Pós-Graduação_Fundamentos da Química_Ebook da Unidade - Fundamentos da Química AULA 1

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Química Geral e Inorgânica
Unidade 1
Conceitos fundamentais da química
Diretor Executivo 
DAVID LIRA STEPHEN BARROS
Gerente Editorial 
CRISTIANE SILVEIRA CESAR DE OLIVEIRA
Projeto Gráfico 
TIAGO DA ROCHA
Autoria
MÁRCIA SOUSA 
KATYA NERI
AUTORIA
Katya Dias Neri
Sou química e licenciada em Química pela Universidade Estadual 
da Paraíba (UEPB). Sou mestre e doutora em Engenharia Química pela 
Universidade Federal de Campina Grande (UFCG). Trabalhei na Indústria 
Metalúrgica como analista de laboratório e supervisora da área de 
galvanoplastia. Fui docente dos cursos de Licenciatura em Química, 
Química Industrial, Engenharia Ambiental e Farmácia no Departamento de 
Química da Universidade Estadual da Paraíba, lecionando as disciplinas 
de Físico-Química e Química Analítica. Na Faculdade Maurício de Nassau, 
fui docente nos cursos de Biomedicina, Farmácia e Engenharias Civil, 
Mecânica e Elétrica, com as disciplinas de Química Geral, Química 
Orgânica, Química Inorgânica, Físico-Química e Materiais Elétricos. 
Atualmente, desenvolvo pesquisas na área educacional.
Márcia Cristina de Sousa
Sou bacharelada em Engenheira Química e Mestre em Engenharia 
Química pela Universidade Federal de Campina Grande. Atualmente, sou 
química em indústria metalúrgica na área de tratamento de superfícies 
metálicas e discente de doutorado na área de Engenharia Eletroquímica 
pela UFCG.
ICONOGRÁFICOS
Olá. Esses ícones irão aparecer em sua trilha de aprendizagem toda vez 
que:
OBJETIVO:
para o início do 
desenvolvimento de 
uma nova compe-
tência;
DEFINIÇÃO:
houver necessidade 
de se apresentar um 
novo conceito;
NOTA:
quando forem 
necessários obser-
vações ou comple-
mentações para o 
seu conhecimento;
IMPORTANTE:
as observações 
escritas tiveram que 
ser priorizadas para 
você;
EXPLICANDO 
MELHOR: 
algo precisa ser 
melhor explicado ou 
detalhado;
VOCÊ SABIA?
curiosidades e 
indagações lúdicas 
sobre o tema em 
estudo, se forem 
necessárias;
SAIBA MAIS: 
textos, referências 
bibliográficas e links 
para aprofundamen-
to do seu conheci-
mento;
REFLITA:
se houver a neces-
sidade de chamar a 
atenção sobre algo 
a ser refletido ou dis-
cutido sobre;
ACESSE: 
se for preciso aces-
sar um ou mais sites 
para fazer download, 
assistir vídeos, ler 
textos, ouvir podcast;
RESUMINDO:
quando for preciso 
se fazer um resumo 
acumulativo das últi-
mas abordagens;
ATIVIDADES: 
quando alguma 
atividade de au-
toaprendizagem for 
aplicada;
TESTANDO:
quando o desen-
volvimento de uma 
competência for 
concluído e questões 
forem explicadas;
SUMÁRIO
Conceitos do mundo quântico do átomo ......................................... 12
Conceitos fundamentais da química ................................................................................ 12
Passos da evolução atômica historicamente ............................................................. 14
Dalton (1803) .................................................................................................................... 14
Thomson (1897) ............................................................................................................. 16
Rutherford (1911) ............................................................................................................ 17
Bohr (1913) .......................................................................................................................... 18
Schrödinger (1926) ...................................................................................................... 20
Princípio da incerteza de Heisenberg - os números 
quânticos .......................................................................................................23
Características do átomo ...........................................................................................................23
Princípio da incerteza de Heisenberg ..............................................................................25
Classificação dos orbitais na distribuição eletrônica .........................27
Diagrama de Linus Pauling ...................................................................................28
Propriedade periódica dos átomos ..................................................... 33
Propriedade dos átomos ...........................................................................................................33
Carga nuclear efetiva ................................................................................................34
Tamanho do átomo – Raio atômico ............................................................. 36
Tendências periódicas nos raios atômicos .............................................. 36
Raio iônico .........................................................................................................................37
Energia de ionização ................................................................................................ 38
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade ...................................................... 39
Eletronegatividade ..................................................................................................... 40
Estrutura eletrônica dos átomos ......................................................................................... 40
Conceitos estruturais da tabela periódica ......................................46
Montagem da tabela periódica ............................................................................................ 46
Tabela periódica atual ................................................................................................................. 48
Classificação dos elementos .................................................................................................. 51
9
UNIDADE
01
Química Geral e Inorgânica
10
INTRODUÇÃO
Para entender a química, é necessário começar pela menor 
partícula de uma matéria, o átomo, e por suas propriedades físicas e 
químicas. 
Neste capítulo, serão abordados o avanço histórico sobre o 
átomo, suas propriedades e cada cientista (Thomson, Rutherford, Bohr, 
Schroedinger, Pauling, Plank, Einstein) que contribuiu para o modelo 
atômico atual e a medição da energia quântica de cada átomo, a 
constituir um elemento da matéria. 
Na sequência, você irá aprender como o estudo sobre o átomo 
interferiu na estruturação da tabela periódica, que determinou 
características similares — por exemplo, o tamanho do raio atômico, 
o comportamento do raio iônico, a energia de ionização, a afinidade 
eletrônica entre os átomos e a eletronegatividade — entre os elementos 
químicos e os separou em famílias e períodos. 
Vamos iniciar a base de muitos assuntos que você irá aprender 
no decorrer de seu curso, aproveite! 
Química Geral e Inorgânica
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OBJETIVOS
Olá! Seja muito bem-vindo à Unidade 1. Nosso objetivo é auxiliar 
você no desenvolvimento das seguintes competências profissionais até 
o término desta etapa de estudos:
1. Sistematizar os conceitos do mundo quântico do átomo e resgatar 
conceitos históricos dos modelos atômicos.
2. Conhecer a teoria quântica de acordo com o princípio da incerteza 
de Heisenberg e compreender os números quânticos. 
3. Saber utilizar os conceitos de periodicidade das propriedades 
dos átomos como raio atômico, raio iônico, energia de ionização, 
outras propriedades e a estrutura eletrônica dos átomos.
4. Consolidar os conceitos básicos estruturais da tabela periódica.
Química Geral e Inorgânica
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Conceitos do mundo quântico do átomo
OBJETIVO:
Abranger o conceito de átomo, de acordo com os 
estudos e experimentos dos cientistas, e assim identificar 
e compreender as suas propriedades, as quais variam à 
medida que o movemos através dos períodos ou famílias 
na tabela periódica.
Conceitos fundamentais da química
Os primeiros termos químicos e fundamentais para o 
desenvolvimento desta disciplina serão abordados neste capítulo. Quando 
você estuda química,você aborda três vertentes:
1. Os tipos de matérias — por exemplo, alimentos, água, ar.
2. Os tipos de transformações da matéria — por exemplo, 
processamento da matéria no organismo humano, seja por 
digestão dos alimentos, absorção da água ou oxigenação do 
pulmão a bombear o sangue nas veias.
3. As energias utilizadas, geradas ou perdidas para que ocorram essas 
transformações — por exemplo, após a digestão do alimento no 
organismo, o homem pode praticar um exercício, movimentando-
se e mantendo o seu sistema orgânico em funcionamento. 
No tópico 1, introduz-se o termo matéria, que abrange tudo 
que ocupa espaço e tenha massa. É composta por elementos com 
propriedades das leis da física e da química, a serem transformadas para 
gerar valor à vida do homem. 
A menor parte de um elemento que conserva suas propriedades é 
chamada de átomo. O estudo da composição dos átomos dos elementos 
fez com que fosse possível entender as reações de transformações da 
matéria.
