutterstock.com
RAIO ATÔMICO E RAIO IÔNICO
O "tamanho" de um átomo é importante? O tamanho dos elementos químicos ou espécies químicas podem influenciar,
por exemplo, em propriedades de soluções e em reação bioquímicas que envolvem íons metálicos importantes para o
funcionamento do nosso organismo. Dessa forma, qual é o "tamanho" de um átomo? Essa questão não é tão fácil de
ser respondida, pois o átomo não é um objeto esférico e duro como normalmente pensávamos lá no início.
Vimos pela Mecânica Quântica que os átomos e os íons não possuem limites pontuais definidos nos quais a
distribuição eletrônica torna-se zero. As bordas dos átomos e íons são vagas. Podemos definir seus respectivos
tamanhos de várias maneiras com base na distância entre os átomos em várias situações. Experimentos realizados
com átomos de gás nobre, substâncias simples e substâncias compostas mostraram que a dificuldade em realizar a
medida do tamanho do átomo está no tipo de ligação que ele faz.
O tamanho do átomo de hidrogênio foi verificado a partir da medida da distância da ligação entre os núcleos de dois
átomos ligados na molécula de H2. O experimento mostrou que o tamanho da ligação entre os átomos de hidrogênio
era de 0,074 nm. Consequentemente, o raio do átomo de hidrogênio seria de 0,037 nm.
 
Fonte: OSweetNature / Shutterstock.com
 Raio atômico de diferentes elementos químicos.
Apesar das dificuldades em realizar as medições dos raios atômicos, os cientistas conseguiram medir as distâncias
entre o núcleo e a distribuição eletrônica em muitas moléculas com ligações covalentes, atribuindo um raio covalente
para cada elemento. Os resultados observados mostraram uma variação periódica dos raios dos átomos em função do
número atômico.
 
Fonte: Magnetix / Shutterstock.com
 Raio atômico.
Duas tendências interessantes no comportamento dos raios atômicos podem ser observadas:
FAMÍLIA OU GRUPO
O número atômico cresce à medida que descemos, pois, à medida que se aumenta o período, o número de camadas
(n) também aumenta e os elétrons mais externos passam mais tempo afastados do núcleo, fazendo com que o átomo
aumente de tamanho. A carga nuclear efetiva no grupo aumenta significativamente e tende a atrair os elétrons mais
fortemente. No entanto, o número total de elétrons nas camadas aumenta, o que ocasiona o aumento na distância
entre a camada de valência e o núcleo.
PERÍODO
O raio atômico tende a diminuir quando vamos daesquerda para a direita (aumento do número atômico). O principal
fator que influencia na diminuição do raio é o aumento da carga nuclear efetiva (Zef) ao longo do período. O aumento
da carga nuclear efetiva atrai os elétrons para próximo ao núcleo, diminuindo a nuvem eletrônica e,
consequentemente, o raio atômico.
Assim como o tamanho de um átomo, o tamanho de um íon também depende de sua carga nuclear, do número de
elétrons que ele possui e dos orbitais onde os elétrons mais externos estão localizados. A formação de um cátion,
perda de elétron, desocupa os orbitais mais distantes do núcleo e diminui a repulsão elétron-elétron.
Consequentemente, os cátions são menores que os átomos que lhes dão origem. Se o átomo diminui de tamanho
quando forma um cátion, aumentará o seu tamanho ao formar um ânion. Quando elétrons são adicionados a um
átomo neutro, ocorre o aumento da repulsão elétron-elétron e isso faz com que os elétrons se espalhem no espaço.
No caso dos íons com mesma carga, o tamanho aumenta conforme descemos na tabela periódica.
 
