Química 2 Bimestre

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Química 1M2 1
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Galáxia de 
Andrômeda
Há muitos e muitos anos
Calcula-se que nosso planeta tenha surgido há cerca de 4,5 bilhões 
de anos. Mas como e do quê?
A Terra talvez tenha se formado do fragmento de milhares ou milhões 
de estrelas que explodiram há bilhões de anos, ou dos restos do Big Bang, 
ou ainda da combinação dos dois (fragmentos de estrelas e resíduos do 
Big Bang). Quem sabe? O fato é que todos os elementos químicos que se 
formam nas estrelas também existem aqui na Terra. Os cientistas afirmam 
que, atualmente, tudo o que existe em nosso planeta é feito da combina-
ção química de, no máximo, 90 elementos químicos. Parece pouco para 
tamanha diversidade de substâncias e seres. É que a quantidade de com-
binações é enorme!
De qualquer forma, o ‘nascimento’ e a ‘morte’ de estrelas continuam 
ainda hoje; seus fragmentos são lançados em todas as direções e muitos 
podem chegar (e chegam) à Terra, como meteoritos ou numa espécie de 
chuva cósmica.
Atingindo a atmosfera da Terra, alguns desses fragmentos se desinte-
gram, outros são incorporados à natureza: passam a fazer parte da com-
posição do planeta e participam dos ciclos da vida.
 O texto diz que a Terra foi criada a partir de vários elementos quími-
cos. Você já parou para pensar sobre a origem do Universo? Qual sua opi-
nião sobre a teoria discutida no texto? De tempos em tempos, as afirma-
ções dos cientistas acerca de determinadas teorias mudam. Você saberia 
dizer o porquê? Reúnam-se em grupos, discutam e exponham suas opi-
niões para o restante da sala.e
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Orientação ao profes-
sor — O objetivo des-
sa atividade é instigar a 
curiosidade e fazer com 
que os alunos pensem 
a respeito da origem do 
Universo e posicionem-
se criticamente sobre o 
assunto a par tir de suas 
próprias experiências de 
vida. Discuta com eles 
sobre os avanços tecno-
lógicos e científicos que 
contribuem para anular ou 
melhorar uma teoria cien-
tífica e os fatores que in-
fluenciam na sua aceita-
ção ou não. Incentive-os 
a se expressarem e intro-
duza o conceito dos ele-
mentos químicos.
A par tir desta unidade, 
poderão ser desenvolvi-
dos os projetos Metais 
pesados e Construção 
de uma tabela periódi-
ca encontrado no final 
dos módulos.
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1. Ao final desse módulo, você encontrará 
cartões contendo elementos químicos e suas 
propriedades. Destaque-os.
2. Com a ajuda dos cole-
gas, agrupe os elementos 
que apresentam proprie-
dades semelhantes. 
3. Disponha-os, 
então, numa or-
dem tal que se 
possa estabelecer 
uma lei que permi-
ta a qualquer pes-
soa organizá-los.
Como classificar os elementos químicos?
Os elementos químicos foram descobertos de forma 
lenta e gradativa. Em 1650, onze elementos eram conhe-
cidos: prata, arsênio, ouro, carbono, cobre, ferro, mer-
cúrio, chumbo, enxofre, antimônio e estanho. Não se 
sabe exatamente quando foram descobertos e quem os 
descobriu.
Antimônio elementar ocorre raramente na natureza. Exis-
tem inúmeros minérios contendo antimônio, embora poucos 
sejam utilizados comercialmente; dentre eles a estibinita — 
Sb2S3 (sulfeto de antimônio) — é o mais importante. 
Os maiores produtores mundiais de minério de anti-
mônio são: Bolívia, Rússia e México. Alguns depósitos de 
importância comercial estão na França, Alemanha, China, 
Chile, México, Peru, EUA, Canadá e Espanha. São raras as 
ocorrências de antimônio no Brasil; a mais importante está 
situada na região do Quadrilátero Ferrífero, no estado de 
Minas Gerais.
Henning Brand, químico alemão, acreditava que pela 
urina poderia criar ouro. Fracassou. Entretanto, em 1669, 
descobriu acidentalmente uma substância cerosa que bri-
lhava no ar, o fósforo. Desde então, descobriu-se quase 
uma centena de novos elementos químicos.
Fósforo (do grego phosphó-
ros, portador de luz) é elemento 
usado em fogos de artifício; vidros 
especiais usados para lâmpadas 
de sódio; tratamento de água (com 
fosfato de sódio, Na3PO4); fabri-
cação de fertilizantes e pesticidas; 
produtos farmacêuticos.
No século XVIII, com as crescentes descobertas de 
novos elementos, os cientistas começaram a se preo-
cupar em organizá-los de alguma forma. Em 1829, por 
exemplo, Döbereiner reuniu-os em grupos de três (tría-
des); o grupo do meio tinha massa atômica aproximada-
mente igual à média aritmética dos outros dois.
Por volta de 1860 pouco mais de 60 elementos se 
tornaram conhecidos. Chancourtois os dispôs em or-
dem crescente de pesos atômicos, numa espiral de 45° 
em volta do cilindro. Tal disposição tornou-se conhecida 
como parafuso telúrico.
Em 1864, Newlands organizou uma tabela com linhas 
horizontais, cada qual contendo sete elementos dispos-
tos em ordem crescente de suas massas. O oitavo ele-
mento apresentava propriedades semelhantes às do pri-
meiro. Newlands inspirou-se na música para criar essa 
lei de organização — lei das oitavas. 
No mesmo ano, Julius Lothar Meyer estudou inú-
meras propriedades dos elementos, reunindo os seme-
lhantes em seis grupos, de acordo com suas valências. 
Na mesma época em que Meyer desenvolvia seus tra-
balhos, Mendeleyev dedicava-se ao estudo da organiza-
ção dos elementos. 
Pesquise a biografia de Dimitri Ivanovich
Mendeleyev (1834—1907).
Em 1869, Mendeleyev criou um cartão para os 63 ele-
mentos conhecidos. Cada cartão continha o símbolo do 
elemento, a massa atômica e suas propriedades quími-
cas e físicas. Organizou esses cartões em ordem cres-
cente de massas atômicas, agrupando os elementos de 
propriedades semelhantes.
Propriedades químicas são as que envolvem as reações 
que cada elemento pode realizar, enquanto as físicas — como 
pontos de fusão, ebulição, entre outras — não alteram sua na-
tureza.
Mendeleyev procurava uma lei maior que regesse o 
comportamento dos elementos químicos. A história conta 
que a inspiração veio no momento em que ele se prepa-
rava para uma importante viagem. Foi quando ele esbo-
çou o “Ensaio de um sistema”, tabela em que aparecia 
uma rede de relações: vertical, horizontal e diagonal en-
tre os elementos.
 0 2 4 6 8 10 12 14 16
2
4
6
8
10
12
14
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32
 14 
12 10
0 8
 
2
 
4 6
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Massa 
atômica
Planificado
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Orientação ao Pro-
fessor — No final 
deste capítulo, você 
encontrará uma ta-
bela em branco. Uti-
lize-a quando for ex-
plicar a classificação 
periódica dos elemen-
tos e, à medida em que 
for explicando as famílias, 
peça aos alunos que os 
pintem de acordo com um 
critério de cores em co-
mum. Faça isso somente 
com as famílias “As”, 1B e 
2B. Em seguida, oriente-
os a plastificá-la. Confira 
e permita seu uso durante 
as provas. O objetivo des-
te trabalho é ajudá-los a 
se familiarizar com a ta-
bela, bem como relevar os 
elementos que são mais 
impor tantes.
Biografia
Orientação ao profes-
sor — Solicite a uma 
equipe de alunos para or-
ganizar uma breve biogra-
fia de Mendeleyev, com 
foto ou gravura, contendo 
os pontos mais importan-
tes, para se fixar na sala 
de aula.
Atividade Paralela
Orientação ao profes-
sor — Peça aos alunos 
queorganizem uma se-
qüência de elementos 
com propriedades se-
melhantes, agrupando-
os. Induza-os a desco-
brir uma lei para esse 
agrupamento. Numa fo-
lha, cole os resultados e 
guarde-os para avaliação. 
Depois de estudar a tabe-
la, volte a esse exercício 
para correção, promoven-
do discussão para verifi-
car qual equipe conseguiu 
as melhores organizações 
e leis. O objetivo é que os 
alunos percebam a difi-
culdade em estabelecer 
uma classificação com 
tão poucos dados. 
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LEI PERIÓDICA DE MENDELEYEV 
Em julho de 1871, Mendeleyev observou que as proprie-
dades dos elementos se repetiam sistematicamente e que, 
colocando-os em ordem crescente de massa, essa repeti-
ção era bem perceptível. Denominou período a cada linha 
horizontal da tabela. Formulou, então, a lei periódica:
As propriedades dos elementos, assim como as das 
substâncias simples e compostas que eles formam, en-
contram-se numa relação periódica com o seu peso atô-
mico.
Periódicos são eventos que se repetem em intervalos re-
gulares, como fases da lua ou estações do ano.
Imagine Mendeleyev organizando os cartões e che-
gando à seguinte disposição:
Li
7
Be
9
B
11
C
12
N
14
Na
23
Mg
24
Al
27
Si
28
P
31
K
39
Ca
40
?
Ti
48
V
51
Rb
85
Zn
65
? ?
As
75
Mendeleyev deixou espaços em branco em sua ta-
bela, prevendo a descoberta de elementos no futuro. 
