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8- Átomos de muitos elétrons e tabela periódica: configuração eletrônica, blindagem nuclear, 
propriedades dos elementos químicos e sua periodicidade.
 
1) Explique os conceitos de carga nuclear efetiva e efeito blindagem.
Carga formal é a carga que o átomo teria se compartilha
Efeito blindagem corresponde à relação de que, em uma mesma família, o raio atômico é maior quanto 
menor for a camada de valência. 
 
2) Em que região da tabela periódi
tendências com base na estrutura atômica dos diversos elementos.
O raio atômico varia de acordo com o período e a família. 
No período, o raio será maior quanto mais elevado for o número atômic
atômico será maior quanto menos elétrons estiverem na camada de valência.
 
 
 
 
 
 
3) O que é afinidade eletrônica? Qual é a relação entre afinidade eletrônica e carga nuclear efetiva?
Conceito Afinidade Eletrônica: Tra
receber um elétron. Essa energia liberada é inversamente proporcional ao raio atômico. Portanto, a 
afinidade eletrônica, no período, cresce da esquerda para a direita e, na família, quanto 
Conceito e Relação com a Carga Nuclear Efetiva: Corresponde à carga sofrida por um elétron em um 
átomo polieletrônico, considerando o efeito de blindagem proporcionado pelos elétrons dos níveis mais 
internos. Assim como a afinidade eletrônic
proporcional ao raio atômico. 
 
4) Organize os elementos dos seguintes conjuntos na ordem decrescente do raio atômico: (a) enxofre, 
cloro, silício; (b) antimônio, bismuto, fósforo.
(a.) ordem decrescente de raio: Si, S e Cl.
Justificativa: 
S16 – 1s
s
2s
2
2p
6
3s
2
3p
4
 � família 6 e período 3
Cl17 - 1s
s
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5 
� família 7 e período 3
Si14 - 1s
s
2s
2
2p
6
3s
2
3p
2 
� família 4 e período 3 
 
(b.) ordem decrescente de raio: Bi, Sb e P .
Justificativa: 
Sb51 – 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
Bi83 - 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
P15 - 1s
s
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3 
� família 5 e período 3
 
 
5) Geralmente a primeira energia de ionização (I1) de um período cresce da esquerda para a direita com 
o aumento do número atômico Z. Por que?
Pois o raio atômico diminui e, consequentemente, a respectiva carga exercida sobre elétron é maior. 
Assim, é necessária uma maior quantidade de energia para a removê
 
 
 
