Átomos, elementos e tabela periódica

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Átomos,
elementos
e tabela
periódica
Prof.ª Layla Fernanda Alves Freire
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
Compreender 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 entender as
atividades cotidianas e as atividades industriais.
Preparação
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Tenha em mãos uma tabela periódica atualizada.
Objetivos
Módulo 1
Modelos atômicos e a radiação eletromagnética
Relacionar os fundamentos conceituais sobre estrutura atômica, modelo atômico atual e configuração
eletrônica dos elementos.
Módulo 2
Átomos e elementos químicos: principais
características
Identificar os fundamentos conceituais sobre configuração eletrônica dos elementos e organização
periódica dos elementos.
Módulo 3
Tabela periódica e as propriedades dos elementos
Reconhecer as propriedades periódicas dos elementos.
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Introdução
Ao longo da história, vimos que a Química já era aplicada na sociedade antes mesmo de ser estabelecida
como ciência. Os filósofos gregos 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 artifício 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.

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1 - Modelos atômicos e a radiação
eletromagnética
Ao �nal deste módulo, você será capaz de relacionar os fundamentos
conceituais sobre estrutura atômica, modelo atômico atual e
con�guração eletrônica dos elementos.
Modelos atômicos: Dalton e Thomson
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.
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Os quatro elementos: ar, fogo, água e terra.
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 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.
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, 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.
Modelo atômico de Dalton, 1803.
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
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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, como:
Heinrich Geissler (1814-1879)
William Crookes (1832- 1919)
Eugene Goldstein (1850-1930)
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Joseph John Thomson (1856-1940)
Os principais experimentos realizados foram denominados:
Consistiam em tubos de vidro hermeticamente fechados que continham uma peça de metal
(eletrodo) em cada uma de suas extremidades. Quando era aplicada alta voltagem a partir dos
eletrodos e remoção do ar, observava-se a formação de uma descarga elétrica e iluminação. Os
letreiros luminosos, por exemplo, são versões modernas dos tubos de descarga em gases nos quais
o neônio ou outros gases são usados em vez do ar.
Ao colocar entre os eletrodos um anteparo recoberto com sulfeto de zinco fluorescente, o lado que
estava voltado para o polo negativo (cátodo) brilhava. Isso demonstrava que a descarga se originava
no cátodo e fluía para o polo positivo (ânodo).
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.
Raios catódicos 
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São sempre os mesmos, independentemente da natureza do material que compõe os eletrodos
ou da espécie de gás residual do interior do tubo.
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 dessaspartículas denominadas prótons era
muito maior que a massa do elétron (1840 vezes maior).
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 cátodo, e que uma lâmina metálica exposta a raios catódicos adquiria carga
elétrica negativa.
Thomson adaptou uma tela fluorescente a um tubo de raios catódicos para conseguir medir de maneira
quantitativa a razão entre a massa e a carga de um elétron, . Essas medidas permitiram
calcular um valor de 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". Vejamos
uma representação do experimento de Thomson:
Raios canais 
(e/mC) (mC) (e)
1, 76 × 108
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Tubos de raios catódicos com campos magnéticos e elétricos utilizados por Thomson.
Millikan vaporizou gotas de óleo entre duas placas metálicas carregadas opostamente. Ele posicionou um
microscópio entre as duas placas e observou que as gotículas caiam sob a influência da gravidade. Diante
desse fato, irradiou o espaço entre as duas placas com raios 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
 e concluiu que cada elétron possuía a mesma carga. Observe:
Instrumento de Millikan.
Com a razão carga/massa descoberta por Thomson, após calcular a carga do elétron, Millikan obteve a
massa do elétron.
Rotacione a tela. 
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 contrária ao elétron . Além disso, a massa das
X
−1, 6 × 10−19C
 massa do elétron  =
1, 60 × 10−19C
1, 76 × 108 Cg
= 9, 10 × 10−28 g
(+1, 6 × 10−19C)
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partículas positivas não depende da identidade do gás do tubo de descarga, mas são muito maiores do que
as dos elétrons.
Modelo "pudim de ameixa" do átomo de Thomson, 1897.
Depois desses estudos, ficou evidente que os átomos consistiam em uma parte carregada positivamente e
outra negativamente.
Em 1898, Thomson argumentou que, se os elétrons compreendiam apenas uma pequena fração da 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".
Modelo atômico nuclear e radiação
eletromagnética
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, que são:
α
Alfa
As partículas alfa são carregadas positivamente com cargas e massa atômica . Essas partículas
são idênticas aos núcleos de átomos de hélio e são atraídas para a placa negativa.
β
+2 4, 2a
4
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Beta
As partículas beta são carregadas negativamente, idênticas aos elétrons, . Podem ser consideradas
análogas radioativamente dos raios catódicos e, portanto, são atraídas para a placa positiva.
γ
Gama
A radiação gama passa pelo campo elétrico sem sofrer desvio, portanto, não possui carga, .
Cada tipo de radiação difere uma da outra no campo elétrico.
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. Segue uma representação ilustrativa desse experimento:
Experimento sobre espalhamento de partículas alfa de Rutherford.
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 vazios do átomo. As poucas partículas que encontravam o núcleo sofriam
−1β
0
0Y
0
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repulsão. O modelo de Rutherford ficou conhecido como sistema solar, com o núcleo ocupando o lugar do
sol e os elétrons, dos planetas.
Modelo de Rutherford.
Aproximadamente nove anos depois, Rutherford descobriu que as partículas positivas do núcleo eram os
prótons e que existia evidência da presença de outra partícula com massa semelhante à massa dos prótons,
mas sem carga elétrica.
Essas partículas tinham a função de diminuir a repulsão entre os prótons, permitindo que o núcleo ficasse
estável. Em 1923, os nêutrons foram descobertos pelo cientista James Chadwick.
Vimos que alguns cientistas estudaram sobre a radiação eletromagnética. Tais estudos foram importantes
para explicar a estrutura de um átomo. Agora, estudaremos as características da radiação eletromagnética
que possibilitaram os estudos. A resposta que os cientistas buscavam em seus estudos era como os
elétrons se arranjavam em volta do núcleo. A compreensão sobre a estrutura interna de objetos somente foi
possível a partir do estudo da propriedade da luz que é emitida quando estes objetos são estimulados por
calor ou por uma descarga elétrica.
Radiação eletromagnética
A luz é uma forma de radiação eletromagnética, que consiste em campos elétricos e magnéticos oscilantes
com velocidade no vácuo de .
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. Acompanhe:
3, 00 × 108 m/s
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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, v. A unidade de frequência 1 hertz é definida como 1 ciclo por segundo
. A onda eletromagnética se caracteriza pela amplitude e pelo comprimento de onda,
conforme pode ser visto a seguir:
Campo elétricoe 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.
Observe:
Espectro visível.
(1 Hz = 1 s−1)

