Quimica GeralI MODULO

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Evolução dos modelos atômicos 
 
Nesse capítulo, iremos explorar o fascinante 
universo dos átomos e das moléculas. Se você 
observar o universo à sua volta, poderá constatar 
que ele é constituído de diferentes substâncias 
(poeira cósmica, partículas sólidas, massas 
gasosas ....) e com o intuito de explicar essas 
observações filósofos gregos, a exemplo de 
Demócrito ( 460-370 a.c), pensavam que o mundo 
material deveria ser constituído de partículas 
indivisíveis pequenas que eram chamadas de 
átomo que em grego significava “indivisível”. 
Contudo, essa visão da matéria perdeu sua força 
científica quando Platão e Aristóteles formularam a 
hipótese de que não poderia haver partículas 
indivisíveis. Contudo, uma noção mais consistente 
sobre os átomos só surgiu no século XVII, quando 
estudos sobre o comportamento dos gases 
estavam em foco. 
 
 
1.1 Teoria Atômica da matéria 
 
: Como podemos perceber o movimento do vento contra nós? 
 
Na busca de uma resposta a esta pergunta, os cientistas começaram a pensar 
que, se o ar é composto de algo invisível e em constante movimento, então 
deve haver partículas indivisíveis muito pequenas dispersas no ar. 
No início do século XIX (1803 – 1807), o físico inglês John Dalton postulou, 
após numerosas e meticulosas observações experimentais, que estas 
partículas indivisíveis apresentavam as seguintes características principais: 
(i) O átomo NÃO pode ser dividido em partes menores do que ele; 
(ii) O interior dos átomos encontra-se COMPLETAMENTE CHEIO; 
(iii) Os átomos são extremamente pequenos e possuem forma esférica; 
(iv) Todos os átomos de um mesmo elemento químico apresentam 
exatamente a mesma massa. 
 
Este modelo atômico foi aceito pelos cientistas durante aproximadamente 
90 anos (1803-1897) e pode ser sumarizado da seguinte forma: os átomos 
são os componentes básicos da matéria e são as menores partes de um 
elemento ainda com identidade preservada. 
 
Esses postulados levaram as diversas considerações na época, tais como: 
 
1. Toda matéria é formada por átomos; 
 
2. Em uma reação química, os átomos são indivisíveis, isto é, não podem 
ser divididos em duas ou mais partes, e não podem ser criados nem 
destruídos; 
 
3. Os átomos de um mesmo elemento são idênticos, ao passo que os 
átomos de elementos diferentes apresentam diferenças em forma, tamanho, 
massa, etc... 
 
4. Os átomos de um elemento não podem ser transformados em átomos 
de outros elementos; 
 
5. Uma reação química é a união ou separação que se combinam 
obedecendo a uma relação de números inteiros e pequenos 
 
: Para Dalton, portanto, a matéria é constituída de átomos 
indivisíveis, reais e isolados – a matéria tem caráter corpuscular. 
 
Podemos verificar que, de acordo com o postulado de Dalton, um elemento 
é composto de apenas uma espécie de átomo, enquanto que um composto 
contém átomos de dois ou mais elementos. 
 
: Apesar de essa teoria ter sido um grande avanço para a 
Química do século XIX, ela continha alguns princípios errôneos, dentre os 
quais aqueles relacionados a substâncias simples e compostas, a exemplo 
das situações descritas abaixo: 
 
- os gases oxigênio, hidrogênio e cloro, por exemplo, seriam formados por 
apenas um único átomo em vez de dois; 
 
- a fórmula da água deveria ser HO. 
 
 Os avanços na elucidação da estrutura atômica só foram alcançados 
através dos experimentos de físicos que buscavam entender a relação entre 
matéria e eletricidade. A partir de 1897, os cientistas começaram a 
desenvolver métodos para uma investigação mais detalhada da natureza da 
matéria e do átomo e novas descobertas levaram à conclusão de que o 
átomo não era indivisível tal como propunha Dalton, mas, ao contrário, seria 
constituído de outras partes ainda menores. 
 
 
1.2 Desenvolvimento da estrutura atômica 
 
 
De acordo com os conhecimentos adquiridos da Física, já sabemos que tanto o 
ar como outros gases, quando sob certas condições, permitem a passagem da 
corrente elétrica. Mediante a execução destes experimentos com gases que o 
cientista Stoney descobriu o elétron em 1874. Esses desenvolvimentos se 
seguiram e, em 1875, o físico William Crookes idealizou um tubo com dois 
eletrodos contidos em um ambiente de vácuo bastante acentuado (pressão 
interna próxima a 0,0001 atm). Aplicando uma diferença de potencial entre os 
eletrodos, surgia uma fluorescência amarelo-esverdeada no lado oposto ao 
cátodo (eletrodo negativo), que se aquecia. Ao se introduzir um objeto no tubo, 
aparecia uma sombra nítida e, após a aplicação de um campo elétrico, a 
fluorescência desviava-se como uma carga negativa. O posicionamento de 
uma ventoinha no tubo ocasionava o giro desta, indicando que os raios 
(posteriormente denominados de catódicos) tinham massa. Na sequência de 
eventos com os gases, o físico norte-americano Robert Millikan concluiu que os 
elétrons estão presentes em todos os átomos. 
 
J.J Thonsom, em 1897, usou as mesmas ampolas de Willian Crookes, 
excetuando-se o fato de que um amperímetro foi adicionado ao sistema para 
medir a tensão de corrente. Esta inovação permitiu a obtenção de dados 
quantitativos. Thonsom imaginou corretamente que a presença de quantidades 
apreciáveis de ar ou de outro gás cessaria a passagem de elétrons no espaço 
entre o cátodo e o ânodo. Ainda, a retirada do ar do interior do tubo permitiu a 
passagem de corrente elétrica entre os eletrodos. 
 
