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QUÍMICA INORGÂNICA 
AULA 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Eduardo Moraes Araujo 
 
 
 
2 
CONVERSA INICIAL 
Estudar química inorgânica passa por diferentes fases, mas é de grande 
importância iniciar compreendendo a tabela periódica, sua estrutura e suas 
principais propriedades. 
Esta aula terá esse objetivo, o de aprofundar o estudo sobre a tabela 
periódica. 
TEMA 1 – ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA 
1.1 Grupos ou famílias 
Os grupos da tabela periódica, antigamente denominados famílias, estão 
diretamente ligados à distribuição eletrônica dos elementos. 
Vamos utilizar o sódio como exemplo. Seu símbolo é Na, sendo que esse 
elemento tem o número atômico igual a 11 (Z = 11) e, por ser um átomo neutro, 
deverá ter também a mesma quantidade de elétrons, ou seja, e = 11. 
Então, um conceito importante é o de átomo neutro, que define que o 
número de prótons deve ser igual ao número de elétrons (e), sendo que o 
número de prótons (P) seria também igual ao número atômico (Z). Dessa 
igualdade, pode-se escrever a seguinte relação: 
Átomo neutro 
número atômico = número de prótons = número de elétrons 
(Z) = (P) = (e) 
Vejamos um exemplo do sódio para a compreensão da definição de um 
átomo neutro. 
Na (Z=11), esse número atômico é o da tabela periódica, então, se Z=11, 
esse elemento teria em seu estado neutro 11 elétrons (e=11) e também 11 
prótons (P=11). 
Realizando uma simples conta, lembrando que os prótons são as 
subpartículas de carga positiva e os elétrons de carga negativa, teríamos a 
neutralidade conforme demonstrada no Quadro 1. 
 
 
 
3 
Quadro 1 – Demonstração da neutralidade de alguns elementos 
Elemento Número 
atômico 
Número de 
prótons 
Número de 
elétrons 
Carga 
adquirida 
Sódio (Na) 11 +11 -11 +11-11=0 
Flúor (F) 9 +9 -9 +9-9=0 
Alumínio 
(Al) 
13 +13 -13 +13-13=0 
Fonte: Araujo, 2020. 
Perceba que, sendo iguais o número de prótons e o de elétrons, a sua 
somatória resulta em zero, ou seja, definição de elemento neutro. 
Saiba mais 
Átomo neutro: quando a somatória do número de prótons com o número 
de elétrons resulta em zero. 
A distribuição eletrônica é baseada na quantidade de elétrons do átomo, 
então, no caso do átomo neutro de sódio, seriam 11 elétrons, com a seguinte 
configuração: 1s² 2s² 2p6 3s¹. 
Os grupos são definidos pelo seu subnível mais energético, como 
demonstra a Figura 1. 
Figura 1 – Relação dos subníveis mais energéticos com os grupos da tabela 
periódica 
 
Fonte: Araujo, 2020. 
Então, como o subnível mais energético do sódio é 3s¹, ele estaria no 
primeiro grupo, no qual os elementos possuem esse mesmo subnível, ns¹ 
(Quadro 2). 
 
 
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Quadro 2 – Distribuição eletrônica dos elementos do grupo 1 e seus subníveis 
mais energéticos 
Elemento Distribuição eletrônica Subnível mais 
energético 
Li 1s2 2s1 2s1 
Na 1s2 2s2 2p6 3s1 3s1 
K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 4s1 
Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 5s1 
Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 6s1 
Fr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 
4f14 5d10 6p6 7s1 
7s1 
Fonte: Araujo, 2020. 
Então, tirando as exceções, relacionando o subnível mais energético com 
a tabela apresentada na Figura 1 mostrada anteriormente, é possível identificar 
o grupo do elemento. 
1.2 Períodos 
As linhas da tabela periódica são denominadas períodos, sendo que na 
atualidade estão presentes sete grupos, mostrados na Figura 2. 
Figura 2 – Períodos da tabela periódica 
 
Fonte: Araujo, 2020. 
 