 
Átomos de muitos elétrons e tabela periódica: configuração eletrônica, blindagem nuclear, 
propriedades dos elementos químicos e sua periodicidade. 
1) Explique os conceitos de carga nuclear efetiva e efeito blindagem. 
Carga formal é a carga que o átomo teria se compartilha-se seus elétrons de modo igual.
Efeito blindagem corresponde à relação de que, em uma mesma família, o raio atômico é maior quanto 
menor for a camada de valência. 
2) Em que região da tabela periódica encontramos os maiores átomos? E os menores? Explique essas 
tendências com base na estrutura atômica dos diversos elementos. 
O raio atômico varia de acordo com o período e a família. 
No período, o raio será maior quanto mais elevado for o número atômico principal. Já na família, o raio 
atômico será maior quanto menos elétrons estiverem na camada de valência. 
3) O que é afinidade eletrônica? Qual é a relação entre afinidade eletrônica e carga nuclear efetiva?
Conceito Afinidade Eletrônica: Trata-se da energia que um átomo isolado, no estado gasoso, libera ao 
receber um elétron. Essa energia liberada é inversamente proporcional ao raio atômico. Portanto, a 
afinidade eletrônica, no período, cresce da esquerda para a direita e, na família, quanto 
Conceito e Relação com a Carga Nuclear Efetiva: Corresponde à carga sofrida por um elétron em um 
átomo polieletrônico, considerando o efeito de blindagem proporcionado pelos elétrons dos níveis mais 
internos. Assim como a afinidade eletrônica, a carga nuclear efetiva também é inversamente 
4) Organize os elementos dos seguintes conjuntos na ordem decrescente do raio atômico: (a) enxofre, 
cloro, silício; (b) antimônio, bismuto, fósforo. 
raio: Si, S e Cl. 
família 6 e período 3 
família 7 e período 3 
família 4 e período 3 
(b.) ordem decrescente de raio: Bi, Sb e P . 
6
5s
2
4d
10
5p
3
 � família 5 e período 5 
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
5d
10
4f
14
6p
3 
� família 5 e período 6 
família 5 e período 3 
5) Geralmente a primeira energia de ionização (I1) de um período cresce da esquerda para a direita com 
o aumento do número atômico Z. Por que? 
Pois o raio atômico diminui e, consequentemente, a respectiva carga exercida sobre elétron é maior. 
ssária uma maior quantidade de energia para a removê-lo. 
Átomos de muitos elétrons e tabela periódica: configuração eletrônica, blindagem nuclear, 
se seus elétrons de modo igual. 
Efeito blindagem corresponde à relação de que, em uma mesma família, o raio atômico é maior quanto 
ca encontramos os maiores átomos? E os menores? Explique essas 
o principal. Já na família, o raio 
3) O que é afinidade eletrônica? Qual é a relação entre afinidade eletrônica e carga nuclear efetiva? 
se da energia que um átomo isolado, no estado gasoso, libera ao 
receber um elétron. Essa energia liberada é inversamente proporcional ao raio atômico. Portanto, a 
afinidade eletrônica, no período, cresce da esquerda para a direita e, na família, quanto maior ela for. 
Conceito e Relação com a Carga Nuclear Efetiva: Corresponde à carga sofrida por um elétron em um 
átomo polieletrônico, considerando o efeito de blindagem proporcionado pelos elétrons dos níveis mais 
a, a carga nuclear efetiva também é inversamente 
4) Organize os elementos dos seguintes conjuntos na ordem decrescente do raio atômico: (a) enxofre, 
5) Geralmente a primeira energia de ionização (I1) de um período cresce da esquerda para a direita com 
Pois o raio atômico diminui e, consequentemente, a respectiva carga exercida sobre elétron é maior. 
 
 
6)Quantos elétrons desemparelhados são preditos para a configuração do estado fundamental de cada 
uma das seguintes espécies? 
(a.) Pb = [Xe] 4f
14
 5d
10
 6s² 6p² �
 
 
(b.) Ir = [Xe] 4f
14
 5d
7
 6s
2 
� Nível 5
 
 
(c.) Y = [Kr] 4d¹ 5s² � Nível 4 
 
(d.) Cd = [Kr] 4d10 5s1 � Nível 5
 
 
Aula 8: Exercícios sobre propriedades periódicas e configuração 
eletrônica – 2020-QS 
Configuração eletrônica 
7- Indique o número de prótons de nêutrons e de elétrons para cada umas das 
espécies: 
a) i) 8, 9, 8; ii) 80, 120, 80; iii) 80, 119, 80
b) i) 8, 10, 8; ii) 80, 200, 80; iii) 80, 118, 80
c) i) 8, 17, 8; ii) 80, 119, 80; iii) 80, 199, 8
d) i) 8, 9, 8; ii) 80, 119, 80; iii) 80, 118, 80
Gabarito: resposta a) Para o Oxigênio o número de prótons é 8, o número de nêutrons 
é 17-8=9 e o número de elétrons =8; para o mercúrio (ii) Z=80, n=200
para o mercúrio (iii) Z=80, n=119 e e=80.
8- As configurações de estado fundamental do Cr (Z=24) e do Cu (Z=29) não 
são as previstas pelo princípio da construção do diagrama de Pauling. Forneça 
as configurações eletrônicas e explique por que ocorrem essas diferenças.
Resposta: 
Elementos cuja distribuição terminam em d
eletrônico. Como os subníveis 4s e 3d, 5s e 4d têm quantidades de energia 
próximas, um elétron do subnível 
mais estável. Isso só acontece po
cada orbital comporta no máximo 2 elétrons. Assim o subnível d estará 
6)Quantos elétrons desemparelhados são preditos para a configuração do estado fundamental de cada 
� Nível 6 
Nível 5 
 