Química Geral e Inorgânica
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DEFINIÇÃO:
Conceituando segundo Brown et al. (2016 p. 4), a matéria 
é o material físico do universo. Os elementos compõem 
a matéria e têm propriedades específicas que distinguem 
um material de outro. O átomo compreende partículas 
fundamentais (quase infinitamente pequenas) da matéria. 
E cada elemento tem um ou mais de um tipo de átomos, 
formando arranjos estruturais da química.
As transformações químicas são mais bem entendidas a partir da 
descrição das partes de um átomo (Tabela 1).
Tabela 1 – Átomo e sua estrutura
Fonte: Tito e Canto (2009).
Cada átomo tem um núcleo composto por próton e nêutron, além 
de uma eletrosfera composta por elétrons, que realizam movimentos 
orbitais ao redor do núcleo. A Figura 1 ilustra a estrutura de um átomo.
Figura 1 – Estrutura do átomo
Fonte: Wikimedia Commons.
Química Geral e Inorgânica
14
O site da Universidade do Estado do Arizona — ASU (School of 
Sciences) — destacou que a quantidade de átomos, em um organismo 
de um ser humano adulto, é em torno de 7.000.000.000.000.000.000.00
0.000.000 (7 octilhões), e os principais elementos que compõem 95% do 
nosso peso corporal é oxigênio, carbono, hidrogênio, nitrogênio.
Passos da evolução atômica historicamente
O conceito de átomo foi formulado a partir de experimentos, 
no intuito de compreender a natureza e suas matérias. Dalton (1803), 
Thomson (1897), Rutherford (1911), Bohr (1913) e Schrödinger (1926) foram 
os cientistas que abordaram as principais características do átomo, 
documentando-as para a história e para a ciência.
A Figura 2 ilustra todos os modelos atomicos a serem descritos na 
sequência deste tópico.
Figura 2 – Modelos atômicos
Fonte: Wikimedia Commons.
Dalton (1803)
Conforme a Teoria Atômica de Dalton, “o átomo é a menor porção de 
um elemento que pode participar de uma combinação química”. Segundo 
essa visão, o átomo assemelha-se a uma bola de gude: extremamente 
Química Geral e Inorgânica
15
pequeno, maciço, esférico, indivisível e eletricamente neutro (FELTRE, 
2004, p. 53). Dalton se baseou nas seguintes teorias:
 • Lei de Lavoisier – Lei de Conservação das Massas: em um 
recipiente fechado, após transformações e reações da matéria, as 
massas se conservam.
Antoine Laurent Lavoisier, em 1760, criou empiricamente 
a formulação da Lei da Conservação das Massas, a qual 
filosoficamente destacou que “Na natureza, nada se perde, 
nada se cria; a matéria apenas se transforma”. (UNESP, 
2021, p. 2)
EXEMPLO: 
A + B = C + DCaO + H2 O = Ca(OH)2
mA + mB = mC + mD
56g + 18g = 74g ∴ 74g = 74g
 • Lei de Proust – Lei das Proporções Constantes: em um recipiente 
fechado, as massas se conservam na mesma proporção, 
independentemente de suas proporções individuais. Uma 
determinada substância composta é formada por substâncias 
mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa. 
(UNESP, 2021) 
EXEMPLO:
A + B = C + DCaO + H2 O = Ca(OH)2
mA + mB = mC + mD56g + 18g = 74g ∴ 74g = 74g
2CaO + 2H2 O = 2Ca(OH2)2
112g + 36g = 148g ∴ 148g = 148g
Logo, com base na Lei de Lavoisier e na Lei de Proust, Dalton 
formulou sua teoria com os termos:
 • Átomos de um determinado elemento são idênticos.
 • Átomos de elementos distintos têm massas diferentes.
 • Compostos são formados por combinações específicas de átomos 
de mais de um elemento.
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 • Átomos não são criados e não são destruídos durante reações 
químicas, eles se combinam e produzem novas substâncias.
A seguir, a Figura 3 ilustra o modelo de Dalton.
Figura 3 – Modelo atômico de Dalton
Fonte: Wikimedia Commons.
Thomson (1897)
Para Joseph John Thomson, “o átomo era esférico e não maciço, 
com cargas positivas (a formar uma pasta com prótons e nêutrons) e 
negativas (recheadas pelos elétrons) distribuídas uniformemente”. A partir 
dessa percepção, também é conhecida como “modelo pudim de passas”, 
pode-se começar a reconhecer a natureza elétrica da matéria (FELTRE, 
2004, p. 77). 
Figura 4 – Modelo atômico de Thomson
Fonte: Wikimedia Commons.
Baseado nos fenômenos elétricos, o modelo atômico de Thomson 
apresentou as seguintes vertentes:
Química Geral e Inorgânica
17
 • Eletrização por atrito, a partir do experimento de Tales de Mileto 
(século VI a.C.): com um bastão de resina atritado em um tecido, 
consegue-se atrair ou repelir objetos.
 • Quando os gases são excitados com energia por descargas 
elétricas, liberam cores diferentes a cada átomo.
 • Mediante o estudo dos raios catódicos, Thomson descobriu o 
elétron e o fluxo de elétrons das partículas na corrente eletrica.
Rutherford (1911)
O ciêntista Rutherford fez um experimento com um feixe de luz 
radioativa, emitido pelo metal polônio através de uma lâmina de ouro, e 
observou a dispersão dos raios. Alguns feixes se desviavam ou retrocediam, 
provando que o átomo do ouro tinha vazios, como ilustra a Figura 5. 
Figura 5 – Experimento de Rutherford
Fonte: Wikimedia Commons.
Segundo Rutherford, o átomo tem o núcleo e a eletrosfera; e a 
estrutura atual do modelo atômico desse cientista é o da dispersão das 
partículas. Tal dispersão ocorre pelo fato de o átomo não ser maciço, 
como afirmou Thomson e Dalton, e por ter espaços vazios. O modelo 
atômico de Rutherford se assimilou ao sistema solar: em órbitas 
circulares, estavam as partículas negativas (os elétrons na eletrosfera); 
no núcleo, encontravam-se as partículas positivas e neutras (prótons e 
nêutrons) (FELTRE, 2004, p. 79).
Química Geral e Inorgânica
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Na Figura 6, podemos observar a configuração do modelo atômico 
de Rutherford.
Figura 6 – Estrutura do modelo atômico de Rutherford
Fonte: Wikimedia Commons.
Bohr (1913)
No desenrolar das teorias, Bohr considerou a estrutura interna do 
átomo de Rutherford com ponderações e avaliou os estudos de outros 
cientistas, a destacar Plank e Einstein, que apresentou o conceito de 
quantum de energia ou fóton. De acordo com tal concepção, para que o 
elétron gire em torno do núcleo na eletrosfera, ele emite, absorve e libera 
energia (térmica, elétrica ou luminosa) por radiação da matéria. Na Figura 
7, é possível verificar esse estudo, enunciado como a Lei de Plank.
Davidovich (2015, p. 4205-3) referenciou os três processos 
distintos de interação da matéria com a radiação: a absorção, a emissão 
espontânea e a emissão induzida. No primeiro processo, um átomo 
absorve um quantum de luz, passando de um nível de energia para 
outro mais excitado. No segundo processo, um átomo excitado emite 
espontaneamente um fóton, ao mesmo tempo que sofre uma transição 
para um estado com menor energia. Na emissão estimulada, processo 
que tem uma importância fundamental para o desenvolvimento do laser, 
um átomo excitado é estimulado a emitir um quantum de luz por um fóton 
que incide sobre ele. O fóton emitido tem a mesma energia e o mesmo 
momentum do fóton incidente, de modo que, ao fim desse processo, 
temos dois fótons com mesmaenergia e mesma direção de propagação.
Química Geral e Inorgânica
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Figura 7 – Fóton absorvendo e emitindo energia por quantum
Fonte: Wikimedia Commons.