 
 
Thonsom explicou que a passagem de corrente elétrica entre os eletrodos, 
mesmo na ausência de matéria, indica que tal corrente forma uma espécie de 
ponte entre cátodo e ânodo. Essa ponte foi descrita por Thonsom como sendo 
um feixe de raios que, por partirem do cátodo, foram chamados de raios 
catódicos. 
 
 Sim, mais uma pergunta fica no ar. Essa ponte (raios catódicos) seria 
constituída de matéria ou não para poder conduzir a corrente 
elétrica????? 
 
Veja a figura abaixo e observe: Thonsom para responder a essa pergunta 
seguiu os experimentos de Willian Crookes introduzindo uma ventoinha ao seu 
sistema. Ele também constatou que os raios catódicos ao baterem na 
ventoinha faziam-na girar. Se isso ocorreu, é porque os raios são constituídos 
de partículas dotadas de massa, pois, caso contrario, a pequena ventoinha não 
se movimentaria. Portanto, os raios catódicos são constituídos por matéria. 
 
 
 
 
 
Figura extraída de: Hartwuing, D. R. Química Geral e inorgânica v.1, São Paulo, 1999. 
 
Outro questionamento pode ser retirado desse experimento. Essas partículas 
que constituem os raios catódicos possuem carga elétrica? Thonsom submeteu 
o feixe de raios catódicos a um campo elétrico e magnético e instalou dentro do 
tubo dois outros eletrodos paralelos ao feixe de raios (veja a terceira ilustração 
da figura acima). Assim, Thonsom pode perceber que as partículas dos raios 
catódicos foram atraídas pelos eletrodos carregadas de eletricidade e tomaram 
a direção do eletrodo positivo. 
 
Desse experimento, Thonsom chegou às seguintes conclusões: 
1. De acordo com os resultados, as partículas possuem carga NEGATIVA. 
Ele se baseou nas descobertas do inventor e estadista norte-americano 
Benjamin Franklin (1706-1790), o qual definiu como positivo (+) e 
negativo (-) cargas de naturezas opostas capazes de sofrer 
neutralização mútua; 
2. Como foi observado que nenhuma dispersão ocorria entre as partículas, 
então ficava evidenciado que todas as partículas possuíam exatamente 
a mesma carga e mesma massa, pois, se assim não fosse, o desvio não 
seria uniforme. 
 
O físico-americano Robert Andrews Millikan (1868-1953) determinou a carga 
de um elétron, o que permitiu a outros cientistas calcular a sua massa. O valor 
atualmente aceito para a massa do elétron é 9,109382 x 10-28 g, e a carga do 
elétron é de –1,602176 x 10-19 C (Coloumb).Quando nos referirmos às propriedades das partículas fundamentais, sempre 
expressamos a carga em relação à carga do elétron, à qual é dado o valor (1-). 
Experiências adicionais mostraram que os raios catódicos possuíam as 
mesmas propriedades que as partículas emitidas por elementos radioativos. 
Isso forneceu uma evidência adicional de que o elétron é uma partícula 
fundamental da matéria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
J.J. Thonsom através do estudo dos raios catódicos defendeu a idéia de que o 
elétron é um constituinte da matéria e com esses estudos recebeu o Prêmio 
Nobel de Física, em1906. 
 
 
Os estudos avançaram com o intuito de aprofundar o conhecimento sobre o 
átomo e a primeira evidência experimental da existência de uma partícula 
fundamental positiva veio do estudo dos raios canais que foram observados 
em tubo de raios catódicos especial, com um cátodo perfurado, conforme 
demonstrado na figura abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura extraída de: Hartwuing, D. R., Química Geral e inorgânica v.1, São Paulo, 1999. 
 
 
Pelo experimento ilustrado na figura anterior, foi observado que elétrons de alta 
velocidade colidem com moléculas do gás de preenchimento da ampola e 
promovem a ejeção de outros elétrons (constituintes dos átomos presentes nas 
moléculas). Como resultado destas colisões, observa-se o surgimento de 
partículas com sentido de movimentação contrário aos raios catódicos, ou seja, 
dirigem-se ao pólo negativo (cátodo) com a formação de outro feixe de raios. 
 
 
Através das características observadas nesse outro feixe de raios, constatou-
se que: 
 
 
 
- Esse feixe de raios, ao contrário dos raios catódicos, sofre um desvio 
em direção ao pólo negativo. Como cargas de sinais contrários se 
atraem, concluímos que as moléculas do gás que perderam elétrons 
possuem carga POSITIVA. 
 
- Para cada gás utilizado no tubo, o desvio dos raios positivos não é 
uniforme. Isso ocorre porque as partículas resultantes da colisão de 
diferentes gases possuem diferentes massas e podem, também, 
apresentar cargas de diferentes valores. 
 
: Uma vez que as moléculas do gás perdem elétrons (cargas 
negativas), elas passam a ter carga positiva. Portanto, podemos dizer que a 
carga positiva faz parte da própria molécula, isto é, não foi adquirida. Ainda, 
como as moléculas são formadas por átomos, a carga positiva é parte dos 
próprios átomos que as constituem. Às partículas positivamente carregadas, foi 
atribuído o nome de prótons (do Grego, “aquele que é primeiro”) o qual 
constitui os átomos em conjunto com os elétrons. O cientista responsável pela 
atribuição do termo próton foi Ernest Rutherford. 
 