Fez, inclusive, previsões a respeito das propriedades 
desses elementos. Na casa vazia da coluna do boro, 
por exemplo, ele previu um elemento batizado com o 
nome de eka-boro. Fazendo a média aritmética entre 
as massas do cálcio e do titânio, estimou que o eka-
boro teria peso atômico próximo de 44. O elemento 
que hoje ocupa essa posição é o escândio e o seu 
peso atômico é 45. 
As duas casas vagas entre o Zn e o As seriam 
ocupadas pelos elementos eka-alumínio e eka-silício, 
cujas propriedades também foram previstas com bas-
tante exatidão.
Em alguns casos Mendeleyev desrespeitava a or-
dem crescente dos pesos atômicos, colocando alguns 
elementos em posições aparentemente invertidas, de 
forma que os semelhantes ficassem na mesma vertical. 
Nas colunas verticais encontram-
se os elementos quimicamente se-
melhantes. Lítio, sódio, potássio 
e rubídio, por exemplo: são le-
ves, podem ser cortados com fa-
cas, reagem energicamente com 
a água. Essa é a idéia básica: os 
elementos são colocados em or-
dem crescente de massas atômi-
cas e os semelhantes são manti-
dos na mesma vertical.
Pesquise a biografia de Moseley
É o caso do iodo (126,9) e do telúrio (127,6). Apesar de 
ter massa maior, o telúrio foi colocado antes do iodo na 
tabela de Mendeleyev.
Este, para explicar o fato, imaginou que as massas 
estivessem erradas.
A descoberta de Mendeleyev foi uma verdadeira
proeza científica. Tanto que, em 1906, recebeu o Prêmio 
Nobel por seu trabalho.
LEI DE MOSELEY
Moseley, estudando os espectros de emissão de vários 
elementos, conseguiu aperfeiçoar a lei de Mendeleyev e 
determinou que a periodicidade de comportamento dos 
elementos obedecia à ordem crescente dos números atô-
micos e não da massa atômica, como se imaginava.
Essa descoberta explicou o motivo das inversões que 
se faziam necessárias na tabela periódica de Mendeleyev. 
O telúrio, número atômico 52, por exemplo, deve prece-
der o iodo, com número atômico 53.
A lei periódica que prevalece até hoje passou a ter o 
seguinte enunciado:
Muitas propriedades físicas e químicas dos elemen-
tos variam periodicamente em função de seus núme-
ros atômicos.
 O telúrio é componente de algumas ligas de chumbo, 
cerâmicas e dispositivos termoelétricos.
Classificação periódica atual
Elemento Li (Z = 3) Be (Z = 4) B (Z = 5) C (Z = 6) N (Z = 7) O (Z = 8) F (Z = 9) Ne (Z = 10)
Camada K 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2 1s2
Camada L 2s1 2s2 2s2 2p1 2s2 2p2 2s2 2p3 2s2 2p4 2s2 2p5 2s2 2p6
Atualmente os elementos químicos estão dispostos na ordem crescente de seus números atômicos, em sete li-
nhas horizontais (os períodos) e 18 colunas (grupos ou famílias).
PERÍODOS
Numerados de 1 a 7, os períodos estão relacionados com as sete camadas do átomo. Exemplificando com os 
oito elementos do 2º período:
Biografia
Orientação ao profes-
sor — Uma nova equipe 
deve realizar a pesquisa 
e organizar biografia e 
foto de Moseley. O re-
sultado da pesquisa po-
derá ser exposto num pai-
nel na sala de aula ou da 
escola. 
Classificação periódi-
ca atual
Orientação ao profes-
sor — Os alunos podem 
observar a tabela periódi-
ca no encar te plástico do 
material didático.
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5/16As últimas modificações
A última maior troca na tabela periódica resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. Pela descober-
ta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). Re-
configurou a tabela periódica, colocando a série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos.
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel de Química por seu trabalho. O elemento 106 da tabela periódica 
chama-se seabórgio, em sua homenagem.
www.merck.com.br/quimica/tpie/index.htm
A terceira casa do 6º período contém 15 elementos, destacados na parte 
inferior do quadro da tabela, como série dos lantanídeos. A terceira casa 
do 7º período guarda a série dos actinídeos.
Período Designação Número de elementos 
1º Muito curto 2
2º Curto 8
3º Curto 8
4º Longo 18
5º Longo 18
6º Muito longo 32
7º Incompleto 27(?)
Constantes descobertas de novos elementos podem alte-
rar esse número.
COLUNAS, GRUPOS OU FAMÍLIAS
Na tabela, designam-se as colunas segundo dois critérios: 
1º critério — União Internacional de Química Pura e Aplicada (Iupac): as colunas são numeradas de 1 a 18.
2º critério — Chemical Abstract Service Group (Casg): as colunas são numeradas de 0 a 8, subdivididas em A e B.
Famílias: grupos de elementos com propriedades químicas semelhantes e com o mesmo número de elé-
trons na camada de valência.
Estes elementos têm elétrons somente em duas camadas eletrônicas, K e L, e estão colocados no
2º período da tabela periódica. Sendo assim, todos os elementos do mesmo período têm o mesmo número de 
camadas eletrônicas, o qual coincide com o número do período.
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Divisões da tabela
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p
f
O hidrogênio fica na coluna 1A, porém não é 
metal alcalino; classificado à parte, não per-
tence a nenhuma família.
A família dos gases nobres classificava-se como 8A; 
como o hélio possui somente dois elétrons na camada 
de valência, foi classificado como grupo zero. Para al-
guns autores também deve ser classificado à parte, não 
sendo representativo.
Divisão da tabela de acordo com a configuração ele-
trônica dos elementos, com base no elétron de diferen-ciação: em blocos s, p, d, f Escreva a distribuição eletrônica em subní-
veis de energia dos elementos, indicando 
suas famílias e períodos, justificando cada um deles. 
Após a resolução, procure na tabela e confira se está 
correta.
a) Z = 12
b) Z = 33
c) Z = 17
 
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
Classificam-se os elementos de transição em:
— Transição externa ou simples, ou somente transi-
ção: elementos que apresentam elétron de diferen-
ciação em subnível d; constituem as famílias B da 
tabela periódica.
 Exemplo:
 26Fe — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
— Transição interna: elementos que apresentam elé-
tron de diferenciação em subnível f; constituem as 
séries dos lantanídeos e actinídeos. 
 Exemplo:
 58Ce — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 
5p6 6s2 4f2
Alguns autores definem elementos de transição como 
aqueles que apresentam camadas internas incompletas. Nes-
se caso, os elementos das famílias 1B e 2B não seriam de tran-
sição, porque apresentam elétrons de diferenciação em sub-
nível d completo.
Os elementos da família 1B não fazem distribuição 
eletrônica normal, segundo o diagrama de Linus Pauling, 
porque completam a penúltima camada.
Exemplos: 
29Cu — normal — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
 real — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
47Ag — normal — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9
 real — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10
Elementos terminados nos subníveis s ou p são re-
presentativos; terminados em d, são de transição simples 
ou externa; terminados em f, de transição interna.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS OU NORMAIS
São aqueles cujas configurações eletrônicas têm todas 
as camadas internas completas e o elétron de diferenciação 
colocado em subnível s ou p. Eles possuem, na camada de 
valência, número de elétrons que coincide com o número 
da família. De acordo com o critério da Casg, são os ele-
mentos pertencentes às famílias A. Potássio e sódio têm 
um elétron na valência e pertencem à família 1A; enxofre, 
com 6 elétrons na valência, pertence à família 6A.
11Na — 1s2 2s2 2p6 3s1 — família 1A
19K — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 — família 1A
16S — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 — família 6A
Nomes especiais de famílias 
1A Metais alcalinos ns1 1e–
2A Metais alcalinoterrosos ns2 2e–
3A Família do boro ns2 np1 3e–
4A Família do carbono ns2 np2 4e–
5A Família do nitrogênio ns2 np3 5e–
6A Calcogênios ns2 np4 6e–
7A Halogênios ns2 np5 7e–
Zero Gases nobres ns2 np6 2e– / 8e–
s
1s2 2s2 2p6 3s2 — família 2A porque possui dois elétrons na última camada e 
3º período por apresentar três camadas com elétrons.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 — família 5A porque possui cinco elétrons na 
última camada e 4º período por apresentar quatro camadas com elétrons.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 — família 7A porque possui sete elétrons na última cama-
da e 3º período por apresentar três camadas com elétrons.
C
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7/16METAIS
Elementos sólidos (exceto o mercúrio Z = 80), em geral duros, com brilho, densos, de altos pontos de fusão e 
ebulição, bons condutores de calor e de eletricidade, maleáveis (podem ser transformados em lâminas) e dúcteis 
(podem ser transformados em fios). Apresentam, em geral, 
menos de quatro elétrons na camada de valência. A tendên-
cia de um átomo de metal é perder os elétrons da última 
camada. Exemplo: Na + energia → Na+ + 1e–
1. Escreva a configuração eletrônica dos 
elementos em subníveis de energia e determine família 
e período de cada um. Justifique as respostas.
a) 3Li
b) 8O
c) 19K
d) 35Br
2. Escreva a configuração eletrônica em subníveis de 
energia e classifique-os em representativo, de transição 
externa ou interna. Justifique a resposta.
a) 11Na
b) 16S
c) 27Co
d) 59Pr
Metais, semimetais, não-metais e gases nobres
Sódio é um metal alcalino do terceiro período, portanto da 
família 1A, com elétrons em três camadas. A saber: 2 na cama-
da K; 8 na camada L e um elétron na terceira M; para tornar-se 
estável, deve, então, ceder esse elétron para outro elemento. 
Sua última camada, então, será a segunda, com 8 elétrons.