O postulado de Bohr (com base no átomo de hidrogênio), descrito 
resumidamente e ilustrado na Figura 8 destaca o seguinte:
 • As órbitas estacionárias, cujo número é limitado, são definidas por 
onde os elétrons se movem ao redor do núcleo.
 • Quando o átomo está na órbita estacionária movendo-se, o elétron 
não emite e não absorve energia, mas, ao saltar para outra órbita 
estacionária, emite ou absorve uma quantidade bem definida de 
energia, chamada de quantum de energia (em latim, o plural de 
quantum é quanta).
Figura 8 – Modelo atômico de Bohr
Fonte: Wikimedia Commons.
Química Geral e Inorgânica
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Schrödinger (1926)
Erwin Schrödinger descreveu com maior precisão a posição do 
elétron na região da eletrosfera, denominando essa área “orbital”. O orbital 
se assemelha a uma nuvem eletrônica, e em seu núcleo fica alocada a 
partícula elétron. A Figura 9 ilustra o modelo atômico de Schrödinger.
Figura 9 – Modelo atômico de Schrödinger
Fonte: Commons Wikimedia.
ACESSE:
O vídeo “Modelos atômicos: Dalton, Thomson, Rutherford 
e Rutherford-Bohr - Toda matéria” resume algumas 
informações da evolução dos modelos atômicos de 
Dalton, Thomson, Rutherford e Rutherford-Bohr, que 
foram essenciais ao desenvolvimento da química, 
responsável pela investigação da matéria e de suas 
transformações. Dentro da matéria, há inúmeros átomos 
a compor elementos e gerar matérias. O átomo é a menor 
partícula de uma matéria e é a base para o estudo da 
química. Clique aqui para assistir ao vídeo.
Química Geral e Inorgânica
https://www.youtube.com/watch?v=5-fa4IKp5bU
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ATIVIDADES:
EXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
Conforme a evolução da estrutura atômica, ligue os 
experimentos aos modelos atômicos.
Experimentos
I. Experimentos sobre o átomo e as suas propriedades 
elétricas da matéria, a considerar a absorção e a emissão 
de energia quântica na eletrosfera do núcleo.
II. Determinação das leis ponderais de Lavoisier e de 
Proust a respeito das combinações químicas, a formular 
o conceito do átomo inicial.
III. Análise dos espectros atômicos que determinaram que 
o átomo não é vazio, tendo espaço a desviar a luz.
IV. Experimentos de eletrização por atrito, percepção da 
excitação de gases quando aplicada uma corrente 
elétrica, a gerar variadas cores.
Modelos atômicos
1. Átomos maciços, indivisíveis e indestrutíveis. Modelo 
atômico de Dalton.
2. Átomos com núcleo denso e positivo, rodeado pelos 
elétrons negativos. Modelo atômico de Thomson.
3. Átomos com elétrons movimentando-se ao redor do 
núcleo em trajetórias circulares — denominadas níveis 
—, com valor determinado de energia. Modelo atômico 
de Bohr.
4. Átomos com uma esfera positiva, onde estão distribuídas, 
uniformemente, as partículas negativas. Modelo atômico 
de Rutherford.
Qual é a associação correta entre o fato observado e o 
modelo atômico proposto a partir desse subsídio?
a) I - 3; II - 1; III - 2; IV – 4
b) I - 1; II - 2; III - 4; IV – 3
c) I - 3; II - 1; III - 4; IV – 2.
d) I - 4; II - 2; III - 1; IV – 3.
e) I - 1; II - 3; III - 4; IV - 2.
Química Geral e Inorgânica
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ATIVIDADES:
RESOLUÇÃO DO EXERCÍCIO
Ligando os experimentos aos modelos atômicos, a letra 
correta é a ‘c’.
RESUMINDO:
E então? Gostou do que lhe mostramos? Aprendeu mesmo 
tudinho? Agora, só para termos certeza de que você 
realmente entendeu o tema de estudo deste capítulo, 
vamos resumir tudo o que vimos. Você deve ter aprendido 
os conceitos que integram as bases dos estudos da 
química, incluindo a menor partícula da matéria, que é o 
átomo, assim como um embasamento histórico sobre 
a evolução atômica. Esse processo evolutivo levou a 
inúmeras descobertas, entre elas: os constituintes do 
átomo (elétron, nêutron e próton), a estrutura do átomo 
(eletrosfera e núcleo), o comportamento energético e a 
posição dos elétrons na eletrosfera.
Química Geral e Inorgânica
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Princípio da incerteza de Heisenberg - os 
números quânticos 
OBJETIVO:
Determinar as propriedades físicas e químicas dos 
elementos e compreender a interação dos átomos, por 
meio da distribuição dos elétrons ao redor do núcleo e das 
suas energias, ou seja, a estrutura eletrônica do átomo.
Características do átomo
Para caracterizar o átomo, alguns termos serão abordados e 
descritos:
 • Íons - O átomo de um elemento pode ganhar e perder íons 
no movimento orbital na eletrosfera do modelo atômico de 
Rutherford, sem sofrer alterações em seu núcleo. As partículas 
a se organizarem na eletrosfera são os íons, que são elétrons e 
podem ser positivos (cátions) e negativos (ânions).
 • Número de massa e número atômico - As características dos 
átomos de um elemento são identificadas a partir de seus números 
atômicos (também chamados de prótons ou elétrons) e de seus 
números de massa (que são a soma entre o número de prótons 
e o número de nêutrons). A seguir, a Figura 10 mostra o vetor do 
elemento químico, com seu número atômico e seu número de 
massa, que determinam propriedades físicas e químicas.
A = Número de massa = Z + N
N = Número de nêutrons
Z = Número atômico
Química Geral e Inorgânica
24
Figura 10 – Vetor de um elemento químico com suas características, 
número de massa e número atômico
Fonte: Wikimedia Commons.
A relação entre os números de nêutrons e prótons de um elemento 
químico determina os comportamentos similares dos elementos químicos 
chamados de isótopos, isóbaros e isótonos. 
 • Isótopos – Ocorrem quando os mesmos átomos têm diferentes 
números de nêutrons e, consequentemente, massas diferentes. 
Dispõem de propriedades químicas iguais (dependendo da 
eletrosfera) e propriedades físicas diferentes (dependendo da 
massa)
 • Isótopos de hidrogênio 1
1 H 1
2 H 1
3 HZ = 1
 • Isótopos de oxigênio 16
8 H 17
8 O 18
8 OZ = 8
 • Isóbaros – Ocorrem quando os átomos de diferentes números de 
prótons têm números de massas iguais. São átomos de elementos 
químicos diferentes, com propriedades físicas e químicas distintas.
Isóbaros de potássio e cálcio 40
1 9K 40
2 0CaA = 40
Isóbaros de cálcio e titânio 42
2 2Ca 42
2 2TiA = 42 
 • Isótonos – Ocorrem quando os átomos de números iguais 
de nêutrons têm número de massas diferentes. Dispõem de 
propriedades físicas e químicas distintas. 
Isótonos de cloro e cálcio 37
1 7Cl 40
2 0CaA = 40 
Logo, para o cloro, N = A - Z = 35 – 17 = 20 nêutrons; para o cálcio, 
N = A – Z = 40 – 20 = 20 nêutrons.
Química Geral e Inorgânica
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ATIVIDADES:
EXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
Considere os conjuntos de espécies químicas a seguir:
A = {11 H 2
1 H 3
1 H} 
B = {32 He 4
2 He}
C = {32 He 3
1 H}
D = {40
2 0Ca 40
1 8Ar}
E = {13
6 C 13
7 N}
Com relação aos conjuntos acima, é correto afirmar que
a) O conjunto B contém apenas isótopos do elemento 
hélio.
b) Os membros de E apresentam o mesmo número de 
elétrons, sendo, portanto, isótopos.
c) O conjunto A contém apenas isótopos do elemento 
hidrogênio.
d) Os membros de B são isóbaros.
e) Os membros de D apresentam o mesmo número de 
nêutrons.