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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. Vejamos a equação a ser feita:
Rotacione a tela. 
Por exemplo, vamos calcular o comprimento de onda de uma luz azul com frequência de 5,9 x 1014Hz.
Rotacione a tela. 
A cor da luz dependerá da sua frequência ou comprimento de onda. Quanto maior o comprimento de onda,
menor será a frequência e vice-versa.
Quando passamos uma corrente elétrica em uma amostra de hidrogênio em baixa pressão ocorre a
emissão de luz. Essa corrente elétrica quebra a molécula do gás hidrogênio, excitando os átomos de
hidrogênio para energias mais altas. Ao retornar ao seu estado fundamental, esses átomos liberam a
energia através da emissão de radiação eletromagnética. Se passarmos a luz emitida pelos átomos
excitados de hidrogênio em um prisma, verificamos um número discreto de componentes, ou seja, de linhas
espectrais na seguinte imagem:
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:
 Comprimento de onda (λ) ×  frequência (v) =  velocidade da luz (c)
λ × v = c
λ =
3, 0 × 108 ( m ⋅ s−1)
5, 9 × 1014 ( s−1)
= 5, 1 × 10−7( m) = 510 nm
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Rotacione a tela. 
A forma moderna da expressão geral pode ser escrita em termos da frequência ν = c/λ como:
Rotacione a tela. 
Em que 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.
Um pouco de teoria quântica
Entenda sobre teoria quântica e como ela explica o que sabemos sobre os átomos.
1
λ
∝
1
22
−
1
n2
n = 3, 4, …
v = R{ 1
n21
−
1
n22
}n1 = 1, 2, …