 
5 
Os períodos são encontrados pela camada de valência da distribuição dos 
elementos. 
Vamos usar o Índio (z=49), que tem a seguinte distribuição: 1s2 2s2 2p6 
3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p1. 
Nessa distribuição, é possível notar cinco níveis de energia, sendo o 
último deles denominado camada valência. Nesse caso, o elemento estará no 5º 
período da tabela periódica. 
Figura 3 – Demonstração dos níveis de energia por meio da distribuição por 
subníveis 
 
Fonte: Araujo, 2020. 
No exemplo da Figura 3, para determinar o número atômico, basta somar 
os expoentes da distribuição: 2 + 2+ 6 + 2 + 3 = 13. Esse número representa o 
elemento alumínio. Como ele tem três níveis de energia (K=2, L=8 e M=5), está 
localizado no 3º período da tabela periódica. 
TEMA 2 – PRINCÍPIO DE AUFBAU 
O princípio de aufbau refere-se ao princípio da montagem do diagrama de 
Linus Pauling. A figura 4 demonstra a tradução do termo aufbau do alemão para 
o português. 
Figura 4 – Tradução da palavra aufbau 
 
Fonte: Google Tradutor. 
 
 
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O princípio é baseado nos números quânticos, que serão abordados com 
mais profundidade no próximo tópico. 
Os números quânticos primário (n) e secundário (l) serão os necessários 
para compreensão do princípio de construção (princípio de aufbau) do diagrama 
de distribuição eletrônica. 
O número quântico primário é o nível de energia e o secundário indica o 
subnível, sendo que n+l indica a energia do subnível 
Com esse cálculo de energia é montado o diagrama de distribuição 
eletrônica (figura 5), iniciando do menos energético até o mais energético. 
Figura 5 – Relação da energia com a montagem do diagrama de distribuição 
 
Fonte: Araujo, 2020. 
Com esses cálculos de energia dos subníveis, é possível notar que o 
diagrama de distribuição eletrônica da Figura 6 é baseado nesses valores 
encontrados. 
 
 
 
7 
Figura 6 – Diagrama de distribuição eletrônica 
 
Fonte: Araujo, 2020. 
A leitura do diagrama deve ser realizada em ordem crescente de energia, 
ou seja, iniciando no 1s e seguindo ordem: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 
4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 8s². 
É errado pensar que temos somente sete níveis de energia. Na realidade, 
geralmente se utiliza até o sétimo devido a um paralelo com a tabela periódica, 
que tem sete períodos atualmente, mas, conforme forem sendo descobertos 
novos elementos, aumentando o número de períodos, também aumentará o 
número de níveis energia. 
Quanto aos subníveis, geralmente estudamos apenas sobre o s, p, d e o 
f, no entanto, existem o g, h e outros ainda, mas sempre com quatro elétrons a 
mais que o anterior, conforme demonstrado no Quadro 3. 
Quadro 3 – Demonstração de níveis e subníveis 
Nível 
Número 
de 
elétrons 
Número teórico de 
elétrons nos níveis 
(nºe= 2n²) (Equação de 
Rydberg) 
Subnível 
Número 
de 
elétrons 
K 2 2.1² = 2 s 2 
L 8 2.2²=8 p 6 
M 18 2.3²=18 d 10 
N 32 2.4²=32 f 14 
 
 
8 
O 32 2.5²=50 g 18 
P 18 2.6²=72 h 22 
Q 8 2.7²=98 i 26 
R 2 2.8²=128 j 30 
Fonte: Araujo, 2020. 
O número de elétrons máximo nos níveis é baseado teoricamente na 
equação de Rydberg, que somente funciona até o 4º nível devido à quantidade 
de subníveis práticos existentes, que seriam apenas s, p, d e f, apesar de outros 
terem existência teórica, conforme já discutimos. 
TEMA 3 – NÚMEROS QUÂNTICOS 
São quatro números quânticos conhecidos, sendo principal (n), 
secundário (l), magnético (m) e spin (s). 
3.1 Números quânticos 
A palavra quântico é definida como a quantidade de energia, ou seja, está 
diretamente ligada àquantidade de energia existente em cada nível e subnível 
de um elétron. 
As distribuições eletrônicas dos elementos estão diretamente ligadas aos 
números quânticos. 
O número quântico principal é definido pelo nível de energia em que se 
encontra o elétron de diferenciação, o secundário indica o subnível, o magnético 
demonstra a localização desse elétron em determinado subnível e o spin está 
relacionado com a rotação. 
Vamos usar a distribuição 1s² 2s² 2p5 como exemplo e considerar o último 
elétron do subnível mais energético como elétron de diferenciação. 
Então, como o subnível mais energético é sempre o último a ser escrito, 
teríamos o 2p5, e o último elétron seria o quinto desse subnível, conforme 
demonstra a Figura 7. 
 