Continuando na linha do tempo, em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein 
demonstrou que a perfuração do cátodo de uma ampola de descarga de gás 
proporcionava uma luminescência na parte posterior do cátodo. Mais tarde, o 
físico Wilhelm Wien observou que esses raios eram positivos e que sua massa 
e sua carga dependiam da natureza do gás que ocupava o interior do tubo. A 
menor massa, obtida com o gás hidrogênio, coincidia com a massa do próton, 
sendo a carga também igual à desta partícula atômica. 
 
 
 
 
Figura capturada no portal www.google.com.br 
 
 
No intuito de estabelecer qual a relação carga-massa para os prótons, os 
experimentos foram realizados usando gás hidrogênio e os resultados 
indicaram que o hidrogênio fornece partículas positivas com a menor massa. 
Desta maneira, a massa do próton foi determinada experimentalmente em 
1,672622 x 10-24 g ,enquanto que a carga relativa do próton, igual em tamanho, 
mas com sinal oposto à do elétron, é de (+1). 
 
: Sabemos até agora que o átomo é constituído por elétrons 
com carga elétrica negativa e prótons com carga elétrica positiva. Então você 
poderia agora perguntar: 
 
O número de elétrons em um átomo seria igual ou diferente do número de 
prótons? 
 
Qual é o mais pesado: um elétron ou um próton? 
 
Como os elétrons e os prótons estariam distribuídos no átomo? 
 
Em relação à primeira pergunta, a resposta dada na época foi que qualquer 
átomo que perde um número n de elétrons adquire n cargas positivas cujo 
valor é n vezes o da carga de um elétron. Isso nos leva à seguinte conclusão: 
no interior de um átomo, existe, para cada elétron, uma carga positiva de igual 
valor. Desta forma, dizemos que o átomo é eletricamente neutro, pois o número 
de cargas elétricas negativas (elétrons) é neutralizado completamente pelo 
número de cargas positivas (prótons). 
 
A segunda pergunta é respondida da seguinte forma: quando qualquer átomo 
perde um ou mais elétrons, a massa total do átomo permanece praticamente a 
mesma. Isso evidencia que a maior parte da massa total do átomo se deve 
muito mais às cargas positivas (prótons) do que às negativas (elétrons). 
 
Tentando responder a terceira pergunta é que surgiram os modelos atômicos e 
o de Thonsom forneceu à comunidade científica um modelo atômico 
semelhante a um “pudim coberto com passas”, conforme descrito abaixo: 
 
 
Figura extraída de: Hartwuing, D. R., Química Geral e inorgânica, v.1. São Paulo, 1999. 
 
O modelo descrito acima foi aceito até 1911, quando Rutherford propôs um 
modelo mais aprimorado. 
 
Em 1896, o físico francês Henri Becquerel (1852-1908) descobriu que um 
minério de urânio emitia raios capazes de escurecer uma placa fotográfica, 
mesmo que esta estivesse coberta por papel preto para evitar sua exposição à 
luz. Em 1898, Marie Curie e seus colaboradores isolaram o polônio e o rádio, 
os quais também emitiam o mesmo tipo de raios e, em 1899, madame Curie 
sugeriu que os átomos de determinadas substâncias emitiam esses raios 
incomuns que se desintegram. Este fenômeno foi denominado de 
radioatividade e as substâncias que apresentam essa propriedade são ditas 
radioativas. 
 
 
 
A massa total do átomo seria devida 
quase que totalmente apenas „as cargas 
positivas. Estas estariam espalhadas, 
uniformemente, por toda uma esfera, 
formando uma massa compacta e 
uniforme. Na superfície dessa massa 
estariam aderidos os elétrons, espaçados 
de modo uniforme. Modelo pudim coberto com passas 
Pudim – massa de 
Cargas positivas 
Passas – seriam 
os elétrons 
Baseado nessas informações, Rutherford sugeriu que os átomos poderiam 
conter partículas relativamente pesadas sem nenhuma carga elétrica 
e, em 1932, o físico britânico James Chadwick (1891-1974), aluno de 
Rutherford, obteve evidências para fundamentar esta suposição. Ele descobriu 
que uma radiação muito penetrante era liberada quando partículas 
provenientes de polônio radioativo atingiam um alvo de berílio; essa radiação 
foi direcionada para um alvo de parafina, e então ele observou que prótons 
emanavam desse alvo. Seu raciocínio foi de que somente uma partícula 
pesada e sem carga que emanava de berílio poderia ter causado esse efeito. 
Essa partícula conhecida como nêutron não apresenta carga elétrica e tem 
massa de 1,674927 x 10–24 g, ligeiramente maior do que a massa de um 
próton. Assim, por volta de 1910, Ernest Rutherford e seus colaboradores, 
Hans Geiger (1882-1945) e Ernst Marsden (1889 -1970) resolveram testar o 
modelo de Thonsom e observaram o que ocorreu quando as partículas 
atravessaram a folha de ouro. 
 
 
 
 
 
Figura extraída de: Hartwuing, D. R., Química Geral e inorgânica, v.1. São Paulo, 1999. 
 