Fonte: Magnetix / Shutterstock.com
 Comparações dos raios, em metros, de átomos neutros e íons de diferentes grupos.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Um átomo em seu estado fundamental (neutro), ao receber energia externa, pode transferir um elétron de um nível
energético para outro. Entretanto, se a energia for suficiente, ela pode efetivamente retirar o elétron do átomo e dar
origem a um íon positivo (cátion). Chamamos este processo de ionização e o elétron que é removível é aquele mais
afastado do núcleo.
A energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no estado fundamental, denominamos de
energia de ionização, I .
Chamamos de átomo isolado aquele que está livre da influência de átomos vizinhos, ou seja, um átomo no estado
gasoso. Então, o processo de ionização pode ser representado por:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Como existem átomos que podem sofrer a remoção de mais de um elétron, a segunda energia de ionização I2, para
um átomo qualquer pode ser escrita como:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
As energias de ionização são expressas em elétron-volts por átomo, quilocalorias por mol ou quilojoules por mol. À
medida que os elétrons são removidos, a magnitude da energia de ionização também aumenta (I1 < I2 < I3). O
aumento da energia ocorre porque, com cada remoção sucessiva, um elétron é afastado de um íon cada vez mais
positivo, necessitando cada vez mais de energia.
 EXEMPLO
Observe as energias de ionização para o átomo de alumínio. A remoção do quinto elétron, no subnível 2p, requer uma
quantidade de energia muito maior que 11.600 kJ/mol, pois os elétrons 2p do nível mais interno estão mais próximos
do núcleo e sofrem carga nuclear efetiva maior do que os elétron dos subníveis 3s e 3p da camada de valência.
Al13: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
Al (g) → Al+(g) + e-(g) I1 = 578 kJ/mol 
Al +(g) → Al2+(g) + e-(g) I2 = 1.820 kJ/mol 
Al 2+(g) → Al3+(g) + e-(g) I3 = 2.750 kJ/mol 
Al 3+(g) → Al4+(g) + e-(g) I4 = 11.600 kJ/mol
De maneira geral, a energia de ionização está relacionada ao raio atômico e, por isso, possui tendência periódica nas
primeiras energias de ionização. Podemos observar que, em cada período, a energia de ionização aumenta com o
aumento do número atômico. Os metais alcalinos possuem as menores energias de ionização e apresentam
facilidade em doar elétrons. Os gases nobres possuem as maiores energias de ionização.
M(g)  →  M
+
(g)  +  e
−
(g)
M+(g)  →  M
2+
(g)  +  e
−
(g)
 
Fonte: Magnetix / Shutterstock.com
 Primeiras energias de ionização.
Existem algumas irregularidades no comportamento da energia de ionização ao longo dos períodos. Quando
analisamos os elementos boro (Z=5) e berílio (Z=4), ambos no segundo período da tabela periódica, vemos que o boro
possui energia de ionização menor do que o berílio. Isto ocorre porque, no boro, o elétron a ser removido está no
orbital 2p, enquanto o berílio está no orbital 2s. Um elétron 2s está mais firmemente preso ao núcleo do que um
elétron 2p, o que conduz menor energia de ionização ao boro.
Nos elementos que compõem o bloco d e f da tabela periódica, a energia de ionização aumenta vagarosamente à
medida que vamos da esquerda para a direta em um período. Ao analisarmos cada família, de uma forma geral,
vemos que a energia de ionização geralmente diminui com o aumento do número atômico. Nos grupos, à medida
que descemos, o raio atômico aumenta e a carga nuclear varia pouco, fazendo com que a atração entre o núcleo e os
elétrons diminui, promovendo a diminuição na energia de ionização.
Os menores átomos possuem energias de ionização maiores. A energia necessária para remover um elétron de um
átomo isolado é influenciada pela carga nuclear efetiva e pelo tamanho do átomo. À medida que a atração elétron-
núcleo aumenta, torna-se mais difícil remover o elétron e, assim, a energia de ionização aumenta.
AFINIDADE ELETRÔNICA
Vimos que a energia de ionização corresponde à energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no
estado fundamental, formando um íon carregado positivamente. Além disso, muitos átomos podem ganhar elétrons
para formar íons carregados negativamente. A variação de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um
átomo no estado gasoso é chamada de afinidade eletrônica.
 EXEMPLO
A afinidade eletrônica mede a atração de um átomo pelo elétron adicionado. Para muitos átomos, ocorre a liberação
de energia quando um elétron é adicionado. Por exemplo, a adição de um átomo à camada de valência do elemento
flúor e acompanhada por uma variação de energia de - 328 kJ/mol.
F9: 1s2 2s2 2p5 
F -9: 1s2 2s2 2p6 
F (g) + e-(g) → F-(g) ∆E = -328 kJ/mol
Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a tendência do átomo em receber elétrons. Para
alguns elementos, gases nobres, a afinidade eletrônica tem valor positivo, significando que o ânion tem energia mais
alta do que os átomos e elétrons separados. Com valor de energia positiva, o íon é instável e não se forma.
 