 
 
9 
Figura 7 – Demonstração dos números quânticos 
 
Fonte: Araujo, 2020. 
Então,utilizando como base a figura, é possível identificar os números 
quânticos. 
3.1.1 Número quântico principal 
O número quântico principal é definido pelo nível energético em que se 
encontra o elétron de diferenciação. 
Considerando o último elétron do subnível mais energético da distribuição 
1s² 2s² 2p5, é possível identificar que esse subnível mais energético está no 
segundo nível de energia, sendo, então, n = 2. 
3.1.2 Número quântico secundário (ou azimutal) 
O número quântico secundário indica o subnível do elétron de 
diferenciação, conforme o Quadro 4. 
Quadro 4 – Relação do número quântico secundário com o subnível 
Subnível Número quântico secundário 
s 0 
p 1 
d 2 
f 3 
Fonte: Araujo, 2020. 
Como o subnível mais energético de nosso exemplo é o 2p5, então, o 
número quântico secundário (l) seria l = 1. 
 
 
 
10 
3.1.3 Número quântico magnético 
O número quântico seria a posição do elétron dentro do subnível, como 
demonstra o Quadro 5. 
Quadro 5 – Relação dos números quânticos magnéticos 
Subnível Possíveis números quânticos magnéticos 
s 
 
p 
 
d 
 
f 
 
Fonte: Araujo, 2020. 
Como o subnível é o p, então, poderia ser -1, 0 ou +1, sendo que o 5º 
elétron é o de diferenciação, significando, então, que m = 0. 
Para compreender esse número, é necessário lembrar a regra de Hund 
para o preenchimento dos orbitais. Essa regra nos indica a forma que os elétrons 
entram nos orbitais: um elétron de cada vez, com o mesmo spin, em diferentes 
orbitais, até o último orbital; depois disso, volta ao preenchimento do 1º orbital 
com o spin invertido, conforme demonstrado na Figura 8. 
Figura 8 – Demonstração da entrada de elétrons nos orbitais 
 
Fonte: Araujo, 2020. 
 
 
11 
O 5º elétron, sendo o escolhido para diferenciação, teria o número 
quântico magnético em zero (m = 0). 
3.1.4 Número quântico spin 
Esse número quântico indica a rotação do elétron em cada orbital. 
Elétrons com o mesmo spin têm uma certa repulsão, ou seja, não permanecem 
no mesmo orbital, pois isso geraria uma instabilidade eletrônica. 
O número spin assume valores de +½ ou -½. Deve-se utilizar uma 
convenção para indicar o sentido horário ou anti-horário de rotação, conforme 
figura a seguir. 
Figura 9 – Convenção utilizada para determinação do sinal do spin 
 
Fonte: Araujo, 2020. 
Essa convenção pode ser alterada, mas, para fins de padronização em 
nossos estudos, o spin positivo será destinado à rotação no sentido horário e o 
spin negativo, no sentido anti-horário. 
Perceba que o primeiro elétron está com valor de spin s = +1/2. No quadro 
6, é possível identificar o spin de cada elétron. 
Quadro 6 – Valores de spin dos elétrons do subnível 2p5 
Elétron Valores de spin 
1º +1/2 
2º +1/2 
3º +1/2 
4º -1/2 
5º -1/2 
Fonte: Araujo, 2020. 
 
 
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TEMA 4 – PROPRIEDADES PERIÓDICAS I 
4.1 Raio 
4.1.1 Raio atômico 
Raio, por definição matemática, seria a distância entre o centro de uma 
circunferência até a sua borda, demonstrado na Figura 10. 
Figura 10 – Representação do raio de uma circunferência e de raios atômicos 
 
 
Fonte: Araujo, 2020 (à esquerda); crédito: Chemistrygod/Shutterstock (à direita). 
Com relação aos átomos, de acordo com o modelo de níveis de energia 
de Bohr, podemos visualizar que a definição de raio seria a distância do núcleo 
do átomo até o último nível de energia, sendo, por isso, denominado raio 
atômico. 
O raio atômico aumenta da direita para a esquerda e de cima para baixo 
(Figura 11) na tabela periódica. 
Figura 11 – Aumento do raio atômico na tabela periódica 
 
Crédito: Magnetix/Shutterstock. 
 