Classificação dos elementos da tabela periódica: metais, semimetais, não-metais, gases nobres e hidrogênio
H
Te
B
Si
Ge As
Sb
Metais
Semimetais
Não-metais
Metais
G
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Po
Metais
1s2 2s1 — Per tence à família 1A dos metais alcalinos, pois possui um elé-
tron na camada de valência, e ao 2º período, pois contém elétrons nas ca-
madas K e L. 
1s2 2s2 2p4 — Per tence à família 6A dos calcogênios (seis elétrons na camada 
de valência) e ao 2º período (contém elétrons nas camadas K e L).
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 — Per tence à família 1A dos metais alcalinos (um 
elétron na camada de valência) e ao 4º período (contém elétrons nas cama-
das K, L, M e N).
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 — Per tence à família 7A dos halogênios 
(sete elétrons na camada de valência) e ao 4º período (contém elétrons nas 
camadas K, L, M e N).
1s2 2s2 2p6 3s1 — Elemento representativo (Possui o elétron de diferencia-
ção em subnível s.)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 — Elemento representativo (Possui o elétron de diferen-
ciação em subnível p.)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 — Elemento de transição simples ou externa (Pos-
sui o elétron de diferenciação em subnível d.) 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f3 — Elemento de transi-
ção interna (Possui o elétron de diferenciação em subnível f.)
C
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ic
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ió
d
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C
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Elementos naturais e artificiais
Exemplos: Família 5A — carga 3− (8 – 5)
 Família 6A — carga 2− (8 – 6) 
 Família 7A — carga 1− (8 – 7)
 
SEMIMETAIS 
Constituem-se de sete elementos: B, Si, Ge, As, Sb, 
Te e Po. São todos sólidos nas condições ambientes e 
apresentam características intermediárias entre os me-
tais e os não-metais. O silício, por exemplo, é mau-con-
dutor de eletricidade a 25°C; com o aumento da tempe-
ratura, torna-se bom-condutor.
GASES NOBRES
Por serem elementos de maior estabilidade quí-
mica, normalmente não se ligam a outros elementos 
formando compostos. A grande estabilidade dos ga-
ses nobres é atribuída à configuração das suas cama-
das de valência — todos de valência completa: hélio 
com dois elétrons e os demais com oito elétrons. Dessa 
observação surgiu a regra do octeto.
Metais representativos formam cátions estáveis com 
cargas iguais aos números de suas famílias.
Exemplos: Família 1A — cátion 1+
 Família 2A — cátion 2+
Metais de transição podem originar mais de um cá-
tion estável, desobedecendo à regra do octeto.
Exemplos: Fe — 2+ e 3+ 
 Cu — 1+ e 2+ 
O átomo adquire estabilidade química quando possui a 
camada de valência completa, normalmente com 8 elétrons, 
ou 2 no caso da valência na camada K.
NÃO-METAIS 
Com propriedades opostas aos metais, os não-me-
tais podem apresentar-se nos três estados físicos, à tem-
peratura ambiente.
Sólido — C, P, S, Se, I, At
Líquido — Br
Gasoso — N, O, F, Cl
Eles possuem mais de quatro elétrons na camada de va-
lência e tendem a receber elétrons, formando ânions estáveis.
Exemplo: F + 1e– → F– + energia 
O flúor tem sete elétronsna camada de valência. Para 
ficar estável, precisa receber um elétron. Ao recebê-lo, ad-
quire carga 1−. Quando neutro, possui 9 prótons (+) e
9 elétrons (–). Ao receber um elétron passa a ter 10 cargas 
negativas, porém continua com 9 cargas positivas. A dife-
rença é igual a 1–.
De modo prático, calcula-se a carga do ânion estável 
subtraindo o número de sua família do algarismo 8. 
Determine a carga que cada elemento ad-
quire quando se torna estável. 
a) Mg c) I
b) S d) Al
 
4,5
4
3,5
3
2,5
2
1,5
1
0,5
0
1 4 7 10 13 16 19 22 25 28 31 34 37 40 43 46 49 52 55 58 61 64 67 70 73 76 79 82 85 88 91
E
le
tr
on
eg
at
iv
id
ad
e
Número atômico
Dos elementos atualmente conhecidos, 90 são naturais e 22, artificiais. O elemento natural de maior número atô-
mico é o urânio (Z = 92). Os elementos artificiais dividem-se, em relação à posição do urânio, em: 
Cisurânicos — apresentam número atômico menor do que urânio — tecnécio (Z = 43), promécio (Z = 61), as-
tato (Z = 85) e frâncio (Z = 87).
Transurânicos — apresentam número atômico maior do que do urânio.
Eletronegatividade é a medida da tendência pela qual um átomo atrai elétrons na ligação com outro átomo. 
O diagrama representa a variação da eletronegatividade. Em duplas, respondam às questões. 
Família 2A — carga 2+ 
Família 6A — carga 2–
Família 7A — carga –
Família 3A — carga 3+ 
Orientação ao profes-
sor — Apesar de o alu-
no ainda não conhecer a 
teoria sobre a eletronega-
tividade, incentive-o a re-
solver este exercício para 
que ele possa compreen-
der melhor a teoria. Ele 
deve perceber que uma 
mesma família está co-
locada nos pontos mais 
altos e outras nos pon-
tos mais baixos.
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Propriedades periódicas e aperiódicas
G
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F
1. Quais os números atômicos e os nomes dos elementos 
químicos colocados nos pontos mais altos do gráfico?
2. Quais os números atômicos e os nomes dos elemen-
tos com eletronegatividade zero?
3. Quais os números atômicos e os nomes dos elemen-
tos imediatamente após aos de eletronegatividade zero?
4. Por que não se define eletronegatividade para os ga-
ses nobres?
5. Com as respostas obtidas, discuta com os colegas 
e formule uma lei referente ao acontecimento desse grá-
fico.
Propriedades periódicas são aquelas que, na me-
dida em que o número atômico aumenta, assumem va-
lores semelhantes para intervalos regulares, isto é, repe-
tem-se periodicamente. Exemplo: o número de elétrons 
na camada de valência.
Propriedades aperiódicas são aquelas cujos valo-
res variam (crescem ou decrescem) na medida em que 
o número atômico aumenta e que não se repetem em
períodos determinados ou regulares. Exemplo: a massa 
atômica de um número sempre cresce de acordo com o 
número atômico desse elemento.
Entre as propriedades periódicas analisaremos: raio 
atômico, eletronegatividade, potencial de ionização e ele-
troafinidade.
RAIO ATÔMICO 
O raio de um átomo não pode ser medido no átomo 
isolado, porque a eletrosfera não tem limites bem-defini-
dos. Por esse motivo, a determinação do raio atômico é 
feita de forma indireta, medindo-se a distância entre os 
núcleos de dois átomos do mesmo elemento no estado 
sólido e dividindo-a por dois. Em termos práticos, os nú-
cleos são localizados pela difração de raios X. A média 
das semidistâncias nucleares define o raio atômico.
 d
r = d/2 
 
 
Segundo a tabela periódica: 
— Numa família, o raio atômico cresce com o aumento 
do número de camadas. Maior número de camadas 
implica espaço maior da eletrosfera, portanto maior o 
átomo e, conseqüentemente, maior o raio atômico.
— Num período, o raio atômico cresce no sentido em 
que decresce o número atômico. Isso porque todos 
os elementos do mesmo período têm o mesmo nú-
mero de camadas. Quanto menor o número atômico, 
menores a carga nuclear e a atração exercida pelo 
núcleo sobre os elétrons, implicando raio maior para 
o átomo.
ELETRONEGATIVIDADE 
É a medida da tendência do átomo em atrair elétrons, 
quando há ligação com outros átomos. Como se pôde 
notar pela atividade inicial, a eletronegatividade aumenta 
com a diminuição do raio atômico. 
— Numa família, o elemento de maior eletronegativi-
dade é o de menor número de camadas.
— Num período, o elemento de maior eletronegatividade per-
tence à família 7A, ou seja, o de menor raio atômico.
— Não se define a eletronegatividade para os gases no-
bres porque estes são estáveis, ou seja, possuem a 
camada de valência completa e, portanto, não pos-
suem tendência em atrair elétrons.
— O flúor é o elemento de maior eletronegatividade.
Esquema da variação do raio atômico
Flúor — 9; cloro — 17; bromo — 35; iodo — 53; ouro — 79; astato — 85. 
Hélio — 2; neônio — 10; argônio — 18; criptônio — 36; xenônio — 54; radônio — 86.
Li — 3; sódio — 11; potássio — 19; rubídio — 37; césio — 55; frâncio — 87.
Não se define eletronegatividade para os gases nobres porque estes são estáveis e, 
por tanto, não precisam atrair elétrons.
A critério do aluno. Sugestão de resposta — A eletronegatividade aumenta, no pe-
ríodo, da esquerda para direita e, na família, de baixo para cima. 
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POTENCIAL DE IONIZAÇÃO
É a energia fornecida a um átomo, no estado gasoso, 
para dele se retirar um elétron.
Exemplo: 19K + energia → 19K+ + 1 elétron
Esquema da variação dessa propriedade:
1 5 9 13 17 21 25 29 33 37 41 45 49 53 57 61 65 69 73 77 81 85 89 93 97
2 500
2 000
1 500
1 000
500
0
P
ot
en
ci
al
 d
e 
io
ni
za
çã
o
Número atômico
Número atômico X energia de ionização
He
Hélio é o elemento de maior potencial de ionização dentre todos.
Para se retirarem dois ou mais elétrons do 
mesmo átomo, o potencial de ionização cresce 
consideravelmente.