Nível 5 
Aula 8: Exercícios sobre propriedades periódicas e configuração 
e o número de prótons de nêutrons e de elétrons para cada umas das 
a) i) 8, 9, 8; ii) 80, 120, 80; iii) 80, 119, 80 
b) i) 8, 10, 8; ii) 80, 200, 80; iii) 80, 118, 80 
c) i) 8, 17, 8; ii) 80, 119, 80; iii) 80, 199, 80 
d) i) 8, 9, 8; ii) 80, 119, 80; iii) 80, 118, 80 
Gabarito: resposta a) Para o Oxigênio o número de prótons é 8, o número de nêutrons 
8=9 e o número de elétrons =8; para o mercúrio (ii) Z=80, n=200-
0, n=119 e e=80. 
As configurações de estado fundamentaldo Cr (Z=24) e do Cu (Z=29) não 
são as previstas pelo princípio da construção do diagrama de Pauling. Forneça 
as configurações eletrônicas e explique por que ocorrem essas diferenças.
Elementos cuja distribuição terminam em d4 ou d9 sofrem um "rearranjo" 
eletrônico. Como os subníveis 4s e 3d, 5s e 4d têm quantidades de energia 
próximas, um elétron do subnível s "pula" para o subnível d deixando o átomo 
mais estável. Isso só acontece porque o subnível d possui cinco orbitais e 
cada orbital comporta no máximo 2 elétrons. Assim o subnível d estará 
6)Quantos elétrons desemparelhados são preditos para a configuração do estado fundamental de cada 
Aula 8: Exercícios sobre propriedades periódicas e configuração 
e o número de prótons de nêutrons e de elétrons para cada umas das 
Gabarito: resposta a) Para o Oxigênio o número de prótons é 8, o número de nêutrons 
-80=120, e=80; 
As configurações de estado fundamental do Cr (Z=24) e do Cu (Z=29) não 
são as previstas pelo princípio da construção do diagrama de Pauling. Forneça 
as configurações eletrônicas e explique por que ocorrem essas diferenças. 
sofrem um "rearranjo" 
eletrônico. Como os subníveis 4s e 3d, 5s e 4d têm quantidades de energia 
deixando o átomo 
rque o subnível d possui cinco orbitais e 
cada orbital comporta no máximo 2 elétrons. Assim o subnível d estará 
estabilizado quando tiver dez elétrons (2 em cada orbital) ou cinco (1 em cada 
orbital). 
 
9-Determine se as seguintes configurações eletrônicas
fundamental ou um estado excitado do átomo em questão:
Resposta: a) excitado; b) excitado; c) excitado; d) fundamental
 
10- Que elementos têm as seguintes configurações eletrônicas de estado 
fundamental: a) [Kr]4d105s
 a) Telúrio; b) sódio; c) estrôncio; d) európio
11- Escreva as configurações eletrônicas de: a) Ca
20Ca
2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p
27Co
+3 = 1s², 2s², 2p6, 3s², 3p
16S
-2 = 1s², 2s², 2p6, 3s², 3p
 
12- Quais dos seguintes conjuntos de números quânticos não são permitidos? 
Explique. 
a) n = 3, l = 3, ml = 0, ms = 
b) n = 4, l = 3, ml = 2, ms = 
c) n = 4, l = 1, ml = 1, ms = +1/2;
d) n = 2, l = 1, ml = 
e) n = 5, l = -4, ml = 2, ms = +1/2;
f) n = 3, l = 1, ml = 2, ms = 
g) n = 5, l = 0, ml = -1, ms +1/2
Resposta: a), d), e), f), g)
 
Tabela periódica 
estabilizado quando tiver dez elétrons (2 em cada orbital) ou cinco (1 em cada 
Determine se as seguintes configurações eletrônicas representam o estado 
fundamental ou um estado excitado do átomo em questão: 
 
Resposta: a) excitado; b) excitado; c) excitado; d) fundamental 
Que elementos têm as seguintes configurações eletrônicas de estado 
5s25p4; b) [Ne]3s1; c) [Kr]5s2; d) [Xe]4f76s
a) Telúrio; b) sódio; c) estrôncio; d) európio 
Escreva as configurações eletrônicas de: a) Ca+2; b) Co+3 e c) S
3p6 
, 3s², 3p6, 3d6 
, 3s², 3p6 
Quais dos seguintes conjuntos de números quânticos não são permitidos? 
n = 3, l = 3, ml = 0, ms = -1/2; 
n = 4, l = 3, ml = 2, ms = -1/2; 
n = 4, l = 1, ml = 1, ms = +1/2; 
n = 2, l = 1, ml = -1, ms = -1; 
4, ml = 2, ms = +1/2; 
n = 3, l = 1, ml = 2, ms = -1/2; 
1, ms +1/2 
Resposta: a), d), e), f), g) 
estabilizado quando tiver dez elétrons (2 em cada orbital) ou cinco (1 em cada 
representam o estado 
Que elementos têm as seguintes configurações eletrônicas de estado 
6s2? 
e c) S-2 
Quais dos seguintes conjuntos de números quânticos não são permitidos? 
 