Rutherford e colaboradores puderam observar neste experimento com 
partículas alfa (íons de He2+) e outras partículas energéticas emitidas por 
elementos radioativos, que: 
 
1. A maioria das partículas alfa atravessava a fina folha de ouro sem sofrer 
nenhum desvio. Esse fato indica que estas partículas não encontram nenhum 
obstáculo pela frente e seguem seu percurso em linha reta (resultado que 
confirmariaos experimentos de Thonsom). Daí se concluiu que existem 
enormes espaços vazios dentro do átomo, pois somente assim a maior parte 
das partículas α conseguiria atravessar a lâmina sem se desviar; 
 
2. Algumas partículas α não conseguem atravessar a lâmina, sofrendo um 
desvio muito forte em seu caminho. Esse fato mostra que essas partículas 
encontravam algum obstáculo, porém não muito grande, quando atravessavam 
os átomos da lâmina; 
 
3. Pouquíssimas partículas α não conseguem atravessar a lâmina e voltam 
para o mesmo lado de onde foram emitidas. Este fato evidencia que tais 
partículas encontram um obstáculo irremovível ao colidirem em algum ponto 
dos átomos da lâmina; 
 
4. Ocasionalmente estas partículas densas, com velocidade elevada, eram 
desviadas e, algumas vezes, refletidas para trás, quase que em linha reta; 
 
No intuito de justificar suas observações, Rutherford propôs um novo modelo 
para o átomo. Nele, a carga positiva e a maior parte da massa atômica se 
concentrariam em um volume muito pequeno - minúsculo caroço - que chamou 
de núcleo, enquanto que os elétrons ocupariam a eletrosfera portadora de um 
grande volume espacial quando comparada ao núcleo (modelo B). 
 
Ao observamos a Figura abaixo, verificamos que o avanço do modelo de 
Rutherford (modelo B) em relação ao de Thomson (modelo A) foi significativa, 
uma vez que as partículas fundamentais do átomo passam a ocupar lugares 
distintos com a existência do núcleo e eletrosfera. 
 
 
 
Figura extraída de: Hartwuing, D. R., Química Geral e inorgânica, v.1. São Paulo, 1999. 
 
 
Rutherford concluiu ainda que os elétrons estavam tão afastados quanto 
possível do núcleo, ou seja, a pelo menos 10.000 unidade de distância. Ele 
chamou de número atômico (Z) o número de prótons que compõe um núcleo. 
Ao número total de partículas nucleares (prótons + nêutrons) atribuiu-se a 
denominação de número de massa (A). 
 
 Mas, surge um questionamento que se repete também nesse modelo. 
Os elétrons estariam parados ou em movimento? 
 
Rutherford postulou que se os elétrons estivessem parados, seriam atraídos 
pela carga positiva do núcleo até caírem sobre ele e isto significaria a 
instabilidade do átomo e de toda a matéria. Como esta destruição nunca foi 
observada, Rutherford concluiu que os elétrons estariam em continuo 
movimento girando ao redor do núcleo, à semelhança dos planetas que orbitam 
ao redor do sol, sendo esta ideia a responsável pela denominação de modelo 
planetário. 
 
Figura criada pelo autor 
 
Este modelo, porém, entrava em contradição com a Física Clássica que afirma: 
“toda partícula portadora de carga elétrica e em movimento perde energia”. No 
caso dos elétrons, que são partículas elétricas e estão em movimento, esta 
perda de energia resultaria na diminuição de velocidade até a completa perda 
de movimento. Novamente, esta expectativa teórica não foi confirmada. 
 
 
 
As descobertas do próton, elétron e nêutron alertaram os cientistas no sentido 
de procurar relações entre a estrutura atômica e o comportamento químico. 
Assim, em 1902, Gilbert N. Lewis (1875-1946) sugeriu que os elétrons nos 
átomos poderiam estar arranjados em camadas a partir do núcleo. 
 
Já no início do século XX, grandes nomes da Física, a exemplo de Max Planck, 
Albert Einstein e Erwin Schödinger, concluíram (com base em inúmeros 
experimentos realizados no século XIX) que a Física Clássica era inadequada 
para descrever o comportamento de partículas minúsculas como prótons e 
elétrons. Um dos experimentos mais decisivos foi o estudo do perfil de emissão 
de radiação eletromagnética do corpo negro, definido como um objeto capaz de 
absorver ou emitir radiação sem preferência por determinados comprimentos 
de onda ou frequências. 
 
Nas observações dos resultados obtidos com o corpo negro, concluiu-se que 
os comprimentos de onda de máxima emissão deslocavam-se para valores 
cada vez menores á medida que a temperatura de aquecimento do corpo 
aumentava. Pela Física Clássica, tal observação era totalmente inesperada, 
visto que os valores de energia podiam assumir níveis contínuos. Assim, 
corpos com temperaturas relativamente baixas poderiam emitir quantidades 
apreciáveis de radiações eletromagnéticas mais energéticas como aquelas 
pertencentes à região ultravioleta do espectro eletromagnético (definido 
adiante), além de raios-X e raios ! Obviamente esta previsão nunca se 
concretizou, uma vez que as vizinhanças dos objetos não são devastadas pela 
emissão de radiações altamente energéticas. Portanto, havia algo muito 
estranho com a interpretação clássica das interações entre matéria e energia. 
 
+ 
Movimento circular uniforme 
Um elétron girando 
é mantido em 
órbita pela atração 
eletrostática do 
núcleo carregado 
positivamente. 
Ganhando ou 
perdendo energia o 
elétron provavelmente 
teria um movimento 
em espiral 
Nesta época extremamente rica para a Ciência, surge a Mecânica Quântica 
alicerçada no princípio da quantização de energia. À luz deste postulado, o 
dinarmaquês Niels Bohr propõe, em 1913, um novo modelo atômico com 
quantização de energia para os elétrons nos átomos. Em resumo, a proposta 
de Bohr para a estrutura atômica fundamenta-se em três princípios: 
 
a) Um elétron tem energia constante em uma órbita particular (estado 
estacionário) e, por este motivo, não colide com o núcleo; 
b) O elétron possui apenas certas órbitas possíveis ao redor do núcleo; 
c) Variações de energia (ganho ou perda) correspondem a saltos de uma 
órbita interna a uma mais externa ou vice-versa. 
 
