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
Tenha em mãos uma tabela periódica atualizada.
Objetivos
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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.
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

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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.
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.
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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.
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.
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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 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:
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Heinrich Geissler (1814-1879)
William Crookes (1832- 1919)
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Eugene Goldstein (1850-1930)
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
Raios catódicos 
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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.
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-seobservar também que a massa
dessas partículas denominadas prótons era muito maior que a
massa do elétron (1840 vezes maior).
Raios canais 
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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:
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
(e/mC)
(mC) (e)
1, 76 × 108
X
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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.
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 partículas
positivas não depende da identidade do gás do tubo de descarga, mas
são muito maiores do que as dos elétrons.
−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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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
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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
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:
+2
4, 2a
4
−1β
0
0Y
0
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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
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.
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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:
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 édefinida como 1 ciclo por segundo . A onda
eletromagnética se caracteriza pela amplitude e pelo comprimento de
onda, conforme pode ser visto a seguir:
3, 00 × 108 m/s
(1 Hz = 1 s−1)

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Campo elétrico e a radiação eletromagnética.
A amplitude corresponde à altura da onda em relação à linha central. A
intensidade da radiação é o quadrado da amplitude. O comprimento de
onda, (λ), é a distância entre dois mínimos sucessivos. Comprimentos
de onda diferentes correspondem a diferentes regiões do espectro
eletromagnético. Nossos olhos detectam a radiação eletromagnética de
comprimento de onda entre 700 nm e 400 nm.
O intervalo que podemos ver é chamado de luz visível, cuja cor é
determinada pela frequência da luz. Observe:
Espectro visível.
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:
Por exemplo, vamos calcular o comprimento de onda de uma luz azul
com frequência de 5,9 x 1014Hz.
 Comprimento de onda (λ) ×  frequência (v) =  velocidade da luz (c)
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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:
A forma moderna da expressão geral pode ser escrita em termos da
frequência ν = c/λ como:
λ × v = c
λ =
3, 0 × 108 ( m ⋅ s−1)
5, 9 × 1014 ( s−1)
= 5, 1 × 10−7( m) = 510 nm
1
λ
∝
1
22
−
1
n2
n = 3, 4, …
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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.
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
(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
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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 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.
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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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.
Modelo atômico atual
Os estudos realizados até os tempos de Rutherford nos mostraram a
composição detalhada do núcleo do átomo. Ao longo das pesquisas,
C F, V, F,V
D V, F, V, F
E F, F, F, F
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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:
A = z + n
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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.
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.
A
XZ
12C6
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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.
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
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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:
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:
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
E2 − E1 = ΔE = Efóton 

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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
Máximo de elétrons em cada subcamada: 18
Camada: N
Subcamada: 4s - 4p - 4d - 4f
Máximo de elétrons em cada subcamada: 32
Nível 1 
Nível 2 
Nível 3 
Nível 4 
Nível 5 
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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
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
Nível 6 
Nível 7 
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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 umátomo 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 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:
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Diagrama de Pauling.
Por exemplo, vamos efetuar a distribuição eletrônica do elemento sódio
utilizando o diagrama de Pauling.
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

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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:
A seguir, vejamos a tabela de Dimitri de 1971:
 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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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.
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
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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:
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:
São chamados de metais alcalinos. São elementos metálicos,
macios, brilhantes e fundem em baixas temperaturas.
Grupo 1 (antigo IA) 
Grupo 2 (antigo IIA) 

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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.
São chamados de halogênios.
São chamados de gases nobres.
Grupo 13 (antiga IIIA) 
Grupo 14 (antiga IVA) 
Grupo 15 (antiga VA) 
Grupo 16 (antiga VIA) 
Grupo 17 (antiga VIIA) 
Grupo 18 (antiga VIIIA) 
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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 energéticossituados 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.
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
Fe26 : 1 s2 2 s2 2p6 3 s2 3p6 4 s2 3 d
6
 Eu  = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 7
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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.
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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?
A 24
B 26
C 28
D 30
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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.
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.
E 32
A Família 2 e 4º período.
B Família 3 e 5º período.
C Família 5 e 4º período.
D Família 6 e 5º período.
E Família 12 e 4º período.
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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
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
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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:
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
Zef = z − s
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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.
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
osátomos em várias situações. Experimentos realizados com átomos
de gás nobre, substâncias simples e substâncias compostas mostraram
que a dificuldade em realizar a medida do tamanho do átomo está no
tipo de ligação que ele faz.
O tamanho do átomo de hidrogênio foi verificado a partir da medida da
distância da ligação entre os núcleos de dois átomos ligados na
molécula de H2. O experimento mostrou que o tamanho da ligação entre
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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
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.
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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:
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:
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
M(g) → M
+
(g) + e
−
(g)
M +(g) → M
2+
(g) + e
−
(g)
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Al+(g) → Al2+(g) + e-(g) I2 = 1.820 kJ/mol
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
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atração elétron-núcleo aumenta, torna-se mais difícil remover o elétron
e, assim, a energia de ionização aumenta.
A�nidade eletrônica
Vimos que a energia de ionização corresponde à energia necessária
para remover um elétron de um átomo isolado, no estado fundamental,
formando um íon carregado positivamente. Além disso, muitos átomos
podem ganhar elétrons para formar íons carregados negativamente. A
variação de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um
átomo no estado gasoso é chamada de afinidade eletrônica.
Exemplo
A afinidade eletrônica mede a atração de um átomo pelo elétron
adicionado. Para muitos átomos, ocorre a liberação de energia quando
um elétron é adicionado. Por exemplo, a adição de um 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, gasesnobres, 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.
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A afinidade eletrônica torna-se cada vez mais negativa à medida que
caminhamos em direção aos elementos que compõem a família dos
halogênios. Quando um elemento do grupo dos halogênios recebe um
elétron, forma um íon negativo estável que tem configuração eletrônica
de um gás nobre. Embora a periodicidade na afinidade eletrônica ao
longo do período não seja uniforme, as afinidades eletrônicas tornam-se
mais negativas (mais energia perdida) do grupo 1 ao 17 dos elementos
representativos devido ao aumento da carga nuclear.
Os elementos lítio e sódio, por exemplo, possuem afinidade eletrônica
ligeiramente negativas. Estes elementos possuem pouca tendência para
ganhar elétrons. Já os elementos berílio e magnésio, família 2, têm
valores positivos. Então, para que estes elementos possam ganhar
elétrons, terão que absorver uma grande quantidade de energia, pois os
elétrons deverão ser adicionados na subcamada p, que é blindada pela
carga nuclear da subcamada s, da mesma camada. Isso torna quase
que impossível o ganho de elétrons por estes elementos.
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).
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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:
A 3,50
B 3,75
C 4,10
D 7,60
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.
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Parabéns! A alternativa E está correta.
Em um mesmo grupo, à medida que subimos a afinidade eletrônica
aumenta com a diminuição de camadas, pois quanto maior a
atração nuclear, maior a tendência em atrair um elétron.
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.
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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Podcast
Para encerrar, ouça um resumo sobre os principais assuntos abordados
neste conteúdo.
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Confira o que separamos especialmente para você!
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.
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.
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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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