Resolução do exercício
a) A letra ‘a’ é a opção correta: o conjunto B contém apenas 
isótopos do elemento hélio.
b) Falso, eles têm o mesmo número de massa, são isóbaros.
c) O conjunto A contém apenas isótonos do elemento 
hidrogênio, com o mesmo número de nêutrons.
d) Falso, os membros de B são isótopos.
e) Falso, não têm o mesmo número de nêutrons.
Princípio da incerteza de Heisenberg
O princípio da incerteza de Heisenberg destaca conceitos da física 
quântica para os átomos e moléculas que são relacionadas com medidas 
de escalas microscópicas. Não se realizam medidas simultaneamente 
com exatidão, como quantidade de movimento, posição, energia e tempo. 
Ao medir uma das grandezas, perde-se a precisão das outras medidas.
Química Geral e Inorgânica
26
Chibeni (2004, p. 13) citou a versãoestatística da relação de 
Heisenberg — “não podemos determinar simultaneamente, com precisão, 
a posição e o movimento de uma partícula microscópica” —, representada 
a seguir:
∆p∆x ≥ h/4σ
Sendo
∆p = incertezadaposição
∆x = incertezadomovimento
h/4σ = constantedePlank (energia quântica)
IMPORTANTE:
Plank correlacionou a intensidade, a temperatura e o 
comprimento de onda da radiação emitida por um objeto, 
defendendo que a energia pode ser liberada ou absorvida 
por átomos em pequenas quantidades. Ele compôs a 
seguinte fórmula: energia (E) é igual a uma constante 
múltipla pela frequência da radiação (hv), ou seja, E = hv. 
(BROWN et al., 2016, p. 227).
Constante de Plank: h = 6,626 x 10 - 34 (J-s).
O artigo da Revista Galileu (MARASCIULO, 2020) explana cinco 
tópicos referentes às proposições de Heisenberg e à teoria quântica: 
1. Uma ideia contraintuitiva: reforça a teoria de que a energia das 
partículas não é contínua e pode ser descrita por ondas. 
2. Impossível precisar: não podemos medir duas grandezas 
microscópicas (movimento e posição, por exemplo) com precisão. 
3. O limite do compreensível: só podemos ter uma probabilidade do 
comportamento das moléculas, esse é o limite. 
Química Geral e Inorgânica
27
4. Uma explicação para o inexplicável: existem alguns questionamentos 
— Por que os átomos não implodem? Como o sol brilha? Por que 
o vácuo espacial não está vazio? Pela lógica da física, em que os 
opostos se atraem, tudo deveria entrar em colapso, mas, segundo 
o princípio da incerteza, quando um elétron se aproxima demais 
do núcleo, ocorre uma repulsão entre a velocidade da partícula e 
a posição, uma variação na medida, um desiquilíbrio, e com isso o 
sistema tende a não se estabilizar e a não colidir. 
5. Sim, mas e o vácuo? Vácuo é ausência de tudo. No entanto, 
para teoria quântica, existe uma incerteza sobre a quantidade de 
energia dos processos quânticos e o tempo necessário para que 
eles de fato aconteçam. Logo, pode ser que, em períodos curtos e 
rápidos, o vácuo tenha alguma partícula.
SAIBA MAIS:
Para saber mais sobre os cinco tópicos abordados 
anteriormente, Clique aqui para acessar a revista.
Classificação dos orbitais na distribuição 
eletrônica
Na sequência da abordagem de Heisenberg a respeito da posição 
exata da partícula do átomo na camada da eletrosfera, foi incluído o 
estudo da distribuição eletrônica de acordo com a energia absorvida ou 
liberada, conforme os níveis e subníveis de energia dos átomos.
No que tange aos níveis de energia, são 7 camadas de energia, e os 
elétrons se movimentam ou saltam de uma camada para outra, liberando 
ou absorvendo energia. Cada camada tem um número total de elétrons:
K = 2L = 8M = 18N = 32O = 32P = 18Q = 2
Para os subníveis de energia, são 4 letras, e cada uma tem um 
número máximo de elétrons a ocupar uma quantidade de orbitais, como 
mostra a Tabela 2.
Química Geral e Inorgânica
https://revistagalileu.globo.com/Ciencia/noticia/2020/02/principio-da-incerteza-5-pontos-para-entender-teoria-de-werner-heisenberg.html
28
Tabela 2 – Característica dos subníveis dos orbitais s-p-d-f
Fonte: Adaptado de Feltre (2004, p. 96.).
Para visualizar de forma estrutural os orbitais, observe a Figura 11, 
que ilustra os 4 subníveis.
Figura 11 – Fórmula estrutural dos orbitais s-p-d-f da química
Fonte: Wikimedia Commons.
Diagrama de Linus Pauling
Também conhecido como o diagrama dos níveis energéticos, é 
uma forma simples que o cientista Linus Pauling imaginou para calcular a 
distribuição dos elétrons em um átomo neutro.
Na Figura 12, o diagrama de Linus Pauling é utilizado para o cálculo 
energético dos elétrons na camada eletrônica de um átomo. Observe que 
‘n’ são os níveis dispostos por números ou letras (K, L, M, N, O, P, Q), cada 
camada tem um número total de elétrons, os subníveis são escritos como 
s-p-d-f e cada subnível tem um número máximo de elétrons. 
Química Geral e Inorgânica
29
Figura 12 – Distribuição eletrônica dos elétrons dos elementos químicos
Fonte: Wikimedia Commons.
Para a representação gráfica dos spins (elétrons contidos nos 
subníveis), quando se preenchem com eles os orbitais, é observada a regra 
de Hund ou da máxima multiplicidade. Na Tabela 3, observe a direção e a 
ordem de entrada num orbital tipo ‘d’, que segue a regra de Hund.
DEFINIÇÃO:
Segundo Hund, “sempre que possível, os elétrons 
preferirão ocupar os orbitais disponíveis numa subcamada, 
isoladamente”. (OLIVEIRA, 1997, p. 317
Tabela 3 – Ordem de entrada no orbital ‘d’
Fonte: Adaptado de Feltre (2004, p. 99.).
Química Geral e Inorgânica
30
Cada orbital comporta dois pares de elétrons, os quais podem girar 
no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando campos magnéticos 
que os repelem ou os atraem. Essa rotação é conhecida como spin. 
Logo, um orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins contrários 
(negativo -1/2, positivo +1/2) (FELTRE, 2004, p. 97). A Figura a seguir ilustra 
o movimento dos spins.
Figura 13 – Elétron no orbital
Fonte: Wikimedia Commons.
ATIVIDADES:
EXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
Utilize o diagrama de Linus Pauling e a tabela abaixo, que 
dispõe 4 elementos químicos e seus respectivos números 
atômicos, para responder às questões a seguir.
Elemento
H1
He2
Mg12 
Cl17 
a) Qual é a distribuição eletrônica dos átomos por camadas 
ou níveis energéticos?
b) Qual é a distribuição por subníveis energéticos?
c) Quais são os elétrons mais externos?
d) Quais são os elétrons com maior energia?
Química Geral e Inorgânica
31
ATIVIDADES:
Resolução do exercício
a) A seguir, os níveis de cada camada eletrônica.
b) É a distribuição por camada ou níveis energéticos.
c) São os subníveis mais afastados.
d) São os últimos subníveis a serem preenchidos.
Química Geral e Inorgânica
32
RESUMINDO:
E então? Gostou do que lhe mostramos? Aprendeu mesmo 
tudinho? Agora, só para termos certeza de que você 
realmente entendeu o tema de estudo deste capítulo, 
vamos resumir tudo o que vimos. Você deve ter aprendido 
o comportamento energético dos átomos, classificado de 
acordo com o número atômico de cada elemento químico. 
A estrutura, a posição e o movimento dos átomos interferem 
nas propriedades físicas e químicas das moléculas.