Deve-se salientar que, ao retornar para o estado fundamental (ou não excitado) 
de energia, o elétron devolve a energia fornecida na forma de radiação 
eletromagnética de frequência definida. Conforme você já deve ter percebido, a 
compreensão dos modelos atômicos mais recentes (postulados na primeira 
metade do século XX) requer o entendimento da natureza das radiações 
eletromagnéticas e é justamente deste assunto que se trata a próxima seção. 
 
Apesar da importância imensa e inquestionável do modelo atômico de Bohr 
para a Física e Química, ele apresentava uma limitação séria no tocante à 
concepção de órbitas ou localizações exatamente conhecidas para os elétrons. 
Em 1927, o físico alemão Heisenberg propôs o Princípio da Incerteza que 
afirma ser impossível determinar com exatidão o momento linear (m x v) e a 
posição de partículas tão diminutas como os elétrons. Desta forma, Heisenberg 
demonstrou que os elétrons possuem probabilidade de estarem a 
determinadas distâncias do núcleo. Após uma abordagem mais aprofundada 
da natureza da radiação eletromagnética, retornaremos novamente ao modelo 
atômico proposto por Bohr. 
 
1.3 Radiação eletromagnética 
 
Nossa compreensão da luz e das ondas decorre das experiências realizadas 
pelos físicos no século XIX, entre eles o escocês James Clerk Maxwell (1831-
1879). Em 1864, ele desenvolveu uma elegante teoria matemática para 
descrever todas as formas de radiação em termos de campos elétricos e 
magnéticos oscilantes, ou seja, na forma de ondas. Daí, radiações como a luz 
(parte visível do espectro eletromagnético), as microondas, os sinais de rádio e 
televisão, bem como os raios X são chamadas coletivamente de radiações 
eletromagnéticas (ou energia radiante), as quais são definidas como campos 
magnéticos e elétricos perpendiculares entre si que se propagam em todas as 
direções do espaço. 
 
 
 
Figura capturada no portal www.google.com.br 
 
 
Ao observarmos a onda acima verificamos que a distância entre cristas 
sucessivas (ou pontos elevados de uma onda) ou entre depressões é chamada 
de comprimento de onda ( letra grega lambda), que se traduz para wavelenght 
na língua inglesa. A unidade mais usada para esta grandeza é o nanômetro 
(nm). As ondassão caracterizadas também pela freqüência, simbolizada pela 
letra grega (ni) e que diz respeito ao número de vezes que as cristas ou 
depressões passam por um ponto definido no espaço. A unidade de frequência 
é o ciclo por segundo (s-1) ou Hertz (Hz). Por sua vez, a altura máxima de uma 
onda é denominada de amplitude. 
 
A velocidade (denominada de c) para qualquer movimento periódico, inclusive 
o de uma onda é o produto do comprimento de onda pela freqüência, sendo 
expressa pela fórmula: 
 
Velocidade (m s-1) = comprimento de onda (m) x freqüência (s-1) ou: 
 
 
c (m s-1) = (m) x (s-1) 
 
Aqui, a unidade do comprimento de onda é convertida para metros para 
permitir a obtenção da unidade de velocidade em m s-1. No vácuo, a velocidade 
da luz vale 2,99792458 x 108 m s-1, ou aproximadamente 187 mil milhas s-1. 
 
Para a teoria atômica moderna que substituiu o modelo de Bohr em 1925, o 
tipo de movimento de ondas apropriado é o estacionário, pois se caracteriza 
por dois ou mais pontos em que não há nenhum movimento, isto é, a amplitude 
da onda é zero. Estes pontos de amplitude nula são chamados de nós. 
 
Observando a Figura abaixo, podemos identificar os diversos comprimentos de 
onda e freqüência empregados para cada aparelho que usamos no nosso 
ambiente. 
 
 
Figura capturada no portal www.google.com.br 
 
 
Ao conjunto de comprimentos de onda e frequências demonstrado na figura 
acima, dá-se o nome de espectro eletromagnético. Neste espectro, podemos 
observar que a porção visível aos olhos humanos corresponde a uma faixa 
bem estreita, com cores variando do vermelho ao violeta, ou do maior para o 
menor comprimento de onda (alternativamente, da menor para a maior 
frequência). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como discutido anteriormente no texto, os físicos do início do século XX 
introduziram o conceito de quantização de energia, sendo este conceito 
principalmente trabalhado pelo alemão Max Planck (1858-1947). Este cientista 
 
 
A radiação ultravioleta 
(UV), que pode levar a 
queimaduras solares, 
tem comprimentos de 
onda mais curtos do 
que a luz visível. 
 
 
 
 
 
notável propôs em 14/12/1900, na Sociedade Alemã de Física, uma equação 
que viria a se chamar equação de Planck. Segundo esta equação, a energia 
trocada com a matéria é proporcional à freqüência de vibração dos 
constituintes desta matéria (átomos, íons, entre outros), os quais podem ser 
considerados como unidades oscilantes. Deste modo, independentemente se a 
matéria vai receber ou liberar radiação eletromagnética, ela sempre o fará de 
forma quantizada. Como exemplo de liberação de energia radiante, podemos 
considerar o brilho de objetos aquecidos, ao passo que o aquecimento dos 
alimentos nos fornos de microondas constitui um fenômeno ocasionado pela 
absorção de energia radiante oriunda do magnetron destes equipamentos. 
Quando a energia radiante é absorvida pela matéria, ela pode promover 
diferentes efeitos, tais como: promoção de elétrons para níveis energéticos 
mais elevados, vibração dos átomos presentes em determinada molécula, ou 
ainda a rotação de moléculas em torno de seu centro de gravidade. A 
ocorrência de cada um dos fenômenos supramencionados dependerá da 
energia contida nas radiações eletromagnéticas e magnitude desta energia é 
expressa pela equação de Planck, indicada abaixo com a constante de 
proporcionalidade h (constante de Planck) igual a 6,62606876 x 10-34 J. s. 
 