13- Por que as propriedades químicas e físicas dos elementos estão mais 
estreitamente relacionadas com números atômicos do que com massas 
atômicas? 
Resposta: porque as propriedades físicas e químicas dependem muito mais da 
configuração eletrônica (nuvem eletrônica) do que da massa do átomo 
(concentrada no núcleo) 
 
Blindagem e carga nuclear efetiva 
14- Utilize o conceito de blindagem para explicar por que o átomo de hélio tem 
uma energia de ionização maior do que o átomo de hidrogênio, enquanto a 
energia de ionização do lítio é menor. 
Resposta: O conceito de energia de ionização está relacionado com o quão 
fortemente um elétron está ligado ao átomo e portanto, depende da sua 
interação com o núcleo. No efeito de blindagem, os elétrons mais próximos do 
núcleo blindam (protegem) os elétrons posteriores da fortíssima atração que o 
núcleo exerce sobre esses elétrons. E este efeito depende do nível eletrônico 
no qual o elétron está e também do tipo de orbital. Como consequência dos 
efeitos combinados de penetração e de blindagem, as energias relativas dos 
orbitais variam com o número atômico. Isso explica a comparação entre o H e o 
He que possuem maior número atômico. No caso do Li, nós temos um elétron 
no orbital 2s que está mais fortemente blindado pelos dois elétrons da camada 
1s 
15- Qual das seguintes afirmações sobre a carga nuclear efetiva do elétron de 
valência mais externo de um átomo é incorreta? 
i. Pode-se dizer que a carga nuclear efetiva é a carga nuclear real menos 
uma constante de blindagem por parte dos outros elétrons no átomo; 
ii. A carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita ao longo dos 
períodos da tabela periódica; 
iii. Os elétrons de valência blindam a carga nuclear de maneira mais 
efetiva do que os elétrons de caroço; 
iv. A carga nuclear efetiva mostra uma diminuição súbita quando vamos do 
fim de um período para o início do próximo na tabela periódica; 
v. A alteração na carga nuclear efetiva quando descemos em um grupo da 
tabela periódica é geralmente menor do que quando percorremos um período 
da esquerda para a direita. 
Resposta: iii 
 
Propriedades periódicas: Raio Atômico e Iônico 
 
16- Entre os diagramas a seguir, relacionados com a tabela periódica, quais 
estão corretos? 
a) III e IV 
b) II e III 
c) I e IV 
d) II e IV 
Gabarito: d) 
I. ERRADA. A variação do tamanho do átomo é medida pela distância média 
do núcleo ao elétron mais externo. Os maiores átomos estão localizados na 
parte inferior da tabela, por isso, o aumento ocorre conforme o número 
atômico. 
II. CORRETA. A energia necessária para arrancar um elétron por um átomo 
isolado no estado gasoso é chamada de potencial de ionização. Ela aumenta 
conforme demonstrado no diagrama do enunciado. 
III. ERRADA. A afinidade eletrônica expressa a energia liberada quando um 
átomo neutro no estado gasoso recebe um elétron, sendo uma propriedade 
muito importante dos não metais. As maiores afinidades eletrônicas são 
observadas nos halogênios e oxigênio. 
IV. CORRETA. A eletronegatividade está relacionada com o potencial de 
ionização e com a afinidade eletrônica. Sendo assim, os halogênios são os 
elementos mais eletronegativos da tabela periódica. 
 