Carbono, por exemplo, que possui 6 elétrons, apre-
senta os seguintes potenciais de ionização, em elétron-
volt (eV): 6C — 1s2 2s2 2p2
Potencial de ionização
1º elétron = 11,2 eV 
2º elétron = 24,4 eV 
3º elétron = 47,9 eV 
4º elétron = 64,5 eV
5º elétron = 392,0 eV
6º elétron = 489,8 eV
Em duplas, analisem o gráfico da proprie-
dade periódica conhecida como potencial de 
ionização ou energia de ionização. A seguir, responda 
às questões. 
1. Quais os números atômicos e os nomes dos elementos 
químicos colocados nos pontos mais altos do gráfico?
2. Quais os números atômicos e os nomes dos elemen-
tos químicos colocados nos pontos mais baixos do grá-
fico?
3. Existe algum elemento com potencial de ionização 
zero? Justifique sua resposta. 
4. Formule uma lei para reger o acontecimento referente 
a esse gráfico. 
5. Sobre a variação do potencial de ionização, complete 
as frases. 
a) Numa família, o potencial de ionização 
 (aumenta / diminui) com o aumen-
to do número de camadas, pois a atração do nú-
cleo pelos elétrons mais externos vai diminuindo 
com (diminuição / aumento) do raio 
atômico. Assim, os maiores potenciais sempre 
pertencem aos (maiores / meno-
res) átomos de cada família. Logo crescede 
 (baixo / cima) para . 
(baixo / cima).
b) Num período, o potencial (cresce/
decresce) com o aumento do número de elé-
trons na camada de valência, pois os maiores 
potenciais sempre pertencem aos 
(maiores / menores) átomos de cada período. 
Haverá aumento da força de atração do núcleo e, 
conseqüentemente, será mais difícil retirar esses 
elétrons. Desse modo, cresce da 
(esquerda / direita) para a . (es-
querda / direita).
ELETROAFINIDADE 
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica é a energia li-
berada por um átomo, no estado gasoso, quando a ele 
se adiciona um elétron.
F + 1e– → F– + energia 
Possui a mesma variação da eletronegatividade, 
ou seja, numa família e num período, a eletroafinidade 
Atividade
Or ientação ao pro-
fessor — Esse exercí-
cio objetiva que o aluno 
descubra sozinho qual 
a variação do potencial 
de ionização. Para tan-
to, estimule-os a procu-
rar na tabela periódica os 
elementos representados 
e transformar essa tabe-
la num diagrama de se-
tas, indicando o cresci-
mento nas famílias e nos 
períodos. 
Hélio — 2; neônio — 10; argônio — 18; criptônio — 36; xenônio — 54; ouro — 79;
radônio — 86.
Li — 3; sódio — 11; potássio — 19; rubídio — 37; césio — 55; frâncio — 87.
Não. Para se retirar um elétron de qualquer átomo é necessário fornecer algum tipo 
de energia.
A critério do aluno. Sugestão de resposta — Quanto menor o átomo e maior o número 
de elétrons em sua camada de valência, maior seu potencial de ionização. 
diminui
aumento
menores
baixo cima
cresce
menores
esquerda
direita
C
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Cl
Elementos que possuem as maiores eletroa-
finidades são os halogênios:
F — 79,6 kcal/mol
Cl — 83,3 kcal/mol
Br — 77,6 kcal/mol
I — 70,9 kcal/mol 
Do mesmo modo que a eletronegatividade, a eletro-
afinidade não é definida para os gases nobres.
C
W
Ponto de fusão e ebulição
Os
Densidade d = g/cm3
Fr
Reatividade química
E
xc
lu
íd
os
cresce com a diminuição do raio atômico. Esquematica-
mente, tem-se:
1. A análise da configuração eletrônica do ele-
mento permite resposta para uma série de questões relativas 
à posição do elemento na tabela e às suas propriedades.
Dado o elemento de número atômico 33.
a) Faça a configuração eletrônica seguindo o diagrama 
de Linus Pauling e depois organize por camadas.
b) Na tabela periódica, a qual período pertence o 
elemento? Por quê?
c) O elemento é representativo? Por quê?
d) A que família esse elemento pertence? Por quê?
2. Faça a configuração eletrônica do elemento de nú-
mero atômico 21 e determine se ele é normal ou de tran-
sição. Sendo de transição, classifique-o em transição sim-
ples ou interna. Justifique.
3. Sejam dadas as seguintes configurações para os áto-
mos A, B e C:
A — 1s 2 2s2
B — 1s2 2s2 2p6 3s2
C — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Coloque-os em ordem crescente de raio atômico. 
Justifique.
4. Os quadros mostram as variações das propriedades 
periódicas na tabela.
Segundo Linus Pauling:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
Arrumando por camadas:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 
 K L M N 
Per tence ao quar to período, porque o átomo tem elétrons em 4 camadas.
Ele é representativo, porque tem elétron de diferenciação no subnível 4p.
Per tence à família 5A, porque tem 5 elétrons na camada de valência: 4s2 4p3.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Elemento de transição simples — apresenta elétron de diferenciação em subnível d.
São dois os fatores que influem no raio atômico:
— será menor o átomo que apresentar o menor número de camadas.
— para dois átomos com o mesmo número de camadas, será menor o de maior 
carga nuclear (número atômico), pois os elétrons serão atraídos mais intensa-
mente para o núcleo, reduzindo o tamanho do átomo.
No caso dado, o átomo A terá o menor raio por ter apenas duas camadas. Entre B e 
C, C será menor por ter maior carga nuclear.
C
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Fr
Caráter metálico
E
xc
lu
íd
os
Fr
Eletropositividade
E
xc
lu
íd
os
Consultando a tabela periódica, coloque em ordem cres-
cente os elementos, segundo as propriedades indicadas.
Ponto de fusão e ebulição para: I, Sn e Ag.
Ponto de fusão para Li, Rb e K.
Densidade para Pd, Ni e Pt.
Caráter metálico para O, Te e Au.
Eletropositividade para C, F e N.
Reatividade química para Cu, Ca e K.
Leia o texto.
Físicos liderados pelo Professor Victor
Ninov do renomado Laboratório Lawrence Berkeley (Cali-
fórnia, EUA) voltaram atrás em sua descoberta, publicada 
em 1999, de dois novos elementos químicos superpesa-
dos, um com 116 e outro com 118 prótons. Seus colegas 
alemães e japoneses não conseguiram reproduzir os re-
sultados originais, o que causou uma reanálise dos da-
dos experimentais. 
Antes de a descoberta passar por exames minucio-
sos, a equipe anunciou que o estudo confirmava a teoria 
da ilha de estabilidade, criada há 30 anos, que pressu-
põe a existência de elementos estáveis com número atô-
mico alto. Essa característica existiria para átomos com 
cerca de 114 prótons e 184 nêutrons.
“Não há nada mais importante para um laboratório 
que integridade científica. Somente com essa integri-
dade o povo, que financia nosso trabalho, confiará em 
nós”, disse Charles Shank, diretor do laboratório. Ele ad-
mitiu que cuidados básicos, imprescindíveis para um es-
tudo científico de tal porte, não foram tomados. “O con-
trole e o arquivamento de dados mais elementares não 
foram feitos.” 
O elemento campeão continua sendo mesmo o 114, 
descoberto pelos russos em Dubna, também em 1999. 
http://www.amc.unam.mx/Agencia_de_Noticias/
Notas_Cientificas/nc_28kpo-ninov.html (Adaptado)
1. Você considera importante ter conhecimentos de quí-
mica para compreender o texto?
2. Explique com suas palavras a expressão integridade 
científica.
3. Qual a imagem de cientista que se pode depreender 
do texto?
1. Fósforo é um elemento químico de número 
atômico 15 e massa atômica 31. Seu nome deriva do grego 
phosphóros, “portador de luz”, tendo sido descoberto pelo al-
quimista Henning Brand, em 1669. Ao contrário do que muitos 
pensam, não entra na composição dos fósforos de segurança, 
cujas cabeças, que se inflamam por atrito, são constituídas de 
enxofre, clorato de potássio ou dicromato de potássio, cola para 
aglutinação, tudo recoberto de parafina. O fósforo vermelho com-
põe, sim, a superfície lateral da caixa, numa mistura com vidro 
moído (ou areia) e cola, onde se dará o atrito para acender o 
palito de fósforo.
Sobre o fósforo, determine:
a) a distribuição eletrônica.
b) seu íon estável ao realizar uma ligação iônica.
c) a correta representação de um isótopo que possui
1 nêutron a mais que o átomo citado no texto.
d) por que esse elemento está situado na família 5A.
2. A tecnologia dos semicondutores tem provocado revolu-
ções na eletrônica e, em sua esteira de mudanças, observam-
se profundas modificações na forma como os seres humanos 
se relacionam entre si. Como principais exemplos, a populariza-
ção dos computadorese a decorrente formação da rede mun-
dial da internet.
 Um dos principais semicondutores, o silício (Si, Z = 14) 
é matéria-prima para a fabricação de microchips, transistores, 
etc. Depois de purificado e monocristalizado, o silício é tra-
tado com quantidades controladas de impurezas, tais como,
I, Sn, Ag
Rb, K e Li. 
Ni, Pd e Pt.
O, Te e Au.
F, N e C
Cu, Ca e K 
Leitura complementar
Orientação ao profes-
sor — O objetivo dessa 
atividade é permitir que os 
alunos se posicionem cri-
ticamente quanto ao papel 
do cientista na sociedade, 
compreendendo as ciên-
cias como construções 
humanas.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
P3–
15P32
Porque possui 5 elétrons na camada de valência.