 
 
Energia (J) constante de Planck (J.s) 
 
 E = h 
 
 frequência (s-1) 
 
 
Posteriormente, Einstein estendeu os estudos sobre a equação acima e supôs 
que a energia das radiações eletromagnéticas era transportada em pequenos 
pacotes denominados de fótons ou quanta, desprovidos de massa. Pela 
equação de Planck, podemos relacionar energia dos fótons com a frequência e 
o comprimento de onda da radiação eletromagnética. Assim, quanto mais 
energética for determinada radiação eletromagnética, maior será sua 
frequência e menor seu comprimento de onda, pois = c/ , onde c é a 
velocidade com a qual a radiação eletromagnética se propaga. Então a 
equação de Planck pode também ser escrita como E = hc/ . 
 
De acordo com esta última forma de expressar a equação de Planck, fica 
evidente que comprimentos de onda mais curtos (ou menores) estão 
associados a radiações de grande energia. Por exemplo, a radiação ultravioleta 
(capaz de causar danos às nossas células) possui valores de pequenos, ao 
passo que as ondas de rádio ou televisão apresentam comprimentos de onda 
bastante longos. Caso contrário, seríamos calcinados nas incontáveis vezes 
que nossos corpos são atravessados diariamente pelas ondas de rádio ou TV! 
 
Albert Einstein ainda utilizou a equação de Planck para explicar 
convincentemente o efeito fotoelétrico, o que lhe rendeu o Prêmio Nobel em 
Física no ano de 1921. A proposta de Einstein sobre o efeito fotoelétrico inclui 
as seguintes premissas: 
 
• Elétrons são ejetados de um átomo, se este interagir com partículas 
energéticas (fótons); 
 
• Um elétron pode ser ejetado de um átomo somente se uma quantidade 
mínima de energia for fornecida; 
 
- Quanto maior for a intensidade da radiação eletromagnética, mais fótons 
existirão para atingir uma superfície por unidade de tempo, o que 
implicará na ejeção de quantidades maiores de elétrons. 
 
Embora esse modelo não fosse um sucesso completo, ele introduziu 
conceitos novos, surpreendentes, que conduziram finalmente ao 
desenvolvimento do modelo moderno da estrutura atômica. A partir deste 
ponto, a natureza corpuscular da radiação eletromagnética estava 
fundamentada, da mesma forma que sua natureza ondulatória. 
 As experiências com células fotoelétricas mostraram que os elétrons são 
ejetados da superfície somente se a freqüência da luz é alta o bastante, 
contudo, se a luz de uma freqüência mais baixa for usada, nenhum efeito 
será observado, não importando a intensidade da luz (seu brilho). As 
experiências indicaram ainda que se a frequência for acima do mínimo, 
entretanto, um aumento da intensidade da luz levará a um aumento da 
intensidade da corrente, pois mais e mais elétrons serão ejetados. Esta 
observação é uma consequência imediata da quantização de energia e da 
aplicação de equação deduzida por Max Planck, pois cada metal apresenta 
graus diferenciados de associação dos elétrons com a estrutura atômica. 
 
1.4 Considerações adicionais sobre o átomo de Bohr 
 
Agora, após nossas considerações iniciais sobre o modelo atômico de 
Bohr e a natureza das radiações eletromagnéticas, temos condições de 
entender o motivo pelo qual o aquecimento de diferentes compostos em uma 
chama produz colorações distintas (ver figura abaixo). 
 
 
Figura capturada no portal www.google.com.br 
 
 
 
 
 
Quando um elemento químico é aquecido a altas temperaturas, os 
elétrons de seus átomos recebem energia e são forçados a se afastarem do 
núcleo e, ao retornarem ao nível fundamental, devolvem a energia recebida 
pela emissão de fótons associados a transições específicas e quanticamente 
permitidas entre níveis de energia ou órbitas. Como cada elemento químico 
possui níveis energéticos únicos e, portanto diferenças peculiares de energia, é 
de se esperar que uma chama contendo átomos de cálcio exibam coloração 
distintas daquela apresentada por uma chama com átomos de sódio, por 
exemplo. 
 
Os elétrons num átomo ganham ou perdem energia somente em 
números inteiros de quanta. Quando um elétron ganha ou perde energia , ele 
deve passar de um nível de energia para outro, digamos de E1 para E2 de 
acordo com a equação: 
 
E2 - E1 = nhv 
Onde: 
n = número inteiro positivo denominado de número quântico 
h = constantede Planck 
v = velocidade do elétron 
 
Para Bohr, o modelo mais simples de um átomo de hidrogênio era 
aquele em que o elétron move-se em uma órbita circular ao redor do núcleo. 
Ao propor isso, entretanto, ele teve de contradizer as leis da Física Clássica 
(um elétron carregado que se move no campo elétrico positivo do núcleo deve 
perder energia). Visando resolver esta contradição, Bohr introduziu a condição 
de que um elétron orbitando o núcleo poderia ocupar somente determinadas 
orbitais ou níveis de energia nos quais ele é estável. Isto é, a energia do elétron 
no átomo é quantizada. Combinando esse postulado de quantização com as 
leis de movimento da física clássica, Bohr mostrou que a energia potencial 
apresentado pelo único elétron no enésimo nível de energia ou órbita do átomo 
de H é dada pela equação: 
 
 Constante de Planck 
 Constante de Rydberg 
 Veloc. da luz 
 
Energia potencial do elétron no enésimo nível (En ) = - R h c 
 n 
 
 Número quântico principal que dá a energia 
em unidades de joules por átomo. 
 