Fonte: Magnetix / Shutterstock.com
 Afinidades eletrônicas em elétron-volts.
A afinidade eletrônica torna-se cada vez mais negativa à medida que caminhamos em direção aos elementos que
compõem a família dos halogênios. Quando um elemento do grupo dos halogênios recebe um elétron, forma um íon
negativo estável que tem configuração eletrônica de um gás nobre. Embora a periodicidade na afinidade eletrônica ao
longo do período não seja uniforme, as afinidades eletrônicas tornam-se mais negativas (mais energia perdida) do
grupo 1 ao 17 dos elementos representativos devido ao aumento da carga nuclear.
Os elementos lítio e sódio, por exemplo, possuem afinidade eletrônica ligeiramente negativas. Estes elementos
possuem pouca tendência para ganhar elétrons. Já os elementos berílio e magnésio, família 2, têm valores positivos.
Então, para que estes elementos possam ganhar elétrons, terão que absorver uma grande quantidade de energia, pois
os elétrons deverão ser adicionados na subcamada p, que é blindada pela carga nuclear da subcamada s, da mesma
camada. Isso torna quase que impossível o ganho de elétrons por estes elementos.
OUTRAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Assista ao vídeo a seguir para saber mais sobre outras propriedades periódicas.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. EFETUE O CÁLCULO DA CARGA NUCLEAR EFETIVA DO ÁTOMO PENÚLTIMO ELÉTRON
DO FERRO (Z=26).
A) 3,50
B) 3,75
C) 4,10
D) 7,60
E) 11,10
2. (PETROBRAS, 2014) A POSIÇÃO DOS ELEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA SE DÁ EM
FUNÇÃO DA ORDEM CRESCENTE DOS NÚMEROS ATÔMICOS, EM PERÍODOS E GRUPOS,
E DE ACORDO COM A QUANTIDADE DE CAMADAS ELETRÔNICAS E A DISTRIBUIÇÃO DOS
ELÉTRONS NOS SEUS NÍVEIS DE ENERGIA. AS PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS SE
RELACIONAM COM AS RESPECTIVAS POSIÇÕES NA TABELA. 
 
LEVANDO EM CONTA AS POSIÇÕES NUM MESMO PERÍODO OU NUM MESMO GRUPO:
A) Raio atômico do sódio émenor do que o do cloro.
B) Raio iônico do Mg2+ é maior do que o do átomo de Mg.
C) Raio atômico do oxigênio é maior do que o do enxofre.
D) Sódio tende a perder elétrons mais facilmente do que o césio, nas ligações químicas.
E) Flúor tende a ganhar elétrons mais facilmente do que o bromo, nas ligações químicas.
GABARITO
1. Efetue o cálculo da carga nuclear efetiva do átomo penúltimo elétron do ferro (Z=26).
A alternativa "B " está correta.
 
Fe26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Fe26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 
Zef (4s): Z - S = 26 - [(14 x 0,85) + (10 x 1,00)] = 3,75
2. (Petrobras, 2014) A posição dos elementos na tabela periódica se dá em função da ordem crescente dos
números atômicos, em períodos e grupos, e de acordo com a quantidade de camadas eletrônicas e a
distribuição dos elétrons nos seus níveis de energia. As propriedades dos elementos se relacionam com as
respectivas posições na tabela. 
 
Levando em conta as posições num mesmo período ou num mesmo grupo:
A alternativa "E " está correta.
 
Em um mesmo grupo à medida que subimos a afinidade eletrônica aumenta com a diminuição de camadas, pois
quanto maior a atração nuclear, maior a tendência em atrair um elétron.
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Estudamos a estrutura atômica e os modelos atômicos que mais contribuíram para o modelo atômico atual. Vimos a
descoberta das partículas com carga negativa (elétron), partículas com carga positiva (prótons) e a partícula neutra
(nêutron). Acompanhamos desde o modelo de Dalton até o modelo atômico de Bohr.
Após estudarmos a distribuição eletrônica dos elementos e como esta configuração informa a posição do elemento na
tabela periódica, vimos que a tabela periódica é um arranjo dos elementos que reflete suas relações de família. Os
membros do mesmo grupo normalmente mostram a mesma tendência nas propriedades.
Finalmente, vimos o conceito de propriedades periódicas. Aprendemos a verificar o comportamento do tamanho dos
elementos, energia de ionização e afinidade eletrônica através de uma análise da tabela periódica.
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química, a Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall,
2005.
RUSSEL, J. B. Química Geral. 5. ed. V. 1. São Paulo: Makron, 1996
EXPLORE+
Conheça um pouco mais sobre a importância do estudo da estrutura atômica através do artigo: O átomo e a
tecnologia , de Mario Tolentino e Romeu Rocha-Filho.
Conheça um pouco mais sobre a carga nuclear efetiva através do artigo: Carga Nuclear Efetiva e sua
consequência para a compreensão da estrutura eletrônica dos átomos , de Hélio Duarte.
Conheça um pouco mais sobre a origem da tabela periódica através do artigo: Origens e consequências da
tabela periódica, a mais concisa enciclopédia criada pelo ser humano , de Geraldo de Lima, Luiz Barbosa e
Carlos Filgueiras.
CONTEUDISTA
Layla Fernanda Alves Freire
 CURRÍCULO LATTES
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