Química Geral e Inorgânica
33
Propriedade periódica dos átomos
OBJETIVO:
Identificar e compreender as propriedades dos átomos 
de cada elemento químico, que variam à medida que 
os movemos através dos períodos ou famílias na tabela 
periódica — assim, temos a possibilidade de determinar as 
propriedades físicas e químicas dos elementos. Entender a 
interação dos átomos, por meio da distribuição dos elétrons 
ao redor do núcleo e das suas energias, ou seja, a estrutura 
eletrônica do átomo.
Propriedade dos átomos
A tabela periódica foi desenvolvida por Dimitri Mendeleev em 1869 
(BROWN, 2005, p. 219), tendo sido estruturada em períodos e famílias. 
Ele observou, com seu companheiro de trabalho Meyer, que alguns 
elementos tinham propriedades físicas e químicas semelhantes.
De acordo com Brown (2005, p. 219), Mendeleev e Meyer observaram 
que as similaridades das propriedades físicas e químicas tornam a se 
repetir periodicamente quando os elementos são distribuídos em ordem 
crescente de massa atômica. Os cientistas daquela época não tinham 
conhecimento dos números atômicos. As massas atômicas, entretanto, 
geralmente cresciam com o aumento do número atômico; logo, tanto 
Mendeleev quanto Meyer casualmente distribuíram os elementos em 
ordem apropriada. Apenas em 1913, surgiu o conceito de número atômico. 
O cientista Henry Moseley, ao descobrir os raios X, percebeu que cada 
elemento químico produz esse tipo de radiação com frequência única.
Moseley […] descobriu que a frequência geralmente 
aumenta quando a massa atômica aumenta. Ele distribui 
as frequências de raios X em ordem atribuindo um número 
inteiro exclusivo para cada elemento, chamado número 
atômico. Moseley identificoucorretamente o número 
atômico como o número de prótons no núcleo do átomo 
e o número de elétrons no átomo. (BROWN, 2005, p. 220)
Química Geral e Inorgânica
34
Assim, os elementos químicos passaram a ser distribuídos em 
ordem crescente, de acordo com os seus números atômicos. Dessa forma, 
alguns problemas foram sanados, em termos de localização de alguns 
elementos, as lacunas deixadas por Mendeleev foram preenchidas com a 
descoberta de novos elementos químicos e, consequentemente, ocorreu 
a extensão da tabela periódica.
Familiarizados com as configurações eletrônicas dos átomos, 
podemos agora entender a intensidade da força de atração entre o núcleo 
e os elétrons mais externos e tamanhos. A seguir, a figura ilustra a direção 
de cada propriedade conforme o elemento. Adiante, é apresentada a 
descrição das características.
Figura 14 – Propriedades dos elementos
Fonte: Wikimedia Commons.
Carga nuclear efetiva
Por meio do modelo atômico, podemos imaginar o poder de 
atração dos elétrons ao núcleo do átomo. Esse fenômeno ocorre devido à 
Lei de Coulomb, segundo a qual a força da atração entre as duas cargas 
elétricas depende da magnitude de ambas e da distância entre elas. 
De acordo com Brown (2005, p. 220), essa força de atração entre um 
elétron e o núcleo depende da magnitude da carga nuclear líquida agindo 
no elétron, bem como da distância média entre o núcleo e o elétron. A 
força de atração aumenta na mesma proporção que a carga nuclear e 
diminui à medida que o elétron se afasta do núcleo.
Química Geral e Inorgânica
35
Se imaginarmos apenas um elétron sendo atraído pelo núcleo, 
podemos entender a ação da carga nuclear efetiva. Brown (2005, p. 220) 
nos possibilita enxergar essa situação, em que o elétron é visualizado 
dentro de um campo elétrico criado pelo núcleo e pela densidade 
eletrônica vizinha dos outros elétrons.
Esse campo elétrico é semelhante ao campo gerado por uma carga 
situada no núcleo, denominada carga nuclear efetiva.
Zef = Z - S
Sendo 
Zef = carga nuclear efetiva agindo em um elétron;
Z = número de prótons no núcleo;
S = número médio de elétrons ou constante de blindagem.
A carga nuclear efetiva atua sobre o elétron mais externo do átomo. 
Isso explica a variação da carga para os elementos do mesmo grupo da 
tabela periódica.
EXEMPLO: Temos como exemplo os elementos da família 1A, 
composta por Li, Na, K, Rb, Cs e Fr. Para eles, a carga nuclear efetiva que 
atua sobre o elétron mais externo do mesmo grupo da tabela periódica é 
aproximadamente a mesma, isso porque Z aumenta e S também aumenta 
de cima para baixo na família. Como os aumentos são praticamente 
iguais, por se tratar da mesma família, o valor de Zef é aproximadamente 
o mesmo. 
Com relação à carga nuclear efetiva que age sobre o elétron mais 
externo dos elementos do mesmo período da tabela periódica, ela 
aumenta como número atômico da esquerda para a direita. Isso ocorre 
porque Z aumenta mais do que S da esquerda para a direita no período, 
fazendo com que Zef aumente da esquerda para a direita no período. 
Como exemplos, temos os elementos do 2º período da tabela periódica, 
composto por Be, B, C, N, O, F e Ne.
Química Geral e Inorgânica
36
Tamanho do átomo – Raio atômico 
Não temos como imaginar o tamanho do átomo, pois sua 
eletrosfera não tem fronteira definida. Porém, os cientistas perceberam 
que uma molécula constituída do mesmo elemento pode nos informar 
essa dimensão. Isso é possível considerando-se os átomos esféricos e 
tocantes entre si quando unidos. Como exemplo, temos a molécula de N2, 
em que os dois átomos estão ligados quimicamente, e assim é possível 
calcular o raio atômico com base na distância que separa os núcleos dos 
átomos quando estão ligados. De acordo com Brown (2005, p. 222), essa 
distância é chamada de raio ligante.
A partir de observações dessas distâncias em muitas 
moléculas, a cada elemento pode ser atribuído um raio 
covalente. Por exemplo, na molécula de I2, observou-se 
que a distância separando os núcleos de iodo é 2,66 A. 
Com base nisso, podemos definir o raio covalente do iodo 
como 1,33 A. (BROWN, 2005, p. 220)
Segundo Atkins (2012, p. 39), o raio covalente é chamado de raio 
atômico de um elemento e definido como a metade da distância entre os 
núcleos de átomos vizinhos.
Tendências periódicas nos raios atômicos
Ao analisarmos a estrutura de uma tabela periódica, podemos 
observar a variação do raio atômico em uma família, ou seja, nas colunas. 
O número atômico tende a crescer à medida que descemos. Assim, o 
número de camadas (níveis) aumenta — isto é, o número quântico (n) —, e 
ocorre o aumento do raio atômico, consequentemente.
Com relação ao período, os átomos apresentam o mesmo número 
de camadas (níveis), porém, à medida que aumentamos a carga nuclear 
efetiva, aumenta também a atração sobre os elétrons do último nível. 
Dessa forma, ocorre uma diminuição no tamanho dos átomos.
A tendência do raio atômico de um elemento aumenta de cima 
para baixo nas famílias. Nos períodos, os raios atômicos decrescem da 
esquerda para a direita.
Química Geral e Inorgânica
37
Raio iônico
Quando um átomo ganha ou perde elétrons, ele se torna um íon, e 
seu raio sofre uma variação. 
Ao perder elétrons, um átomo se torna um íon positivo, denominado 
cátion. Automaticamente, sua carga nuclear efetiva aumenta; com isso, 
seu raio atômico é menor que o do átomo do qual se originou.
Ao ganhar elétrons, um átomo se torna um íon de carga negativa, 
chamado de ânion. Nesse caso, a carga nuclear efetiva não se altera, mas 
o raio atômico tende a aumentar. Assim, o raio do átomo é sempre menor 
que o raio do respectivo ânion.
EXEMPLO 1
O elemento sódio (Na), ao perder elétrons, torna-se um cátion. 
Veja sua distribuição eletrônica para compreender a redução do seu raio 
atômico.