Observa-se a relação entre a energia potencial e o valor de n. Uma 
consequência do modelo de Bohr é que o raio das órbitas circulares aumenta 
com o aumento de n. Um elétron na órbita n = 1 é o mais próximo do núcleo e 
tem, portanto, a energia mais baixa ou mais negativa. 
 
Dizemos que um átomo com seus elétrons nos níveis de energia mais 
baixos possíveis encontram-se em seu estado fundamental. Quando o elétron 
de um átomo de hidrogênio ocupa uma órbita com n maior que 1, o elétron está 
mais distante do núcleo, o valor de sua energia é menos negativo e então 
dizemos que ele está em um estado excitado. A cada órbita permitida foi 
atribuído um valor de n, um número inteiro adicional (sem unidade) que tem 
valores de 1, de 2, de 3 e assim por diante. Este número inteiro é hoje 
conhecido como número quântico principal do elétron. 
 
 
Um pouco mais sobre a aplicação da teoria de Bohr na interpretação dos 
espectros de átomos excitados 
 
Uma suposição principal da teoria de Bohr era de que um elétron em um 
átomo permaneceria em seu nível de energia mais baixo, a menos que fosse 
perturbado. A energia é absorvida ou liberada se o elétron mudar de um nível 
de energia para outro. Foi essa idéia que permitiu que Bohr explicasse os 
espectros de gases excitados. 
 
Por exemplo, para uma transição de n = 2 a n = 1. 
 
Mover um elétron de um estado com n baixo para outro com n mais 
elevado requer que haja absorção de energia, e o sinal do valor de é 
positivo. O processo oposto, um elétron caindo de um nível de n mais elevado 
a outro mais baixo, emite conseqüentemente energia. 
 
 
 
Estado fundamental Estado excitado Estado fundamental 
 
O sinal negativo indica que houve liberação de energia, isto é, 984 kJ 
devem ser emitidos por mol de átomos de H. Dependendo de quanta energia é 
adicionada a um conjunto de átomos de H, alguns átomos tem seus elétrons 
excitados de n = 1 aos estados n = 2, 3, ou mais altos. Após absorver energia, 
esses elétrons movem-se naturalmente de volta para níveis mais baixos 
(diretamente ou em uma série de etapas até n= 1) e liberam a energia que o 
átomo absorveu inicialmente. Ao fazer isso, eles emitem energia, e essa 
energia é observada como luz. 
 
 = + 984 kJ = - 984 kJ 
Energia absorvida Energia emitida 
n = 2 
n = 1 
 
Figura extraída de: Hartwuing, D. R. , Química Geral e inorgânica v.1 São Paulo 1999 
 
 
 
Bohr atribui a cada uma dessas órbitas circulares um valor n onde n é 
um número inteiro maior ou igual a 1, isto é n = 1,2,3,4,5, etc. O valor n = 1 
indica a órbita mais próxima do núcleo, na qual o elétron possui menor energia 
e os n seguintes indicam a seqüência das órbitas concêntricas com diâmetro 
crescente e energia decrescente. Assim n = 2 representa a segunda órbita com 
diâmetro maior que a primeira e energia menor que ela. 
Outra forma equivalente de representar estas órbitas é designa-lás por 
letras maiúsculas de K ate Q correspondendo a n =1 ate 7. 
 
 1 2 3 4 5 6 7 
 K L M N O P Q 
 2 8 18 32 32 18 2 
 
 Tais orbitais também recebem o nome de camadas eletrônicas ou níveis de 
energia 
 
 
 
1.5 Uma visão moderna da estrutura atômica 
 
Prótons e neutros são encontrados no núcleo do átomo, que como proposto 
por Rutherford, é extremamente pequeno. A maior parte do volume atômico é o 
espaço no qual o elétron é encontrado. Eles são atraídos pelos prótons no 
núcleo pela força que existe entre as partículas de cargas elétricas opostas. 
Os átomos têm massas extremamente pequenas e a massa do átomo mais 
pesado conhecido, por exemplo, é da ordem de 4 x 10-22 g. Uma vez que seria 
incomodo expressar massas tão pequenas em gramas usamos a unidade de 
massa atômica ou u. Seriam necessários 1.836 elétrons para igualar a massa 
de um próton, logo o núcleo contem a maior parte de massa de um átomo. 
Os átomos são extremamente pequenos. A maioria deles tem diâmetro entre 1 
a 10-10m e 5 x 10-10m ou 100-500pm. Uma unidade de comprimento 
conveniente, embora, não reconhecida pelo SI, usada para expressar 
dimensões atômicas é o angströn (A0). Um angstron é igual a 10-10 m. Os 
átomos tem diâmetros na ordem de 1-5 A0.Os átomos de um dado elemento 
cujo número de nêutrons difere e, consequentemente, de massa também são 
chamados de isótopos. 
 