C
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C
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boro (B, Z = 5) e fósforo (P, Z = 15), o que lhe confere o com-
portamento desejado. Toda a “magia” desse comportamento 
está fundamentada na configuração eletrônica desses elemen-
tos e na forma como os elétrons podem ou não ser conduzi-
dos. Assim,
a) determine a configuração eletrônica em subníveis para 
o boro e o silício e em que família e período da tabe-
la periódica eles devem estar colocados, justificando 
sua resposta.
b) tanto o boro quanto o silício podem ser classificados 
como semimetais, enquanto o fósforo como não-me-
tal. Tal afirmação é verdadeira ou falsa? Justifique.
c) qual a importância dos semicondutores na sociedade 
atual?
3. Alumínio é um elemento químico de número atômico 13 e 
massa atômica 27. Seu nome deriva do latim aluminium, alú-
men, pedra-ume, substância de sabor adstringente. É um me-
tal sólido e o elemento metálico mais abundante da superfície 
terrestre, cujos compostos são conhecidos desde tempos bem-
remotos. Foi descoberto por Friedrich Wöhler, em 1827. Sobre 
o alumínio, determine:
a) sua distribuição eletrônica em subníveis de energia.
b) a família e o período a que pertence, na tabela perió-
dica. Justifique cada resposta.
c) o número de nêutrons no núcleo.
d) o nome de três objetos que contenham esse elemento 
químico.
4. A eletronegatividade é uma das mais importantes proprie-
dades periódicas dos elementos, porque determina todo seu 
comportamento químico nas ligações e reações. Sabendo que 
quanto menor o número de camadas e maior o número de elé-
trons na camada de valência (menor raio atômico), maior a ele-
tronegatividade, responda:
Qual o conceito de eletronegatividade?
Entre os elementos da tabela, qual possui a menor eletronega-
tividade? Justifique.
Por que não se define eletronegatividade para os gases no-
bres?
Por que a família dos metais alcalinos possui maior raio atômico 
que seus correspondentes, no mesmo período, da família dos 
halogênios, apesar destes possuírem mais elétrons?
5. A afirmação de Mendeleyev: As propriedades dos elemen-
tos, assim como as das substâncias simples e compostas que 
eles formam, encontram-se numa relação periódica com sua 
massa atômica contém um erro, corrigido por Moseley. Especi-
fique esse erro reescrevendo a afirmação.
6. Analise a tabela periódica e encontre um metal alcalino, 
um metal de transição, um metal de transição interna e um gás 
nobre. Selecione-os, escreva suas configurações eletrônicas e 
justifique por que são classificados assim.
O silício apresenta 4 elétrons na 3ª camada, logo está na família 4A do tercei-
ro período; o boro possui 3 elétrons na camada 2, por tanto deve ser colocado 
na família 3A do segundo período.
A afirmação é verdadeira. Boro e silício têm propriedades intermediárias entre 
metais e não-metais. O fósforo não possui nenhuma característica de metal, ou 
seja, não tem brilho, não é duro nem maleável, entre outras.
A grande impor tância dos semicondutores está ligada à informática e à comu-
nicação pela internet.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Família 3A, porque possui 3 elétrons na camada de valência. 
Terceiro período, porque ocupa três camadas eletrônicas.
27 − 13 = 14
Panelas, talheres, latas de refrigerantes. 
Eletronegatividade é a propriedade que relaciona a capacidade dos elementos em 
atrair elétrons.
O de menor eletronegatividade é o césio, porque possui o maior raio atômico, ou seja, 
tem seus elétrons fracamente atraídos pelo núcleo em maior número de camadas.
Porque esses elementos são estáveis, pois possuem a camada de valência com-
pleta.
Porque seus elétrons estão sendo menos atraídos por menor carga nuclear.
As propriedades dos elementos, assim como as das substâncias simples e compostas 
que eles formam, encontram-se numa relação periódica com seu número atômico.
A critério do aluno 
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7. Dadas as configurações fundamentais da camada de valên-
cia de dois átomos A e B, determine qual dos átomos é maior.
 Justifique sua resposta. 
 Átomo A ........ 3s1 e Átomo B ........ 3s2 3p5
8. O potencial de ionização é uma propriedade periódica dos 
elementos que determina a energia necessária para retirar um 
elétron de um átomo no estado gasoso. Sabendo que quanto 
menor o número de camadas e maior o número de elétrons na 
camada de valência (menor raio atômico), maior o potencial de 
ionização, determine:
a) como varia o potencial de ionização numa família?
b) dentre os elementos da tabela qual possui o maior po-
tencial de ionização? Justifique.
9. (UCPel—RS) Considere as configurações ele-
trônicas a seguir e assinale o elemento de transição.
a) 2 — 8 — 2 d) 2 — 8 — 16 — 2
b) 2 — 8 e) 2 — 8 — 8 — 1
c) 2 — 8 — 18 — 5
10. (UFSC) Analisando as proposições sobre o elemento 105, 
anunciado em 1975, é correto afirmar:
I. É artificial.
II. É elemento de transição.
III. É cisurânico.
a) Apenas a proposição I é verdadeira.
b) Apenas a proposição II é verdadeira.
c) Apenas a proposição III é verdadeira.
d) São verdadeiras as proposições I e III.
e) São verdadeiras as proposições I e II.
11. (PUC—RS) Os elementos químicos que apresentam um, 
dois ou três elétrons na camada de valência, que têm geralmen-
te brilho e que são bons condutores de calor e eletricidade são 
classificados como:
a) metais. d) calcogênios.
b) semimetais. e) representativos.
c) não-metais.
12. Localize os elementos sódio (Na) e cloro (Cl), na tabela 
periódica, e assinale a alternativa correta sobre esses dois ele-
mentos.
a) O sódio possui menor raio atômico. 
b) O sódio recebe elétrons mais facilmente que o cloro.
c) O cloro perde elétrons com maior facilidade.
d) Ambos os átomos possuem apenas dois níveis de 
energia.
e) Ambos os átomos são elementos representativos.
13. Sobre os metais, a classificação periódica permite prever 
que:
I. tendem a perder elétrons.
II. tendem a receber elétrons.
III. não existem nos grupos representativos.
IV. tendem a apresentar baixa energia de ionização e bai-
xa afinidade eletrônica.
Estão corretos somente os itens:
a) I e IV. d) I e III.
b) II e IV. e) II e III.
c) II, III e IV.
14. Considere as seguintes afirmações:
I. O elemento hélio é o único gás nobre que não apre-
senta configuração s2 p6 na camada de valência.
II. Oxigênio possui maior raio atômico que o selênio. 
III. Os metais utilizados em moedas, tais como níquel (Ni), 
cobre (Cu),prata (Ag) e ouro (Au), são metais repre-
sentativos.
IV. É mais fácil retirar um elétron do cálcio (Ca) do que do 
berílio (Be).
 De acordo com a tabela periódica, assinale a alternativa 
que contém as afirmações corretas.
a) I e IV 
b) II e III 
c) III e IV
d) I e III
e) II, III e IV
15. (PUC—PR) Em relação aos dados: 
Elemento I — 1s2 2s1
Elemento II — 1s 2 2s2
Elemento III — 1s2 2s2 2p5
Elemento IV — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Elemento V — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 
podemos afirmar que:
a) o elemento III é um gás nobre.
b) os elementos III e V são halogênios.
c) os elementos I e IV são metais alcalinos.
d) os elementos IV e V são metais de transição.
e) o elemento II é metal alcalino.
16. Considere as afirmações acerca da tabela periódica.
I. Na família 6A, a eletronegatividade aumenta de cima 
para baixo.
II. Os números atômicos dos elementos químicos aumen-
tam da esquerda para a direita nos períodos.
III. Na família 1A, a energia de ionização aumenta de bai-
xo para cima.
IV. A eletronegatividade aumenta da esquerda para a di-
reita nos períodos.
V. Na família 7A, a temperatura de ebulição aumenta de 
cima para baixo.
As afirmações corretas são em número de:
a) 5 d) 2
b) 4 e) 1
c) 3 
O maior átomo é A. Apesar de ambos possuírem o mesmo número de camadas, em A 
a carga nuclear é menor e, por tanto, atrai os elétrons com menor intensidade.
O potencial de ionização numa família cresce de baixo para cima, ou seja, no 
sentido do menor número de camadas. 
O de maior potencial de ionização é o hélio, porque possui o menor raio atômi-
co, ou seja, tem seus elétrons for temente atraídos pelo núcleo.
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17. (UFPR) Os metais constituem um grupo de substâncias que 
se caracterizam por apresentar um conjunto de propriedades co-
muns, mais ou menos acentuadas, dependendo do metal. Daí se 
falar em caráter metálico. Por exemplo, os metais são, de modo 
geral, bons condutores de eletricidade, embora a condutividade 
varie de metal a metal.
 A respeito dos metais e do caráter metálico, é correto afirmar:
01) Dentre as propriedades que caracterizam os metais es-
tão as condutibilidades elétrica e térmica, o brilho e a 
maleabilidade.
02) De modo geral, os metais formam compostos iônicos 
com os halogênios.
04) Nos metais de transição, é comum o número de oxida-
ção variável.
08) Nos metais, os elétrons mais externos estão fracamen-
te unidos ao restante do átomo e podem movimentar-
se de um átomo para outro, o que explica as suas pro-
priedades condutoras.
16) Na tabela periódica, o caráter metálico diminui da di-
reita para a esquerda e de cima para baixo.
32) Dentro de cada período da classificação periódica, os 
metais alcalinos são os mais eletronegativos.
18. Mendeleyev elaborou a mais importante tabela periódica 
da química. Sobre o assunto, é correto afirmar:
01) Mendeleyev ordenava os elementos na ordem crescen-
te dos pesos atômicos. 
02) Elementos de propriedades semelhantes foram colo-
cados na mesma vertical. 