De acordo com Linus Pauling, a distribuição eletrônica do Na tem 11 
prótons, 11 elétrons e 3 níveis de energia.
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
Ao perder 1 elétron, o sódio passa a ser 11Na+, perdendo a última 
camada.
11Na +: 1s2 2s2 2p6
Assim, o Na+ tem 11 prótons, 10 elétrons e 2 níveis de energia.
Com a perda do elétron que estava na última camada, ocorre a 
redução do raio atômico.
EXEMPLO 2
O elemento oxigênio (O), ao ganhar elétrons, torna-se um ânion. 
Veja sua distribuição eletrônica para compreender o aumento do seu raio 
atômico. De acordo com Linus Pauling, a distribuição eletrônica do O tem 
8 prótons, 8 elétrons e 2 níveis de energia.
8O: 1s2 2s2 2p4
Química Geral e Inorgânica
38
Ao ganhar 2 elétrons, o oxigênio passa ser 8O
-2, ganhando 2 elétrons 
na última camada.
8O
-2: 1s2 2s2 2p6
Assim, o 8O
-2 tem 8 prótons, 10 elétrons e 2 níveis de energia com a 
expansão de energia.
Ao ganhar dois elétrons na última camada, ocorre o aumento do 
raio atômico.
Energia de ionização
Para Atkins (2012, p. 42), a energia de ionização (EI) é necessária para 
remover um elétron de um átomo na fase gás. Ao retirarmos um elétron 
de um átomo, este absorve energia e passa para o estado de maior 
estabilidade. A energia necessária para remover um elétron de um átomo 
é denominada energia de ionização.
A facilidade com que os elétrons podem ser removidos de 
um átomo é um indicador importante do comportamento 
químico dele. A energia de ionização de um átomo ou íon 
é a mínima necessária para remover um elétron de um 
átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental. 
A primeira energia de ionização I2 é a energia necessária 
para remover o primeiro elétron de um átomo neutro. 
(BROWN, 2005, p. 226)
A unidade utilizada para expressar a quantidade de energia é o 
joule, conforme o Sistema Internacional de Unidades.
Um fator importante da energia de ionização é que, ao retiramos 
mais de um elétron de um elemento, a energia necessária para retirar o 
segundo elétron será maior do que a da primeira ionização. Isso porque os 
elétrons estão mais próximosdo núcleo. 
1ª EI > 2ª EI > 3ª EI
De acordo com Brown (2005, p. 226), quanto maior for a energia de 
ionização, mais difícil é a remoção de um elétron.
Podemos analisar a tendência da energia de ionização na tabela 
periódica:
Química Geral e Inorgânica
39
1. Quanto maior o raio atômico de um elemento, menor será a 
energia de ionização, isso porque mais distantes ficam os elétrons 
do núcleo do átomo, a força de atração dos elétrons com o núcleo 
é fraca e, consequentemente, torna-se mais fácil retirar o elétron 
mais externo.
2. Quanto menor o raio atômico do elemento, maior é a atração que 
o núcleo apresenta com o elétron mais externo, sendo necessária 
maior energia para retirar o elétron do átomo. Desse modo, quanto 
menor o raio do átomo, maior a energia de ionização, e vice-versa.
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade
Quando um elétron é adicionado a um átomo no seu estado 
fundamental, a energia envolvida é chamada de eletroafinidade. Essa 
energia faz a medição do grau de afinidade (atração) do átomo pelo 
elétron adicionado. A afinidade eletrônica é a energia liberada na captura 
de um elétron.
DEFINIÇÃO:
De acordo com Brown (2005, p. 231), é importante entender 
as diferenças entre energia de ionização e afinidade 
eletrônica: a energia de ionização mede a facilidade com 
que um átomo perde um elétron, enquanto a afinidade 
eletrônica mede a facilidade com que um átomo ganha um 
elétron.
Brown (2005, p. 231) ainda afirma que, quanto maior a atração 
entre determinado átomo e um elétron adicionado, mais negativa será a 
afinidade eletrônica do átomo.
Na tabela periódica, a afinidade eletrônica aumenta de baixo para 
cima e da esquerda para a direita, porque, em uma família ou em um 
período, quanto menor o raio, maior a eletroafinidade. 
Química Geral e Inorgânica
40
Eletronegatividade
A eletronegatividade é a força de atração gerada sobre os elétrons 
de uma ligação química. De acordo com Tito e Canto (2009, p. 20), é a 
medida relativa da tendência de um átomo de atrair elétrons quando se 
liga a outro átomo. Quanto menor o raio, maior a eletronegatividade.
Portanto, os elementos situados à direita e na parte superior da 
tabela periódica são os que têm átomos com menores raios e são os mais 
eletronegativos. A figura a seguir mostra essa tendência. 
Figura 15 – Comportamento da afinidade eletrônica 
de acordo com as famílias e os períodos
Fonte: Wikimedia Commons.
Estrutura eletrônica dos átomos
A estrutura eletrônica é a distribuição dos elétrons em um átomo. A 
mecânica quântica explica que a estrutura eletrônica dos átomos ocorre 
devido a um conjunto de níveis de energias quantizadas que os elétrons 
podem ter. 
A estrutura eletrônica de um átomo aplica-se não apenas 
ao número de elétrons que um átomo possui, mas também 
a suas distribuições ao redor do núcleo e a suas energias. 
O conhecimento de estrutura eletrônica é resultado de um 
dos principais desenvolvimentos da ciência no século XX, 
a teoria quântica. (BROWN, 2005, p. 183)
Química Geral e Inorgânica
41
O cientista Max Planck apresentou, em 1900, sua teoria quântica. 
Ele afirmou que a energia podia ser liberada ou absorvida em pedações, 
designados quantum (no plural, quanta). Planck considerou que a energia 
(E) de um único quantum é igual à constante multiplicada pela frequência 
(BROWN, 2005, p. 185). Veja a equação a seguir.
E = hv
Sendo:
h = é a constante de Planck, de valor 6,63 x 10-34 joule por segundo;
v = radiação de frequência.
Planck sugere que (v) só pode ser gerada se um oscilador com essa 
frequência tiver a energia mínima suficiente para iniciar a oscilação.
Planck propôs que a troca de energia entre a matéria e a 
radiação ocorre em quanta, isto é, em pacotes de energia. 
Planck focalizou sua atenção nos átomos e elétrons 
quentes, do corpo negro, que oscilam rapidamente. Sua 
ideia central era que, ao oscilar na frequência V, os átomos 
só poderiam trocar energia com as vizinhanças, gerando 
ou absorvendo radiação eletromagnética, em pacotes 
discretos de energia. (ATKINS, 2012, p. 10)
Após a teoria quântica de Planck ser aceita pela comunidade 
científica, em 1905, Albert Einstein a aplicou para explicar o efeito 
fotoelétrico. 
Para explicar o efeito fotoelétrico, Einstein supôs que a 
energia radiante atingindo a superfície metálica é um 
fluxo de pacotes minúsculos de energia. Cada pacote 
de energia, chamado de fóton, comporta-se como uma 
partícula minúscula. Ampliando a teoria quântica de Planck, 
Einstein deduziu que cada fóton deveria ter uma energia 
proporcional à frequência da luz: E = hv. Portanto, a própria 
energia radiante é quantizada. Energia do fóton = E = hv. 
(BROWN, 2005, p. 186)
As teorias de Planck e Einstein foram muito importantes para o 
entendimento da distribuição eletrônica dos elétrons nos átomos, porque 
iniciaram os estudos dos espectros de linhas ao destacarem os espectros 
de linha do hidrogênio. Segundo Brown (2005, p. 190), o cientista Johann 
Química Geral e Inorgânica
42
Balmer observou o comprimento de onda das quatro linhas do hidrogênio. 
Assim, apresentou a sua equação, que permite calcular os comprimentos 
de onda de todas as linhas espectrais do hidrogênio. Veja equação a 
seguir:
 1 / λ = RH . 1/n2
1 - 1 / n2
2 
Sendo
λ = é o comprimento de onda;
RH = 1,09681x107 m-1, a constante de Rydberg;
N = níveis de energia do elétron.