17- Organize os elementos em ordem decrescente de raio atômico: enxofre, 
cloro e bromo 
Gabarito: Br > S > Cl 
 
18-Considere a seqüência de valores de energia de ionização (EI) do Lítio, Z=3 
ao nitrogênio Z=7 apresentados a seguir: 
 
(em KJ.mol-1): 
Resposta: 
a) Como consequência do efeito de blindagem, a carga nuclear efetiva 
(Zef) experimentada pelo elétron é sempre menor do que a carga nuclear real 
(Ze) porque as repulsões elétron
Se compararmos a energia dos orbitais 2
veremos que a energia de 2
estabilidade de um elétron depende da sua força de atração pelo núcleo, um 
elétron 2s terá menor energia que um elétron 2
energia para remover um elétron 2p do que um elétron 2s, vis
2p está menos atraído pelo núcleo. O raio iônico e a energia de ionização estão 
intimamente ligados com a carga nuclear efetiva: quando o raio atômico 
diminui, a energia de ionização aumenta.
b) No caso do átomo de Be, o quarto elétron do 
repulsão do outro elétron que já ocupa esse orbital. No caso do B, existe 
apenas um elétron no subnível 2p e a remoção desse elétron é favorecida e a 
energia de ionização é menor. 
 
19- Por que os metais do bloco 
p? 
Resposta: Um aumento de energia é necessário para remover um elétronde 
uma camada mais interna. Na medida que observamos os valores de energia 
de ionização dentro de um período, observamos que os metais do bloco p 
possuem configuração eletrônica onde provavelmente o elétron está mais 
próximo do núcleo sentindo a atração de uma carga nuclear efetiva maior. A 
primeira energia de ionização aumenta conforme avançamos num período: ao 
longo do período, a carga nuclear efetiva aumen
Estes dois fatores aumentam a atração entre o elétron e o núcleo dificultando 
sua remoção e aumentando a energia necessária para sua remoção.
 
 
a) Com base na carga nuclear efetiva, por que a 
EI aumenta do lítio (Z=3) ao nitrogênio (Z=7)?
b) Com base no diagrama de Linus Pauling, por 
que a energia de ionização aumenta do Li (Z=3) 
para Be (Z=4) mas diminui do Be (Z=4) para B 
(Z=5)? 
a) Como consequência do efeito de blindagem, a carga nuclear efetiva 
) experimentada pelo elétron é sempre menor do que a carga nuclear real 
) porque as repulsões elétron-elétron trabalham contra a atração do núcleo. 
Se compararmos a energia dos orbitais 2s e 2p em átomos polieletrônicos 
veremos que a energia de 2s é mais baixa que a energia do orbital 2
estabilidade de um elétron depende da sua força de atração pelo núcleo, um 
terá menor energia que um elétron 2p. Portanto, é preciso menos 
energia para remover um elétron 2p do que um elétron 2s, visto que o elétron 
2p está menos atraído pelo núcleo. O raio iônico e a energia de ionização estão 
intimamente ligados com a carga nuclear efetiva: quando o raio atômico 
diminui, a energia de ionização aumenta. 
b) No caso do átomo de Be, o quarto elétron do subnível 2
repulsão do outro elétron que já ocupa esse orbital. No caso do B, existe 
apenas um elétron no subnível 2p e a remoção desse elétron é favorecida e a 
energia de ionização é menor. 
Por que os metais do bloco s são mais reativos do que os metais do bloco 
Resposta: Um aumento de energia é necessário para remover um elétron de 
uma camada mais interna. Na medida que observamos os valores de energia 
de ionização dentro de um período, observamos que os metais do bloco p 
figuração eletrônica onde provavelmente o elétron está mais 
próximo do núcleo sentindo a atração de uma carga nuclear efetiva maior. A 
primeira energia de ionização aumenta conforme avançamos num período: ao 
longo do período, a carga nuclear efetiva aumenta e o raio atômico diminui. 
Estes dois fatores aumentam a atração entre o elétron e o núcleo dificultando 
sua remoção e aumentando a energia necessária para sua remoção.
a) Com base na carga nuclear efetiva, por que a 
EI aumenta do lítio (Z=3) ao nitrogênio (Z=7)? 
b) Com base no diagrama de Linus Pauling, por 
que a energia de ionização aumenta do Li (Z=3) 
para Be (Z=4) mas diminui do Be (Z=4) para B 
a) Como consequência do efeito de blindagem, a carga nuclear efetiva 
) experimentada pelo elétron é sempre menor do que a carga nuclear real 
elétron trabalham contra a atração do núcleo. 
em átomos polieletrônicos 
is baixa que a energia do orbital 2p. Como a 
estabilidade de um elétron depende da sua força de atração pelo núcleo, um 
. Portanto, é preciso menos 
to que o elétron 
2p está menos atraído pelo núcleo. O raio iônico e a energia de ionização estão 
intimamente ligados com a carga nuclear efetiva: quando o raio atômico 
subnível 2s e sente a 
repulsão do outro elétron que já ocupa esse orbital. No caso do B, existe 
apenas um elétron no subnível 2p e a remoção desse elétron é favorecida e a 
do que os metais do bloco 
Resposta: Um aumento de energia é necessário para remover um elétron de 
uma camada mais interna. Na medida que observamos os valores de energia 
de ionização dentro de um período, observamos que os metais do bloco p 
figuração eletrônica onde provavelmente o elétron está mais 
próximo do núcleo sentindo a atração de uma carga nuclear efetiva maior. A 
primeira energia de ionização aumenta conforme avançamos num período: ao 
ta e o raio atômico diminui. 
Estes dois fatores aumentam a atração entre o elétron e o núcleo dificultando 
sua remoção e aumentando a energia necessária para sua remoção. 
20- As energias de ionização geralmente crescem da esquerda para a direita 
na tabela periódica. A energia de ionização do oxigênio, entretanto, é menor 
que a do nitrogênio e a do flúor. Explique essa anomalia. 
Resposta: Por que o elétron de valência do oxigênio (2p4) ocupa um orbital 2px 
emparelhado com outro elétron e sofrendo a repulsão deste elétron. A saída de 
um dos elétrons do orbital 2px é favorecida para deixar um elétron 
desemparelhado em cada orbital 2p. Por isso a energia envolvida neste 
processo é um pouco menor comparado com o átomo de nitrogênio e flúor. 
21- Coloque cada um dos seguintes conjuntos de elementos na ordem 
decrescente de energia de ionização. Explique sua escolha. A) selênio, 
oxigênio, telúrio; b) ouro, tântalo, ósmio; c ) chumbo, bário e césio. 
 (a) Oxigênio > selênio > telúrio; energia de ionização geralmente decresce ao 
longo de um grupo. 
(b) Ouro > ósmio > tântalo; energia de ionização geralmente decresce da 
direita para a esquerda da tabela periódica 
(c) Chumbo > bário > césio; energia de ionização geralmente decresce da 
direita para a esquerda da tabela periódica. 
 