04) Espaços em branco foram deixados, prevendo-se a 
descoberta de novos elementos e algumas de suas 
propriedades. 
08) A ordem crescente dos pesos atômicos foi desrespei-
tada, dando-se prioridade para a colocação de elemen-
tos semelhantes numa mesma vertical. 
16) A grande falha de Mendeleyev foi admitir periodicidade 
de comportamento para os elementos químicos.
19. A ordem crescente dos raios iônicos Na+, Mg2+ e Al3+ é:
a) Mg2+, Al3+ e Na+
b) Na+, Mg2+ e Al3+
c) Na+, Al3+ e Mg2+
d) Mg2+, Na+ e Al3+
e) Al3+, Mg2+ e Na+
20. São fundamentos corretos da classificação 
periódica atual:
01) Muitas propriedades físicas e químicas dos elemen-
tos são funções periódicas de seus números atô-
micos.
02) A tabela tem sete períodos e todos os elementos de 
um mesmo período têm o mesmo número de camadas 
eletrônicas, número esse que coincide com o do pe-
ríodo.
04) A tabela tem 18 colunas e, nas colunas, agrupam-se 
os elementos de comportamentos e propriedades se-
melhantes.
08) Elementos normais ou típicos ou representativos são 
os de famílias A e os gases nobres.
16) Para os elementos de famílias A, o número da família 
coincide com o número de elétrons da valência dos 
elementos da família.
32) Os gases nobres têm 8 elétrons na valência, com ex-
ceção do He, que tem 2.
64) O hidrogênio é um metal alcalino.
21. A tabela periódica guarda relação íntima com as confi-
gurações eletrônicas dos elementos. Sobre o tema, é corre-
to afirmar:
01) Os elementos de transição simples têm elétron de di-
ferenciação em subnível d.
02) Os elementos de transição interna têm elétron de dife-
renciação em subnível f.
04) Os halogênios têm valência com configuração do tipo 
ns2 np4.
08) Alguns autores consideram os elementos de famílias 
1B e 2B como elementos normais, por terem camadas 
internas completas.
16) A configuração de valência ns2 np4 é típica dos ele-
mentos da família 6A.
32) Os metais têm, normalmente, mais do que 4 elétrons 
na valência.
22. Elementos químicos apresentam propriedades aperiódicas 
e periódicas. Podemos afirmar corretamente:
01) Massa atômica e calor específico são propriedades pe-
riódicas.
02) Raio atômico é a média das semidistâncias nucleares 
de átomos de um mesmo elemento no estado sólido.
04) O raio atômico cresce com o número atômico num pe-
ríodo da tabela.
08) Numa coluna, o raio atômico cresce no sentido que 
cresce o número de camadas eletrônicas.
16) Potencial de ionização e eletroafinidade são proprie-
dades aperiódicas idênticas.
32) Potencial de ionização é a energia fornecida a um áto-
mo no estado gasoso para dele se retirar um elétron.
64) O potencial de ionização cresce no mesmo sentido do 
raio atômico, em períodos e colunas.
23. Marque as afirmativas corretas, some-as e dê a resposta.
01) Para um átomo, o 1º potencial de ionização é sempre 
maior que o 2º, e este, maior que o 3º.
02) Eletroafinidade é uma propriedade periódica relaciona-
da à energia liberada quando um átomo isolado capta 
um elétron.
04) A afinidade eletrônica cresce no sentido oposto ao do 
raio atômico, tanto nos períodos como nas colunas.
08) Gases nobres têm elevados valores de eletroafinidade.
16) A força com que um átomo atrai elétrons no instante 
de uma ligação com outro átomo é definida como ele-
tronegatividade.
32) Nitrogênio, oxigênio e flúor são não-metais de eleva-
das eletronegatividades.
24. Um elemento químico tem a seguinte configuração eletrô-
nica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Sobre ele, é correto afirmar:
01) É elemento de transição.
02) É elemento representativo.
04) Trata-se de um metal alcalino.
08) Pertence ao quarto período da tabela periódica e ha-
bita a coluna 1A.
16) Pode ser um gás nobre.
32) Trata-se de um semimetal.
64) É elemento de elevada eletronegatividade.
15 (01+02+04+08)
15 (01+02+04+08)
Teste 20
Observação — A alterna-
tiva 16 está errada, pois o 
hélio com dois elétrons na 
camada de valência não 
per tence à família 2A. 
47 (01+02+04+08+32)
27 (01+02+08+16)
26 (02+08+16)
54 (02+04+16+32)
14 (02+04+08)
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De onde vêm todas as 
substâncias químicas
do Universo?
O solo, ou mais precisamente a cros-
ta terrestre, possui uma composição re-
lativamente homogênea, formado por: 
46,71% de oxigênio (O) e 27,69% de silí-
cio (Si); outros elementos, principalmente 
alumínio (Al), ferro (Fe), cálcio (Ca), sódio 
(Na), magnésio (Mg) e potássio (K), cons-
tituem o restante da composição. Esses 
números se referem aos elementos indivi-
dualmente; porém, eles são encontrados 
combinados entre si por meio das liga-
ções químicas. O alumínio e o ferro são 
encontrados combinados ao oxigênio, for-
mando, respectivamente, Al2O e Fe2O3 e 
silicatos (com oxigênio e silício).
Assim também outras matérias exis-
tentes no Universo são constituídas a par-
tir dos elementos químicos e das ligações 
que eles fazem entre si. Essas ligações 
podem acontecer naturalmente ou podem 
ser manipuladas nas indústrias.
Projeto escola e cidadania.
Ed. do Brasil. (Adaptado)
Após a leitura do texto e com base 
nos seus conhecimentos, discuta com 
seus colegas e respondam: será que 
materiais diferentes podem ser forma-
dos por elementos químicos iguais? Em 
seguida elaborem uma lista de substân-
cias químicas presentes no seu dia-a-dia, 
procurando identificar quais os elemen-
tos químicos que as formam. Compare 
com a de seus colegas e entregue ao 
seu professor.
Ligações 
ligação
intramoleculares:
iônica Orientação ao profes-sor — O objetivo desse trabalho é verificar qual o conhecimento prévio que 
os alunos possuem das 
ligações químicas: para 
que servem; qual a sua 
impor tância, etc. 
Organize um debate após 
a exposição dos trabalhos 
e esclareça a importância 
dessas ligações e como o 
oxigênio participa de qua-
se todas elas. 
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Ao se chocarem (sódio e cloro), o sódio facilmente 
doará seu elétron para o cloro.
Estabilidade: uma necessidade atômica
Poucos elementos químicos 
existem livres na natureza. A maio-
ria deles aparece na forma combi-
nada, formando uma infinidade de 
compostos. 
Você já se perguntou por que eles 
se ligam entre si?
No capítulo anterior, analisamos 
a classificação periódica e, no de-
correr do estudo, foi obser-
vado que os gases nobres 
são elementos estáveis e 
quase nunca aparecem de 
forma combinada. Essa es-
tabilidade deve-se ao fato de 
possuírem suas camadas de 
valência completas. 
Cientistas observaram 
que todos os outros elemen-
tos químicos tendem a com-
binar-se para adquirir essa 
condição de estabilidade, 
como os gases nobres. Para 
tanto, fazem ligações doando 
ou compartilhando elétrons, 
colocados em contato e, em seus 
movimentos, chocam-se uns com 
os outros. Se, como conseqüência 
dos choques, surgirem forças que 
mantenham os átomos unidos, eles 
estarão fazendo ligações químicas. 
Isso só acontece quando os átomos 
ligados formam sistemas mais es-
táveis e, portanto, menos energé-
ticos do que quando 
estavam separados. 
Dessa forma, a l iga-
ção química é essen-
cialmente a busca de 
estabilidade.
 Ligações químicas 
recebem nomes diferen-
tes, conforme os tipos 
de forças que predomi-
nam na união dos áto-
mos. Quatro tipos mais 
importantes de ligações 
químicas: iônicas, mole-
culares, metálicas e in-
termoleculares.
sendo a razão para a existência das 
inúmeras substâncias químicas exis-
tentes no Universo: as naturais (água, 
sal de cozinha, gases do ar, minérios 
de ferro) ou as preparadas artificial-
mente em laboratórios e indústrias 
(plásticos, tintas, remédios).
A ligação química entre átomos 
somente ocorre quando eles são 
A natureza é pródiga em substâncias oriundas da ligação entre elementos 
químicos conhecidos, seja na própria terra, nos objetos ou nos seres vivos. 
Ligações iônicas
 + energia → + 1 elétron ( )Na Na
Carga positiva deve-se ao desequilíbrio entre prótons e 
elétrons num íon. No estado fundamental, o sódio possui igual 
número de prótons e elétrons (11 prótons e 11 elétrons). Ao 
ceder um elétron, ficará com 11 prótons (+) e 10 elétrons (–); 
logo, haverá excesso de carga positiva.
 + 1 elétron → + energiaCl
Na → Cl ClNa→
+ –
Sejam os átomos de sódio (11Na) e cloro (17Cl) em 
suas configurações normais:
11Na — 1s2 2s2 2p6 3s1 — 1 elétron em sua camada 
de valência (3ª)
17Cl — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 — 7 elétrons em sua ca-
mada de valência (3ª)
Para que o sódio consiga estabilidade, deve ficar com 
8 elétrons no último nível; a melhor maneira de conse-
gui-lo é doando o elétron do terceiro nível. Desse modo, 
sua camada de valência passa a ser a segunda, que pos-
sui 8 elétrons. 
Ao fazer isso, torna-se cátion monovalente, ou seja, 
íon com carga positiva 1+.
Por sua vez, o cloro deverá receber um elétron na camada 
de valência (3ª) para atingir sua estabilidade.