Com a equação de Balmer (também conhecida como equação de 
Rydberg), que permite calcular os comprimentos de onda de todas as 
linhas espectrais do hidrogênio, o cientista Bohr supôs que os elétrons 
se moviam em orbitais circulares ao redor do núcleo. Ele considerou a 
ideia de Planck de que as energias eram quantizadas e, assim, lançou 
o modelo do átomo caseado em três postulados, descritos por Brown 
(2005, p. 190) da seguinte maneira: 
1. Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias 
definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo. 
2. Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica 
e está em um estado de energia ‘permitido’, um elétron em estado 
de energia permitido não irradiará energia e, portanto, não se 
moverá em forma de espiral em direção ao núcleo. 
3. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele 
muda de um estado de energia permitido para outro. Essa energia 
é emitida ou absorvida como fóton, E = hv.
Com seus três postulados, Bohr apresentou os quatro números 
quânticos: principal (n), que corresponde às camadas; azimutal (l), 
que representa os subníveis de energia; magnético (mt), que explica a 
orientação de um orbital no espaço. Spin (ms) equivale ao movimento 
rotacional do universo.
Química Geral e Inorgânica
43
A distribuição dos elétrons pode ser realizada utilizando-se o 
diagrama de Pauling e também com o uso da tabela periódica. A tabela 
periódica tem 7 períodos e 18 famílias ou grupos (Figura 16).
Figura 16 – Tabela periódica
Fonte: Wikimedia Commons.
Características dos elementos a serem observadas
1. O número principal corresponde à camada ou ao nível onde está 
o elétron. Na tabela periódica, os períodos estão relacionados 
com a quantidade de camadas. Os 7 períodos correspondem às 7 
camadas eletrônicas dos átomos.
2. Os elementos podem ser classificados como de transição e 
representativos. Os elementos de transição são divididos em dois 
grupos, de acordo com o subnível ocupado pelo elétron mais 
energético: transição externa e transição interna. 
3. Os elementos de transição externa são classificados de lantanídeos 
e actinídeos e, simplesmente, ficam fora da tabela, ocupando o 
subnível d. O grupo de transição interna compreende aqueles 
elementos situados no meio da tabela, que correspondem às 
famílias 3B a 12B.
4. Os elementos representativos dos elétrons mais energéticos estão 
situados nos subníveis s e p.
Química Geral e Inorgânica
44
5. É possível localizar um elementoquímico na tabela periódica de 
acordo com sua distribuição eletrônica.
ATIVIDADES:
EXERCÍCIO DE FIXAÇÃO
Determine as características do elemento X de acordo com 
sua distribuição eletrônica.
Elemento X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
Resolução do exercício
Qual o período? 
Esse elemento tem 4 camadas. Logo, o período é 4.
Qual categoria? 
O elétron de maior energia é 4p5. O bloco p está nos 
elementos representativos.
Qual família? 
Sete elétrons na camada de valência (4s2 4p5): a soma de 
2 + 5 = 7, correspondendo à família dos halogênios (17).
Qual elemento? 
Ao cruzar o período com a família, identifica-se o elemento. 
Para esse exemplo, é o bromo (Br).
Química Geral e Inorgânica
45
RESUMINDO:
Neste capítulo aprendemos a utilizar os conceitos de 
periodicidade das propriedades do átomo utilizando a 
estrutura da tabela periódica. Essa análise só é possível 
porque os elementos químicos estão distribuídos de acordo 
com seu número atômico em ordem crescente da esquerda 
para a direita. Utilizando o conceito de carga nuclear 
efetiva, em que podemos entender o poder de atração 
dos elétrons com o núcleo é possível compreendermos o 
conceito de raio atômico. O raio do átomo de um elemento 
estar relacionado ao seu tamanho e sua tendência 
periódica é crescer no grupo de cima para baixo, devido 
ao acréscimo de camadas na eletrosfera do átomo, e 
decresce da esquerda para direita, devido à atração do 
elétron ao núcleo, tornando a átomo menor. A energia de 
ionização é a energia mínima necessária para remover um 
elétron de um átomo gasoso no seu estado fundamental, 
isto é, conforme encontramos na natureza. Sua tendência 
periódica é de crescer de baixo para cima nos grupos e da 
esquerda para a direita nos períodos, isso porque quanto 
maior o tamanho do átomo, menor será a primeira energia 
de ionização. A eletroafinidade é a energia liberada quando 
um átomo isolado no estado gasosos captura um elétron. 
Sua tendência na tabela periódica em família ou grupo é 
crescer de baixo para cima e da esquerda para direita, isto 
é, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica. Já a 
eletronegatividade é a força de atração exercida sobre os 
elétrons de uma ligação, sua tendência na tabela é crescer 
de baixo para cima nas famílias e da esquerda para direita 
nos períodos. Finalizamos entendendo como identificar um 
elemento químico na tabela periódica de acordo com sua 
distribuição eletrônica, pois a tabela nos permite a localizar 
qual o bloco ele pertence e sua classificação como 
elemento representativo ou de transição.
Química Geral e Inorgânica
46
Conceitos estruturais da tabela periódica 
OBJETIVO:
Saber utilizar a tabela periódica é essencial para os estudos 
químicos, porque ela é um recurso bastante usado, tanto em 
sala de aula quanto em laboratório. O objetivo do capítulo 
é firmar os conceitos estruturais da tabela periódica, assim 
como entender o que são famílias e períodos. Ademais, 
vamos ver como os 118 elementos estão distribuídos em 
dois grandes grupos, os metais e os ametais.
Montagem da tabela periódica
A tabela que utilizamos hoje foi lançada por Dimitri Mendeleev e 
seu companheiro de trabalho e estudos, Meyer. Ambos projetaram uma 
tabela composta de colunas e linhas (Figura 17).
Figura 17 – Organização da tabela periódica
Fonte: Wikimedia Commons (2021).
Eles perceberam que os elementos apresentavam propriedades 
químicas semelhantes. Devido a isso, organizaram os elementos conforme 
os seguintes critérios: 
Química Geral e Inorgânica
47
[...] quando as propriedades de um elemento eram 
semelhantes às de outro da mesma linha, esse elemento 
era deslocado para uma nova linha e posto na coluna 
do elemento com o qual tinha semelhança. (USBERCO; 
SALVADOR, 2011, p. 166)
Assim, formaram-se as colunas, com os elementos químicos de 
propriedades semelhantes quimicamente. As linhas horizontais foram 
denominadas períodos; e as colunas, grupos ou famílias.
Na época, Mendeleev e Mayer distribuíram os elementos em ordem 
crescente de massa atômica, mas perceberam que existiam elementos 
ainda a serem descobertos, deixando lacunas para serem preenchidas. 
Contudo, notaram que alguns elementos não se encaixavam na ordem 
de massa atômica, o que revelava falhas na periodicidade. Como 
exemplo, foi deixado um espaço entre o silício e o estanho na tabela, 
pois as propriedades desses elementos apresentavam um salto que 
não justificava os valores. Os nomes usados para esses elementos ainda 
não descobertos são derivados dos nomes dos elementos homólogos 
da mesma coluna, antepondo-se os prefixos eka (um) e dvi (dois): por 
exemplo, eka-alumínio, eka-silício, eka-boro, eka-manganês, dvi-
manganês, entre outros. 
Em 1913, o físico inglês H. G. J. Moseley (1887-1915) descobriu 
uma relação entre o espectro de raios X de um elemento químico e 
seu número atômico. Foi o primeiro cientista a conseguir determinar os 
números atômicos dos elementos com precisão. Estudando a emissão de 
raios X por átomos de elementos bombardeados por um feixe de elétrons 
acelerados por forte campo elétrico, verificou que a radiação X emitida 
era característica de cada elemento. Dessa forma, a disposição dos 
elementos na tabela periódica ficou com um parâmetro mais adequado, 
que persiste até hoje. Assim, ocorreu a substituição do periodismo em 
função dos pesos atômicos pelo periodismo em função dos números 
atômicos, bem como a correção das falhas vistas por Mendeleev e Mayer.