22- Coloque os seguintes íons na ordem crescente do raio iônico: Ca+2; F-; P-3 
 
Ca+2 < F- < P-3 
 
23- Por que a descrição feita pela mecânica quântica dos átomos 
polieletrônicos faz com que seja difícil definir um raio atômico de modo preciso? 
Porque o elétron não tem uma posição definida numa órbita do átomo. Existe 
uma região de probabilidade de se encontrar o elétron na nuvem eletrônica. 
Desta maneira é difícil definir o limite externo do átomo de modo preciso. 
24- Considere o S, o Cl e o K e seus íons mais comuns. Liste as átomos em 
ordem crescente de tamanho. Lista os íons em ordem crescente de tamanho. 
S < P < K 
 K+ < Cl- < S-2 (138, 181 e 184 pm, respectivamente) 
 
 
 
25- Organize os elementos dos seguintes conjuntos na ordem decrescente do 
raio atômico: (a) enxofre, cloro, silício; (b) antimônio, bismuto, fósforo. 
 
a) Si > S > Cl 
b) Bi > Sb > P 
 
26- Considere a tabela periódica e coloque os elementos seguintes em 
ordem crescente de raio atômico, P, Si, N 
Veja os links https://www.youtube.com/watch?v=t_f8bB1kf6M e 
chttps://youtu.be/q--2WP8wXtk 
 Resposta: N e P estão no mesmo grupo portanto o raio de N é 
menor que o raio de P. O Si e o P estão no terceiro período e o Si está a 
esquerda do P. Logo o raio de P é menor que o raio de Si ( o raio atômico 
diminui quando nos deslocamos da esquerda para a direita ao longo de um 
mesmo período). Assim, a ordem crescente de um raio atômico é N<P<Si. 
 