Ao fazê-lo, vai transformar-se em ânion monovalente, ou 
seja, com um elétron a mais em relação ao estado neutro.
O ânion será maior que o átomo de origem. Nesse caso, 
a carga do núcleo (positiva) será menor que a da eletros-
fera (negativa); portanto, a força de atração será menor e 
o íon tende a ser maior que o átomo de origem.
Um cátion é sempre menor que seu átomo de ori-
gem, porque existe maior carga nuclear (positiva) para 
atrair menor número de elétrons (negativos); conse-
qüentemente, essa força faz o íon diminuir de tamanho.
1+
Equações que representam os processos 
11Na + energia → 11Na+ + 1e–
17Cl + 1e– → 17Cl – + energia
11Na + 17Cl → 11Na+ + 17Cl –
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Mg
Mg
Mg
P
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3 Mg2+ + 2 P3–
Mg3
2+ P2
3–
Define-se valência como a capacidade de um 
átomo ligar-se a outros. No caso da ligação 
iônica, a valência é denominada eletrovalência e está as-
sociada aos valores numéricos das cargas dos íons: 
Na+ e o Cl– — monovalentes 
Ca2+ e S2– — divalentes
Al3+ e N3– — trivalentes
Após se transformarem em íons, surgem forças de 
atração entre eles — forças eletrostáticas — que fazem 
com que se liguem. Essa é a ligação iônica.
Ligação iônica, eletrovalente ou heteropolar, é aquela 
estabelecida entre cátions e ânions, que se unem por 
ações de forças eletrostáticas.
Registra-se a ligação iônica entre metais e não-me-
tais quando a diferença de eletronegatividade entre eles 
é muito elevada; segundo Linus Pauling, maior que 1,7. 
Dessa forma, fazem ligações iônicas — elementos 
muito eletronegativos combinados com elementos muito 
eletropositivos.
OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
O metal realiza oxidação ao ceder elétrons de sua ca-
mada mais externa. Ao realizar oxidação, torna-se cátion. 
O não-metal faz reação de redução ao receber elétrons 
em sua camada mais externa. Desse modo: 
Oxidação
Perda de elétrons — formação de cátions
Raio do átomo > raio do seu cátion
Redução
Recebimento de elétrons — formação de ânions
Raio do átomo < raio do seu ânion
A carga total do íon-fórmula é sempre igual a zero. 
Nesse caso, são três íons de Mg, cada qual com carga 
2+, totalizando 6+, e dois íons de P, cada um com carga 
3–, totalizando 6–. A soma dascargas totais do Mg e do 
P resulta zero.
Modo prático de obter o íon-fórmula 
1. Escreva o cátion do metal sempre do lado esquerdo 
(use tabela de cátions para colocar a carga do cá-
tion). Escreva o ânion do não-metal ou hidrogênio do 
lado direito (use tabela de ânions).
 Exemplos: Na+ O2– Al3+ S2– Ca2+ O2– 
2. Coloque como índice do cátion a carga do ânion e vice-
versa; simplifique os índices se eles forem divisíveis pelo 
mesmo número. As fórmulas estarão prontas.
 Exemplos: Na2+ O2– Al23+ S32– Ca2+ O2–
Não se escreve índice 1.
1. Esquematize a ligação que ocorre entre 
o cálcio e o enxofre, escrevendo as equações 
de ionização que ocorrem em cada caso. 
2. Determine para os elementos a seguir a carga que ad-
quirem após realizar uma ligação iônica. Justifique cada 
afirmação.
a) Elemento da família 1A
b) Enxofre
MONTAGEM DE ÍON-FÓRMULA
A proporção mínima com que os átomos se unem na 
ligação iônica depende das cargas dos íons. A troca de 
elétrons deve ser tal que todos os átomos adquiram o oc-
teto. No exemplo inicial da ligação entre Na e Cl, a simples 
troca de um elétron deu estabilidade aos dois íons.
Há casos em que são necessários mais do que um 
cátion e um ânion para que os íons atinjam estabilidade, 
completando o octeto. O Mg e o P somente conseguem 
completar o octeto ligando-se na proporção de 2 para 3, 
conforme esquema.
1. O ferro pode apresentar dois tipos de 
íons, o férrico (Fe3+) e o ferroso (Fe2+). Su-
ponha que, em determinada reação, houve mudança do 
íon férrico para o ferroso, responda:
a) O íon férrico cedeu ou recebeu elétrons?
b) Qual o fenômeno ocorrido?
c) Como você chegou a essa conclusão?
20Ca Ca – 2e– → Ca2+
16S S + 2e– → S2– CaS 
1+, porque possui 1 elétron na camada de valência. 
2–, porque está colocado na família 6A e precisa receber dois elétrons para 
completar a camada de valência.
Recebeu elétrons
Redução
O íon férrico teve uma redução em seu nox de 3+ para 2+, ou seja, recebeu 
uma carga negativa.
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Cl– 
Na+
Cristal de cloreto de sódio — forma cúbica
Lâmpada de lanterna
Extremidades 
dos fios 
“descascados”
Fio elétrico 
comum
Quatro pilhas de lanterna
Solução 
aquosa
2. Sobre o momento da ligação entre um elemento da 
família 2A com um elemento da família 5A, responda: 
a) Qual deles sofre oxidação? Justifique sua resposta.
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS
A ligação iônica, na prática, ocorre entre inúmeros 
cátions e ânions. O íon-fórmula apenas indica a propor-
ção mínima da ligação. Dessa forma, grandes quanti-
dades de íons positivos e negativos aglomeram-se, for-
mando cristais.
A forte atração entre os íons faz os compostos iônicos 
normalmente serem sólidos cristalinos de elevados pontos 
de fusão. Um composto iônico no estado sólido não con-
duz eletricidade, porque os íons estão presos ao retículo 
cristalino, sem liberdade de movimento. Dissolvendo-se 
o composto iônico em água ou fundindo-o, entretanto, 
ele passa a ser bom condutor elétrico, pois aí os íons fi-
cam livres para movimentar. 
Compostos iônicos conduzem corrente elé-
trica em determinadas condições. Para identificar essas 
condições, faça a seguinte experiência.
Material: quatro pilhas, lâmpada de lanterna, fios elé-
tricos, três béqueres
Procedimento: ligue quatro pilhas a uma lâmpada de 
lanterna usando fios (ver figura). Prepare três béqueres 
ou similar (copo, xícara) — o primeiro com sal, o segundo 
com água e o terceiro com água salgada (água + sal). 
Mergulhe os terminais descobertos dos fios no interior 
do copo com sal. Explique o que aconteceu à lâmpada. 
Conclua a experiência, mergulhando os terminais no 
copo com água e, depois, no copo com água salgada. 
Registre os resultados e escreva se houve ou não con-
dução de eletricidade em cada caso.
1. O potássio é um sólido prateado muito reativo. 
Seus íons são essenciais ao organismo humano porque regulam 
o sistema nervoso central. Um efeito de sua falta, bastante co-
nhecido, é a contração violenta da musculatura, que afeta, prin-
cipalmente, atletas após exercícios pesados (cãibras). Isso se 
explica pela intensa eliminação dos sais de potássio pelo suor. 
Essa falta é remediada pela ingestão de frutas ricas em potás-
sio, como a banana. Ao ligar-se ao hidrogênio, o potássio for-
mará um composto iônico, originando um cátion monovalente. 
 Baseando-se nessa afirmação e em seus conhecimentos, 
determine: 
a) a fórmula resultante quando o hidrogênio se liga ao 
potássio.
b) o valor da carga do ânion na ligação anterior.
c) o elemento que sofreu oxidação.
d) uma hipótese para a falta de potássio em pessoas que 
fazem regimes drásticos, com ingestão de diuréticos. 
Obtenha o íon fórmula em cada ligação que 
ocorre entre os elementos a seguir.
a) 20Ca e 9F 
b) 11Na e 8O
c) 13Al e 16S
O elemento da família 2A porque possui 2 elétrons na camada de valência e 
para atingir a estabilidade deve ceder 2 elétrons.
Ca2+ F1– → CaF2
Na1+ S2– → Na2S
Al3+ S2– → Al2S3
Diuréticos fazem as pessoas perderem muita água e, conseqüentemente, há 
grande eliminação desse íon. 
KH
1–
Potássio
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2. O nitrogênio, principal componente do ar, é bastante usado 
na indústria alimentícia para evitar o contato do alimento com o 
oxigênio atmosférico (substância essencial na deterioração dos 
nutrientes). É matéria-prima para a obtenção de diversas subs-
tâncias, como a amônia, da qual se chega, por exemplo, aos fer-
tilizantes. Sabendo que o nitrogênio possui número atômico igual 
a 7, determine o que se pede, justificando suas respostas.
 A família a que pertence:
 Justificativa:
 O período a que pertence:
Justificativa:
Supondo uma ligação iônica entre o nitrogênio e o elemen-
to sódio, determine o número de átomos de sódio (família 
1A) necessários para completar um átomo de nitrogênio. 
Justifique sua resposta.
3. Sabendo-se que o ferro forma dois tipos de cátions está-
veis, com cargas 2+ e 3+, quais serão os íons fórmulas para 
as ligações entre o ferro e o oxigênio, elemento da família 6A?
4. Enuncie e explique a regra do octeto.
5. Em que condições ocorre uma ligação eletrovalente? Que 
forças mantêm os íons unidos?
6. Em termos práticos, as ligações heteropolares ocor-
rem entre metais e não-metais e entre metais e hidrogê-
nio. Entre eles deve existir uma certa diferença de eletro-
negatividade. Qual é essa diferença? Quem estabeleceu 
essa relação?