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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
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(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:
Parabéns! A alternativa D está correta.
Somente a afirmativa IV está incorreta. I. Em uma bateria, o cátodo é o polo positivo e os elétrons fluem
para ele fazendo com que a placa metálica adquira carga positiva. Os raios catódicos que são
formados por cargas negativas são então atraídos para a chapa que está positiva. II. A razão
carga/massa dos raios catódicos é a razão carga/massa dos elétrons, e essa razão é constante
independente do material pois o elétron não muda de um material para o outro. III. Os raios canais são
A I e IV.
B II e IV.
C II e III.
D I, II e III.
E I, III e IV.
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provenientes da ionização do gás que está presente no interior do tubo. Quando o gás é o hidrogênio, a
razão carga massa é igual a de 1 próton, já que há apenas 1 próton em seu núcleo.
Questão 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, temos as representações gráficas de
alguns modelos atômicos:
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
também 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
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Parabéns! 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.
2 - Átomos e elementos químicos:
principais características
Ao �nal deste módulo, você será capaz de identi�car os fundamentos
conceituais sobre con�guração eletrônica dos elementos e
organização periódica dos elementos.
C F, V, F, V
D V, F, V, F
E F, F, F, F
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Modelo atômico atual
Os estudos realizados até os tempos de Rutherford nos mostraram a composição detalhada do núcleo do
átomo. Ao longo das pesquisas, saímos de uma esfera maciça para um átomo composto por um pequeno
núcleo e três partículas subatômicas, prótons,nêutrons e elétrons.
O elétron possui carga -1, o próton +1 e o nêutron não possui carga, sendo eletricamente neutro. Os átomos
possuem um número igual de elétrons e prótons, ou seja, possuem carga elétrica neutra.
Como proposto por Rutherford, os prótons e nêutrons compõem o núcleo dos átomos. Os elétrons
constituem o espaço de maior volume ao redor do núcleo. A massa do átomo é expressa por unidade de
massa atômica (u), que corresponde a 1,66054 x 10-24 g. A massa dos prótons e nêutrons são praticamente
iguais e maiores do que a massa do elétron. A massa de um próton é igual a 1,0073 u, um nêutron tem
massa igual a 1,0087 u e um elétron possui apenas 5,486 x 10-4 u.
Por ser muito pequena, a soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em
comparação à massa dos prótons e nêutrons. Um átomo geralmente é identificado através de dois números
inteiros: o número atômico (Z) e o número de massa (A). O número atômico é igual ao número de prótons
no núcleo e o número de massa é o número total do núcleo (prótons + nêutron). A equação que relaciona o
número atômico e o número de massa é:
Rotacione a tela. 
Um átomo é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico e o número de massa, .
Assim, para o átomo de carbono, temos: .
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.
A = z + n
A
XZ
12C6
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Os átomos de determinado elemento químico podem ter diferentes números de
massa, isto é, podem apresentar diferentes números de nêutrons em seu núcleo.
Esses átomos são denominados de isótopos.
Por exemplo, temos os seguintes isótopos do carbono 12C6, 13C6 e 14C6. Cada um deles com seis prótons
no núcleo. Porém, possuem seis, sete e oito nêutrons respectivamente.
Vimos que a massa atômica é expressa em unidade atômica, u, que é definida como sendo exatamente um
doze avos da massa de um átomo de carbono, 12C6, ou seja, o valor da massa do átomo de carbono é de 12
u e a massa de todos os outros átomos são expressas relativamente à massa deste átomo.
Encontramos, na natureza, a maioria dos elementos como uma mistura de isótopos. As abundâncias dos
isótopos de um elemento em uma amostra irão variar de acordo com a sua origem, mas essas variações
são muito pequenas. O cálculo da massa atômica é determinado pela média ponderada. Por exemplo,
encontramos na natureza 19,9% de átomos de 10B5 e 80,1% de átomos de 11B5. Consequentemente, a
massa do boro é de 10,8 u. Atualmente, determinamos as massas e abundâncias isotópicas com a técnica
de espectroscopia de massas.
Espectroscopia de massas
Instrumento de análise quantitativa descendente do dispositivo empregado por Thomson para determinar a
relação carga/massa do elétron.
Niels Bohr.
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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No modelo proposto por Bohr, a seguir, os átomos possuem orbitas circulares ao elétron com determinadas
energias.
Átomo de Bohr.
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:
Rotacione a tela. 
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. Observe:
E2 − E1 = ΔE = Efóton 
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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.
Confira a seguir cada nível com suas camadas e subcamadas:
Camada: K
Subcamada: 1s
Máximo de elétrons em cada subcamada: 2
Camada: L
Subcamada: 2s-2p
Máximo de elétrons em cada subcamada: 8
Camada: M
Subcamada: 3s - 3p - 3d
Nível 1 
Nível 2 
Nível 3 