Dessa forma, os elementos químicos foram organizados em ordem 
crescente de número atômico, e a periodicidade é a maior característica 
da tabela. 
Química Geral e Inorgânica
48
Tabela periódica atual
Atualmente, a tabela periódica é composta por 118 elementos 
químicos, que são apresentados individualmente, com seus números 
atômicos, símbolos, nomes e pesos atômicos. 
Na tabela, existem 7 períodos, cujos números correspondem aos 
níveis (camadas eletrônicas que têm os átomos).
EXEMPLO: Para o elemento Al, quais são as camadas eletrônicas?
De acordo com o número atômico: 13Al. 
A distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.
As camadas são:
Camada K: 1s2;
Camada L: 2s2 2p6;
Camada M: 3s2 3p1.
A tabela tem 18 famílias, e cada uma delas agrupa elementos 
químicos com propriedades químicas semelhantes, ou seja, a mesma 
configuração eletrônica na camada de valência (última camada).
Os elementos de uma tabela podem ser classificados como:
 • Elementos representativos (A);
 • Elementos de transição (B);
 • Elementos de transição interna (séries dos lantanídeos e actinídeos);
 • Gases nobres.
Os elementos representativos que compõem a família A têm nomes 
correspondentes a 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18.
A família 1A compreende os metais alcalinos, porque esses 
elementos metálicos são alcalinos, ou seja, têm pH básico.
A família 2A é constituída pelos metais alcalinos terrosos, que são 
bastante reativos e têm também pH alcalino.
Química Geral e Inorgânica
49
As famílias 13, 14, 15, 16 e 17 são denominadas de acordo com o 
nome do seu primeiro elemento. A família 13A é a do boro; a 14A, do 
carbono; a 15A, do nitrogênio; a 16A, dos calcogênios (devido ao oxigênio); 
a 17A, do flúor, também conhecida como halogênio. A última família, 18A, 
refere-se aos gases nobres. 
É importante analisarmos a tabela de acordo com os elementos 
da família A e o número de elétrons da camada de valência, haja vista 
ocorrer a variação, em um mesmo período, de 1 e 8 elétrons. Observe 
que o número da família corresponde à quantidade de elétrons relativa à 
última camada.
Podemos também observar que, em todos os elementos químicos 
representativos, o elétron mais energético situa-se nos subníveis s ou p.
A Tabela 4 mostra a relação da família A com o número de elétrons 
da última camada e a configuração do seu último nível.
Tabela 4 – Número de elétrons correspondente à última camada, de acordo com a família
Fonte: Adaptado de Usbercoe Salvador (2011, p. 171).
A família dos elementos de transição, conhecida como família B, é 
dividida em dois grandes grupos, de acordo com os subníveis ocupados 
pelo elétron mais energético.
Nos elementos de transição externa, os elétrons mais energéticos 
ocupam o subnível d. Já nos elementos de transição interna, os elétrons 
mais energéticos ocupam o subnível f.
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Para os elementos de transição externa, a localização é 
realizada somando o número de elétrons do subnível 
s da camada de valência ns com o número de elétrons 
do subnível d da penúltima camada (n-1) d. (USBERCO; 
SALVADOR, 2011, p. 171)
Observe, na Figura 18, essa relação dos subníveis e os elementos 
da tabela periódica.
Figura 18 –Relação de elementos com os subníveis
Fonte: Wikimedia Commons.
EXEMPLO: Para o elemento Ti, quais são os subníveis das camadas 
eletrônicas?
De acordo com o número atômico: 22Ti. 
A distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2.
O subnível d da penúltima camada: 3d2 – 2 elétrons. 
A família é a soma de 2 + 2 = 4.
Os elementos de transição chamam atenção porque alguns deles 
estão localizados fora da tabela. Eles foram posicionados dessa forma 
porque afetariam esteticamente a estrutura da tabela. Eles, na verdade, 
são a continuação dos elementos do 6º e do 7º períodos e são conhecidos 
como lantanídeos (6º período) e actinídeos (7º período). 
Todos os elementos químicos artificiais com números atômicos 
maiores do que 92 (o número atômico do urânio) são transurânicos. 
Contam com grandes núcleos e, consequentemente, são instáveis e 
radioativos. 
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Classificação dos elementos
A tabela periódica é composta por elementos metálicos, não 
metálicos e gases. Estes podem se naturais e artificias.
Os metais são elementos sólidos — com exceção do mercúrio, que 
é o único metal na fase líquida na tabela. Em geral, são duros, brilhosos 
e densos, têm pontos de fusão e de ebulição altos, são bons condutores 
de calor e de eletricidade, maleáveis e dúcteis e formam íons positivos 
(cátions), porque são doadores de elétrons.
Os semimetais estão localizados entre os metais e não metais, 
apresentando propriedades intermediárias em relação a esses dois 
grupos. São conhecidos também como metaloides e são todos sólidos 
nas condições ambientais. 
Os não metais têm propriedades completamente opostas às dos 
metais. São maus condutores de eletricidade e calor, são opacos, têm 
baixa temperatura de fusão e, quando sólidos, fragmentam-se com 
facilidade.
Os elementos artificiais da tabela são localizados nas séries dos 
lantanídeos e actinídeos. Simplesmente, são sintetizados pelo homem, 
ou seja, produzidos em laboratório. Representam a última mudança 
na tabela periódica, que ocorreu em 1950, com o trabalho de Glenn 
Seaborg. Ele descobriu todos os elementos transurânicos e reconfigurou 
a tabela periódica, colocando a série dos actinídeos abaixo da série dos 
lantanídeos. 
Os gases nobres têm um comportamento químico específico. 
São encontrados isoladamente na natureza na forma de molécula 
monoatômica, por isso são considerados quimicamente estáveis.
Observe que o hidrogênio (Figura 19) é o único elemento que não 
tem família, devido às suas propriedades muito especiais. Sendo assim, 
ele fica isolado na tabela e é utilizado, nos estudos químicos e físico-
químicos, como elemento de referência, em razão da sua forma simples 
e da sua estabilidade. 
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Figura 19 – Elemento químico hidrogênio
Fonte: Wikimedia Commons.
RESUMINDO:
E então? Gostou do que lhe mostramos? Aprendeu 
mesmo tudinho? Agora, só para termos certeza de 
que você realmente entendeu o tema de estudo deste 
capítulo, vamos resumir tudo o que vimos. Você deve ter 
aprendido a manusear a tabela periódica. Vimos que é 
composta de linhas denominadas períodos e colunas, os 
quais chamamos de famílias ou grupos. Ao total, temos 
18 famílias, divididas em elementos classificados como 
de transição (família B) e representativos (família A). O que 
permite esses elementos serem divididos em famílias são 
suas características químicas e físicas semelhantes. Na 
família A, todos eles têm subníveis ‘s’ e ‘p’ e a quantidade 
de elétrons na última camada varia de 1 a 8, conforme sua 
distribuição eletrônica. A família B abarca os subníveis ‘d’ e 
‘f’. Os elementos de transição externa ocupam o subnível 
d, e os elementos de transição interna ocupam o subnível 
‘f’. Ao total, temos 7 períodos que correspondem aos níveis 
(camadas eletrônicas que têm os átomos). Os elementos 
químicos que compõem a tabela são metais, não metais 
e gases. As maiores quantidades são de metálicos. Alguns 
têm propriedades intermediárias entre os metais e os não 
metais, sendo, portanto, chamados de semimetais. Vimos 
também que a tabela é composta de elementos naturais 
e artificiais. Os artificiais estão localizados nas séries dos 
lantanídeos e actinídeos, designações que foram a última 
atualização na estrutura da tabela.
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REFERÊNCIAS
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