 
13 
4.1.2 Raio iônico 
É o raio dos íons, que podem ser de dois tipos, os cátions e os ânions, 
demonstrados na Figura 12. 
Figura 12 – Demonstração de formação de cátions e ânions 
 
Crédito: Osweetnature/Shutterstock. 
De uma forma geral, o raio dos cátions é menor que de seus átomos, 
enquanto que o dos ânions é maior, conforme podemos ver na Figura 13. 
 
Figura 13 – comparação entre raios atômicos e seus íons 
 
Crédito: Magnetix/Shutterstock. 
 
 
14 
 
4.2 Eletronegatividade e eletropositividade 
A eletronegatividade é a tendência que um elemento tem de atrair 
elétrons. A eletropositividade, também denominada caráter metálico, é o 
contrário, ou seja, a tendência que um átomo tem de ceder elétrons. 
Essas tendências estão relacionadas com o raio, pois, quanto menor o 
raio, menor a distância dos elétrons do núcleo. Com isso, há maior atração 
núcleo-eletrosfera, gerando uma dificuldade de perder elétrons (menor 
eletropositividade) e, consequentemente, maior a tendência de atrair os elétrons, 
que seria um maior valor de eletronegatividade. 
Fazendo um paralelo com o raio, os maiores valores de eletronegatividade 
são para os menores elementos, ou seja, para a porção que se encontra do lado 
direito superior da tabela periódica, e os maiores valores de eletropositividade 
são para os maiores raios, estando, então, na parte inferior esquerda da tabela 
periódica. 
Para compreender melhor, vamos utilizar o exemplo do sódio (Na) e o 
cloro (Cl), na Figura 14. 
Figura 14 – Demonstração da diferença de eletronegatividade do cloro e do sódio 
 
Crédito: Udaix/Shutterstock. 
 
 
15 
Geralmente, pensamos na eletronegatividade de Pauling, conforme 
Figura 15, que exclui os gases nobres. No entanto, ainda temos outras tabelas 
de eletronegatividade, como a de Mulliken (Figura 16), que é uma escala de 
eletronegatividade para elementos químicos, composta pelo químico Robert S. 
Mulliken em 1934, com base na fórmula 𝑋𝑋𝑋𝑋 = (𝐸𝐸. 𝐼𝐼. +𝐴𝐴.𝐸𝐸. )/2. 
Em que: 
• E.I. = valor da energia de ionização 
• A.E. = valor da afinidade eletrônica 
• Xm = eletronegatividade do elemento 
Nessa relação, são considerados os gases nobres. 
Figura 15 – Eletronegatividade de Pauling 
 
Crédito: Extender_01/Shutterstock. 
Figura 16 – Eletronegatividade de Mulliken 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: CC/Licença 3.0. 
 
 
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TEMA 5 – PROPRIEDADES PERIÓDICAS II 
5.1 Reatividade de metais e ametais 
A reatividade está relacionada à eletronegatividade e à eletropositividade. 
A reatividade de metais segue a eletropositividade, ou seja, os metais 
mais reativos são os localizados no canto inferior esquerdo da tabela periódica. 
Já a reatividade dos ametais segue a ordem de eletronegatividade, ou 
seja, os ametais mais reativos são os mais eletronegativos, encontrando-se na 
parte superior direita da tabela periódica. 
5.2 Resumo de algumas propriedades 
São várias propriedades periódicas que podem ser estudadas, como 
ponto de fusão e de ebulição, densidade, energia de ionização, ente outras. Na 
Figura 17, é possível identificar algumas delas, bem como seu comportamento 
na tabela periódica. 
Figura 17 – Resumo de algumas das propriedades periódicas 
 
Crédito: Vectormine/Shutterstock. 
 
 
 
 
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NA PRÁTICA 
Agora é sua vez. 
1. Descreva os números quânticos para o último elétron a entrar nos orbitais 
para o elemento de número atômico Z = 47. 
2. Determine a posição da tabela periódica (sem consultá-la) do elemento de 
número atômico Z = 35. 
FINALIZANDO 
Para estudar química, é imperativo compreender a tabela periódica, 
sendo que o que foi estudado nesta aula é apenas um norte, devendo-se buscar 
a maior quantidade possível de informações sobre essa tão importante área, 
abordando com mais profundidade as propriedades periódicas e como elas 
influenciam as ligações químicas, que será tema de estudo das próximas aulas.