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Máximo de elétrons em cada subcamada: 18
Camada: N
Subcamada: 4s - 4p - 4d - 4f
Máximo de elétrons em cada subcamada: 32
Camada: O
Subcamada: 5s - 5p - 5d - 5f
Máximo de elétrons em cada subcamada: 32
Camada: P
Subcamada: 6s - 6p - 6d
Máximo de elétrons em cada subcamada: 18
Camada: Q
Subcamada: 7s - 7p
Máximo de elétrons em cada subcamada: 8
Nível 4 
Nível 5 
Nível 6 
Nível 7 
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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.
Con�guração 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
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,
veja:
Distribuição do átomo de oxigênio, 16O8.
A distribuição dos elétrons na eletrosfera de um átomo foi proposta por Linus Pauling e denominada
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
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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. Veja:
Diagrama de Pauling.
Por exemplo, vamos efetuar a distribuição eletrônica do elemento sódio utilizando o diagrama de Pauling.
Rotacione a tela. 
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. Observe a seguir:
Distribuição eletrônica do íon sódio.
Na11 : 1 s
2 2 s2 2p6 3 s1

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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.
Acompanhe:
Distribuição eletrônica do íon cloreto.
Con�guração eletrônica dos elementos
Saiba mais sobre números quânticos, diagrama de Pauling, regra de Hund, como fazer a distribuição
eletrônica de um elemento e quais são os números quânticos do elétron mais energético.
Organização da tabela periódica
Com a descoberta de novos elementos e avanço do conhecimento sobre a estrutura atômica, os cientistas
sentiram a necessidade de organizar as informações de uma forma mais prática e acessível. Dessa forma,
surge a tabela periódica.
No início do século XIX, um número considerável de elementos químicos já era conhecido e os cientistas já
haviam identificado semelhanças e tendências em suas propriedades. Veja:

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A seguir, vejamos a tabela de Dimitri de 1971:
Tabela periódica de Dimitri 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.
1864
O alemão Lothar Meyer publicou uma tabela periódica.
1869
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.
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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. Observe:
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. Confira os dois seguintes exemplos:
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
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. Vejamos um exemplo dessa tabela:
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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 daquele grupo. Vejamos:

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São chamados de metais alcalinos. São elementos metálicos, macios, brilhantes e fundem em
baixas temperaturas.
São chamados de metais alcalinos terrosos. Estes elementos possuem propriedades semelhantes
aos do grupo 1, porém suas reações são menos vigorosas.
São chamados de elementos da família do boro.
São chamados de família do carbono.
São chamados de família do nitrogênio.
A partir desse grupo, os nomes voltam a ser diferentes e temos, então, a família dos calcogênios.
Grupo 1 (antigo IA) 
Grupo 2 (antigo IIA) 
Grupo 13 (antiga IIIA) 
Grupo 14 (antiga IVA) 
Grupo 15 (antiga VA) 
Grupo 16 (antiga VIA) 
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São chamados de halogênios.
São chamados de 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. São eles:
Elementos de transição externa
São aqueles que apresentam o nível d como o mais energético. São chamados também de metais de
transição.
Exemplo:
Camada de valência: 4s2
Nível mais energético: 3d6
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.
Grupo 17 (antigaVIIA) 
Grupo 18 (antiga VIIIA) 
Fe26 : 1 s
2 2 s2 2p6 3 s2 3p6 4 s2 3 d6
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Exemplo:
Camada de valência: 6s2
Nível mais energético: 4f7
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. Confira os
exemplos a seguir:
Exemplo 1
Br35: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 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.
Exemplo 2
Ni28: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
4 níveis ou camadas (K=1, L=2, M=3 e N=4) → logo, está localizado no 4º período.
Camada de valência: -4s2 .
Total de elétrons: 8 + 2 = 10 → Família 10.
Elétron de maior energia está localizado no subnível 3d8 → bloco d → elemento de transição.
 Eu  = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 7
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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 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?
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Parabéns! 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-).
Questão 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 24
B 26
C 28
D 30
E 32
A Família 2 e 4º período.
B Família 3 e 5º período.
C Família 5 e 4º período.
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Parabéns! 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.
3 - Tabela periódica e as propriedades
dos elementos
D Família 6 e 5º período.
E Família 12 e 4º período.
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Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer as
propriedades periódicas dos elementos.
Propriedades dos elementos
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, que são:
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:
Rotacione a tela. 
Zef = z − s
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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)
Zef(3s): Z - S = 11 - [(8 x 0,85) + (2 x 1,00)] = 2,20
Mg12: 1s2 2s2 2p6 3s2 (Família 2; 3º Período)
Zef(3s): Z - S = 12 - [(1 x 0,35) + (8 x 0,85) + (2 x 1,00)] = 2,85
Ca20: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (Família 2; 4º Período)
Zef(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.
Raio atômico e 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.
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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 dadistância da ligação entre os núcleos
de dois átomos ligados na molécula de H2. O experimento mostrou que o tamanho da ligação entre os
átomos de hidrogênio era de 0,074 nm. Consequentemente, o raio do átomo de hidrogênio seria de 0,037
nm.
Raio atômico de diferentes elementos químicos.
Apesar das dificuldades em realizar as medições dos raios atômicos, os cientistas conseguiram medir as
distâncias entre o núcleo e a distribuição eletrônica em muitas moléculas com ligações covalentes,
atribuindo um raio covalente para cada elemento. Os resultados observados mostraram uma variação
periódica dos raios dos átomos em função do número atômico.
Raio atômico.
Duas tendências interessantes no comportamento dos raios atômicos podem ser observadas. São elas:
Família ou grupo
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O número atômico cresce à medida que descemos, pois, à medida que se aumenta o período, o número de
camadas (n) também aumenta e os elétrons mais externos passam mais tempo afastados do núcleo,
fazendo com que o átomo aumente de tamanho. A carga nuclear efetiva no grupo aumenta
significativamente e tende a atrair os elétrons mais fortemente. No entanto, o número total de elétrons nas
camadas aumenta, o que ocasiona o aumento na distância entre a camada de valência e o núcleo.
Período
O raio atômico tende a diminuir quando vamos da esquerda para a direita (aumento do número atômico). O
principal fator que influencia na diminuição do raio é o aumento da carga nuclear efetiva (Zef) ao longo do
período. O aumento da carga nuclear efetiva atrai os elétrons para próximo ao núcleo, diminuindo a nuvem
eletrônica e, consequentemente, o raio atômico.
Assim como o tamanho de um átomo, o tamanho de um íon também depende de sua carga nuclear, do
número de elétrons que ele possui e dos orbitais onde os elétrons mais externos estão localizados. A
formação de um cátion, perda de elétron, desocupa os orbitais mais 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.
Comparações dos raios, em metros, de átomos neutros e íons de diferentes grupos.
Energia de ionização
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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:
Rotacione a tela. 
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:
Rotacione a tela. 
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
M(g) → M
+
(g) + e
−
(g)
M +(g) → M
2+
(g) + e
−
(g)
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Al2+(g) → Al3+(g) + e-(g) I3 = 2.750 kJ/mol
Al3+(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.
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 diminua, 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.
A�nidade eletrônica
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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 elétron à camada de
valência do elemento flúor é acompanhada por uma variação de energia de - 328 kJ/mol.
F9 : 1s2 2s2 2p5
F9- : 1s2 2s2 2p6
F(g) + e-(g) → F-(g) ∆E = -328 kJ/mol
Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a tendência do átomo em receber elétrons. Para
alguns elementos, gases nobres, a afinidade eletrônica tem valor positivo, significando que o ânion tem
energia mais alta do que os átomos e elétrons separados. Com valor de energia positiva, o íon é instável e
não se forma.
Afinidades eletrônicas em elétron-volts.
A afinidade eletrônica torna-se cada vez mais negativa à medida que caminhamos em direção aos
elementos que compõem a família dos halogênios. Quando um elemento do grupo dos halogêniosrecebe
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
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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.
Eletronegatividade, Eletropositividade e
outras propriedades periódicas
Veja a definição das propriedades dos elementos, enfatizando aquelas não discutidas na tabela periódica.

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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 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
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Parabéns! 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) + (1x0,35)] = 3,75
Questão 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:
Parabéns! A alternativa E está correta.
E 11,10
A Raio atômico do sódio é menor 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.
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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.
Considerações �nais
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, percebemos 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 por meio de uma análise da tabela
periódica.
Podcast
Para encerrar, ouça um resumo sobre os principais assuntos abordados neste conteúdo.
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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.
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Conheça mais sobre o estudo da estrutura atômica lendo o artigo: O átomo e a tecnologia, de Mario
Tolentino e Romeu Rocha-Filho.
Conheça mais sobre a carga nuclear efetiva lendo o artigo: Carga Nuclear Efetiva e sua consequência para
a compreensão da estrutura eletrônica dos átomos, de Hélio Duarte.
Conheça mais sobre a origem da tabela periódica lendo o artigo: Origens e consequências da tabela
periódica, a mais concisa enciclopédia criada pelo ser humano, de Geraldo de Lima, Luiz Barbosa e Carlos
Filgueiras.