27- A função-trabalho é definida como a energia necessária para remover um 
elétron de um átomo na superfície de um metal. Como essa definição difere da 
definição da energia de ionização de um metal? 
Energia de Ionização, também denominada de Potencial de ionização, 
corresponde à energia mínima necessária para retirar um elétron de um 
átomo ou íon no estado gasoso. 
A definição de energia de ionização trata de elementos químicos em fase 
gasosa. Embora elas tenham quase a mesma forma, o estado físico dos 
elementos é diferente: 
M (g)→M+(g)+e−�ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
M (s)→M+(s)+e−�FUNÇÃO TRABALHO 
28- Indique quais os íons mais estáveis dos elementos químicos: Mg, Al, S, Cl, 
K, Ca e Ga. Ordene os íons em ordem crescente de raio iônico. 
Mg2+; Al3+; S-2; Cl-1; K1+; Ca2+; Ga+3 
Ordem crescente de raio iônico: Al3+ < Mg2+ < Ca2+ < K1+ < Cl-1 < S-2 < Ga+3 
 
29- Considerando o mesmo elemento químico, explique por que o raio 
covalente é sempre menor do que o raio de Van der Waals. 
 
Element
o 
Raio covalente 
(pm) 
Raio de Van der Waals 
(pm) 
Carbono 77 170 
Oxigênio 73 152 
 
Resposta: O raio de Van der Waals é metade da distância entre os centros de 
átomos vizinhos em uma amostra de gássolidificado e o raio covalente é a 
metade da distância entre os núcleos dos átomos unidos por uma ligação 
química. A ligação química aproxima os núcleos pela sobreposição das nuvens 
eletrônicas e por isso o raio covalente é menor do que o de Van der Waals. 
 
 
30- O que é afinidade eletrônica? Com base em sua resposta, explique a 
relação entre os valores da afinidade eletrônica para oxigênio e flúor. 
 
Resposta: Afinidade eletrônica é a energia “liberada” quando um elétron se liga 
a um átomo na fase gás ou seja, é a capacidade de um átomo de receber um 
ou mais elétrons. Esta propriedade é maior (e positivas!) na parte superior 
direita da tabela periódica, perto do oxigênio, do enxofre e dos halogênios. 
Nestes átomos, o elétron adicionado ocupa um orbital p próximo do núcleo, 
com carga efetiva elevada, e sofre forte atração. 
 
31) O raio atômico do potássio (K) é de 220 pm, o do cálcio (Ca) é de 180 pm e o do 
rubídio (Rb) é de 235 pm. Explique o porquê: 
 
(a) do raio atômico do potássio ser maior que o do cálcio; 
(b) do raio atômico do rubídio ser maior que o do potássio. 
 
Resolução: 
(a) O raio atômico diminui em um mesmo período conforme o número atômico efetivo 
aumenta. Portanto a ordem de grandeza do raio dos elementos de uma mesma linha 
é vista da direita para esquerda na tabela periódica, fazendo Rk > R CA 
(b) O raio atômico aumenta em um mesmo grupo de cima para baixo na tabela 
periódica, isto porque o número de camadas aumenta, por consequência os átomos 
mais abaixo são maiores, fazendo R Rb > R K 
 
32) Organize os elementos dos seguintes conjuntos na ordem crescente do raio 
atômico e justifique: 
 
 
(a) oxigênio (O), flúor (F), carbono (C) (b) enxofre (S), telúrio (Te), selênio 
(Se) 
Flúor < Oxigênio < Carbono 
 
O raio atômico diminui em um mesmo 
período conforme o número atômico efetivo 
aumenta. Portanto a ordem de grandeza do 
raio dos elementos de uma mesma linha é 
vista da direita para esquerda na tabela 
periódica 
Enxofre < Selênio < Telúrio 
 
O raio atômico aumenta em um 
mesmo grupo de cima para baixo na 
tabela periódica, isto porque o 
número de camadas aumenta, por 
consequência os átomos mais abaixo 
são maiores 
 
 
(c) bromo (Br), germânio (Ge), arsênio (As) (d) gálio (Ga), índio (In), alumínio (Al) 
Bromo < Arsênio < Germânio 
 
O raio atômico diminui em um mesmo 
período conforme o número atômico efetivo 
aumenta. Portanto a ordem de grandeza do 
raio dos elementos de uma mesma linha é 
vista da direita para esquerda na tabela 
periódica 
Alumínio < Gálio < Índio 
 
O raio atômico aumenta em um 
mesmo grupo de cima para baixo na 
tabela periódica, isto porque o 
número de camadas aumenta, por 
consequência os átomos mais abaixo 
são maiores