7. Quais são as eletrovalências dos elementos que apare-
cem nos seguintes compostos: NaI, K2O, CaBr2, KH, AlBr3 
e BaS?
8. Determine, em cada caso, quais elementos sofrem oxida-
ção e redução.
9. Considere os seguintes átomos: H, Cl, K, Al, O e Ba. Es-
creva todos os íons-fórmula possíveis, lembrando que cada íon-
fórmula pode apresentar somente dois elementos.
10. Dados os elementos 11Na e 16S, determine: 
a) O tipo de ligação química que ocorre entre eles. Justi-
fique.
b) A fórmula resultante dessa interação.
c) A carga apresentada pelo ânion dessa ligação.
d) O elemento químico que sofreu redução.
11. A cal virgem é uma substância que apresenta íons Ca2+ e 
O2–. O íon-fórmulaque melhor representa essa substância é: 
a) CaO d) CaO2
b) Ca2O e) Ca4O4 
c) Ca2O2
12. Assinale a alternativa que contém propriedades caracterís-
ticas de compostos iônicos, em condição ambiente. 
a) Sólidos que se fundem facilmente.
b) Líquidos de baixo ponto de fusão.
c) Gasosos e bons condutores de eletricidade.
d) Sólidos de alto ponto de fusão.
e) Líquidos de baixo ponto de fusão. 
13. Um cátion monovalente do cobre unindo-se com ânion di-
valente de enxofre, dará origem à fórmula:
a) CuS2 d) CS2
b) C2S e) CuS
c) Cu2S
5A 
Apresenta 5 elétrons na camada de valência. 
2º período 
Ocupa duas camadas eletrônicas.
Como cada sódio pode doar um elétron, são necessários três átomos de sódio, 
pois o nitrogênio para ficar estável necessita de três elétrons. 
Fe+2 O2– e Fe23+ O32–
Todos os átomos tendem a completar sua camada de valência com 2 elétrons, na ca-
mada K, ou 8 elétrons (todas as outras camadas). Eles o fazem doando, recebendo 
ou compar tilhando elétrons, até ficarem semelhantes a um gás nobre.
A ligação se dá entre um metal e um não-metal. O metal doa elétrons para o não-me-
tal, e permanecem unidos por forças eletrostáticas.
Linus Pauling estabeleceu que, para haver ligação iônica, a diferença de eletronega-
tividade deve ser superior a 1,7.
Na1+ I1–; K1+ 2O2–; Ca2+ Br1–; K1= H1–; Al3= Br1–3 e Ba2+ S2–
Sofrem oxidação todos os elementos que se tornaram cátions: Na; K; Ca; Al e Ba.
Sofrem redução todos os elementos que se tornaram ânions: I; O; Br; H e S. 
KH; AlH3; BaH2; KCl; AlCl3; BaCl2; K2O; Al2O3; BaO 
Ligação iônica, porque a diferença de eletronegatividade entre eles é mui-
to grande. 
Na2S
S–2
S ou enxofre 
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14. Complete o quadro indicando as fórmulas iônicas, quando 
há ligação iônica entre as partículas.
11Na 12Mg 13Al 20Ca
8O
17Cl MgCl2
35Br
15. (UEL—PR) Considere as configurações nos níveis 3 e 4 dos 
átomos:
I. 3s1
II. 3s2 3p4
III. 3s2 3p6 4s2
IV. 3s2 3p6 3d5 4s2
V. 3s2 3p6 3d10 4s2
 Qual delas representa um elemento químico que adquire confi-
guração de gás nobre quando se transforma em cátion bivalente?
16. Sobre os compostos iônicos, é correto afirmar:
01) Formam retículos cristalinos irregulares e não bem-de-
finidos. 
02) São normalmente sólidos de baixo ponto de fusão. 
04) São normalmente líquidos na temperatura ambiente.
08) Conduzem a corrente elétrica quando sólidos.
16) São bons condutores elétricos quando fundidos.
32) São sólidos cristalinos regulares com elevados pontos 
de fusão.
17. Sobre ligações químicas, é correto afirmar:
01) Elas ocorrem porque os átomos isolados são mais es-
táveis do que quando combinados.
02) Gases nobres quase sempre aparecem combinados 
na natureza.
04) Gases nobres não têm tendência a se combinar espon-
taneamente.
08) Os átomos se unem para adquirir estabilidade com con-
figurações semelhantes às dos gases nobres.
16) Os sistemas mais estáveis são os mais energéticos.
18. A ligação iônica eletrovalente ou heteropolar ocorre:
01) entre cátions e ânions.
02) entre átomos neutros.
04) entre dois átomos muito eletronegativos.
08) entre átomos de eletronegatividades que diferem de 
1,7 ou mais, segundo Linus Pauling.
16) como conseqüência de forças eletrostáticas que sur-
gem entre íons de cargas contrárias.
32) entre metais e não-metais.
64) entre H e não-metais.
19. (Uneb—BA) É correto afirmar que:
01) num átomo podem existir dois elétrons com os mes-
mos números quânticos.
02) em um orbital podem existir dois elétrons com spins 
contrários.
04) os elementos cloro e flúor apresentam tendência de 
obter um elétron, adquirindo a configuração ns2 np6.
08) a distribuição eletrônica do íon Al+3 é 1s2 2s2 2p6 3s2 
3p4
16) as famílias IA, IIA e VIIA são chamadas de metais al-
calinos, alcalinoterrosos e calcogênios, respectiva-
mente.
32) a fórmula de um composto que contém o elemento quí-
mico E, de número atômico 12, e o elemento químico J, 
de número atômico 17, será EJ2.
20. (UEM—PR) Considerando a configuração eletrônica dos 
átomos:
A → 3p6 4s1
B → 3s2 3p5
C → 4s2 3d2
D → 3s2 3p2
E → 5s1 4d5
F → 6s2 4f3
Calcule a soma das alternativas corretas.
01) O átomo A perde 2 elétrons através da liberação de 
energia, transformando-se em cátion A+2, com raio 
iônico maior que o átomo de origem.
02) Os números quânticos do elétron mais energético 
da camada de valência do átomo E são n = 5, l = 0,
ml = 0
04) O elemento D pertence ao terceiro período e o elemen-
to F, ao sexto período.
08) A ligação química entre o átomo A e B é predominan-
temente iônica, e o composto formado apresenta retí-
culo cristalino.
16) O elemento E é de transição simples.
21. Assinale as afirmações verdadeiras.
01) Os metais alcalinos, nas ligações iônicas, produzem 
íons monopositivos.
02) Os metais alcalinoterrosos recebem seis elétrons, quan-
do acontece ligação iônica.
04) Na+, K+, Li+, Rb+ são cátions alcalinos.
08) O2–, S2–, Se2–, Te2– são ânions calcogênios.
16) F1–, Br1–, Cl1–, I1– são ânions monovalentes dos halo-
gênios.
32) Os calcogênios têm 6 elétrons na camada de valência; 
logo se tornam cátions divalentes.
22. Com qual(is) dos elementos o íon Al+3 pode formar com-
posto iônico?
01) X (Z = 10)
02) Y (Z = 17)
04) metal alcalino
08) W (Z = 13)
16) calcogênio
32) halogênio
III
48 (16+32)
12 (04+08)
57 (01+08+16+32)
28 (04+08+16)
29 (01+04+08+16)
50 (02+16+32)
Na2O MgO Al2O3 CaO
NaCl AlCl3 CaCl3
NaBr MgBr2 AlBr3 CaBr2
54 (02+04+16+32)
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A síntese da amônia
A amônia (NH3) é matéria-prima para muitas 
outras substâncias. A sua reação com oxigênio, 
por exemplo, catalisada por platina, leva ao áci-
do nítrico. A neutralização do ácido nítrico com 
a amônia origina o nitrato de amônio. Esse é um 
material estratégico, porque pode ser emprega-
do como adubo, na agricultura, ou como explo-
sivo, para fins militares.
Sitiada durante a Primeira Guerra Mundial, a 
Alemanha não podia importar salitre, fonte natu-
ral de nitrato para fertilizantes e munição. Então, 
como produziria alimentos e explosivos? Qual-
quer que fosse o cerco imposto, os aliados jamais conseguiriam cortar os suprimentos de água (fonte de hidrogênio) 
e ar (fonte de nitrogênio) e, menos ainda, seus conhecimentos científicos. Utilizando tais substâncias como reagen-
tes de partida, Fritz Haber criou a síntese da amônia, que permitiu a esse país resistir ao cerco dos aliados durante a 
Primeira Guerra Mundial (1914—1918).
Os Aliados sofreram as conseqüências do cerco bem mais do que os próprios alemães, porque não tinham aces-
so a corantes, remédios, vidros especiais, reve-
ladores e materiais fotográficos, produzidos e 
exportados pela diversificada indústria química 
germânica.
Todas essas circunstâncias mudaram as ati-
tudes do restante da Europa e da América do 
Norte para com a ciência e, em particular, para 
com a química. Essas nações passaram a esti-
mular a investigação química em universidades 
e indústrias. Quando da Segunda Guerra Mun-
dial (1939—1945), os centros de pesquisa e as 
indústrias químicas européias e norte-americanas 
atenderam não só à demanda de explosivos e de 
reagentes especiais, mas também à de isótopos 
puros para novas armas nucleares, metais leves, 
borrachas sintéticas, combustíveis de aviação, 
óleos e gorduras sintéticos.
VANIN, J. A. Alquimistas e químicos.
São Paulo: Moderna, 1994. (Adaptado)
Da Primeira Guerra Mundial à Segunda Guerra Mundial, de acordo com o texto, houve uma evolução nos co-
nhecimentos. Qual a relação desta