No quadro abaixo fazemos um resumo das propriedades das partículas 
subatômicas 
 Massa 
Partículas Gramas Massa relativa Carga símbolo Símbolo 
Elétron 9,109382 x 10-28 0,000548799 -1 e- 
Próton 1,672622 x 10-24 1,007276 +1 p+ 
Nêutron 1,674927 x 10 –24 1,008665 0 n0 
 
Apos a primeira guerra mundial Bohr reuniu um grupo de físicos cujo objetivo 
era derivar uma teoria detalhada para o comportamento dos elétrons nos 
átomos do ponto de vista do elétron como uma partícula. O austríaco Erwin 
Schrödinger (1887-1961) trabalhava independentemente com o mesmo 
objetivo, mas ele usou a hipótese de De Broglie de que um elétrons em um 
átomo poderia ser descrito por equações para o movimento das ondas. Embora 
Bohr como Schrödinger tivessem sido bem sucedidos em predizer alguns 
aspectos do comportamento do elétron, a aproximação de Schrödinger deu 
resultado corretos para algumas propriedades para as quais a aproximação e 
Bohr falhou. Por esse motivo, os teóricos de hoje usam primariamente o 
conceito de Schrödinger. A aproximação geral para compreender o 
comportamento atômico desenvolvida por Bohr e Schrödinger e seus colegas 
veio a ser chamada de mecânica quântica ou mecânica ondulatória. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.6 Mecânica quântica do átomo e os orbitais atômicos 
 
 
Propriedades Ondulatórias do elétron e a Lei de Broglie: 
 
Se a luz podia ser considerada como tendo propriedades de onda e de 
partícula, a matéria se comportaria de modo semelhante??? Em 1924, Louis 
Victor de Broglie (1892-1987) estendeu aos elétrons o caráter dualísticoda 
LUZ, como comprovado experimentalmente por Albert Einstein com o Efeito 
Fotoelétrico. Ele introduziu a idéia de que o elétron deveria ser considerado 
não apenas como uma partícula, mas também como uma vibração ou onda ao 
redor do núcleo do átomo. 
 
 
 
Assumindo que os elétrons podem se comportar como partículas e como 
ondas, tornou-se possível aplicar os conceitos da Mecânica Ondulatória, que é 
a parte da Física que estuda os movimentos ondulatórios. Isto permitiria uma 
melhor explicação dos fenômenos físicos e químicos observados. 
 
 
Figura extraída de: Hartwuing, D. R., Química Geral e inorgânica, v.1. São Paulo, 1999. 
 
 
Essa idéia era revolucionária porque ligou as propriedades de partículas do 
elétron (m v) a uma propriedade de onda (λ). 
 
 
 
 
Assim, um elétron livre de massa m 
movendo-se com uma velocidade v, 
deverá ter um comprimento de onda 
(λ) associado dado pela equação: 
 
 λ = h . 
 m v 
 
O Principio de Incerteza de Heisenberg: 
 
Quando fazemos uma luz incidir em partículas muito pequenas, como é o caso 
do elétron, não conseguimos saber sua exata localização. Por que isso 
ocorre?????? A razão é que a luz tem muita energia, se comparada com à do 
elétron por ser este tão pequeno. Essa energia, então, provoca o constante 
deslocamento do elétron, alterando não só sua posição como sua velocidade. 
Isso significa que não podemos determinar com precisão nem a velocidade 
nem a localização do elétron. 
 
Werner Heisenberg (1901-1976) formulou o seguinte principio: 
 
“Quanto mais certeza tivermos quanto à posição do elétron, tanto menor será a 
precisão com que podemos definir sua velocidade e vice-versa” (Premio Nobel 
de Física em 1932). 
 
“É impossível determinar, exatamente, a localização e a velocidade de um 
elétron em um dado instante“. 
 
Os cálculos requerem informações precisas sobre a posição e velocidade do 
elétron. 
 Δx. Δv ≥ h , onde: 
 4π 
 Δx = incerteza na determinação da posição 
 Δv = incerteza na determinação da velocidade 
 
Em 1927, o austríaco Erwin Schörodinger conclui, através de cálculos 
matemáticos, que não mais poderíamos falar em localizar exatamente o elétron 
(tal como proposto pelo modelo de Bohr) mas, ao invés disso, deveríamos 
pensar em termos de uma região ao redor do núcleo do átomo na qual seria 
mais provável encontrar o elétron. A essa região é dado o nome de orbital. 
 
 
 
 
O Modelo de Schrödinger para o átomo de hidrogênio e as funções de 
onda 
 
O modelo baseava-se na premissa de que o elétron pode ser descrito como 
uma onda e não como uma minúscula partícula. Ao contrário do modelo de 
Bohr, a aproximação de Schrödinger resultou em equações matemáticas 
(funções de onda e simbolizadas pela letra grega ψ, psi) que são complexas e 
de difícil solução, exceto em casos específicos. 
 
Os seguintes pontos podem ser destacados para a compreensão das funções 
de onda: 
 
1. O comportamento do elétron no átomo é mais bem descrito como uma 
onda estacionária. Se em uma corda vibrando, somente determinadas 
vibrações ou ondas estacionárias podem ser observadas; de modo 
análogo para o elétron somente determinadas funções de onda são 
permitidas; 
2. O quadrado da função de onda (ψ2) está relacionado com a 
probabilidade de se encontrar o elétron dentro e uma determinada 
região do espaço. Os cientistas se referem a isso como densidade 
eletrônica em uma determinada região; 
3. A teoria de Schrödinger define precisamente a energia do elétron. O 
princípio de incerteza, entretanto, diz que há uma incerteza grande na 
posição do elétron. Assim, podemos descrever somente a 
probabilidade de o elétron estar em algum ponto no espaço quando 
estiver em um determinado estado de energia. A região do espaço de 
maior probabilidade de se encontrar um elétron de determinada energia 
é chamada de orbital; 
4. Para resolver a equação de Schrödinger para um elétron no espaço 
tridimensional, três números inteiros – os números quânticos n, l e ml 
– são parte integral da solução matemática. Os números quânticos são 
usados para definir os estados de energia e os orbitais disponíveis para 
o elétron. 
 
O Modelo atômico atual (1924-1927) 
 
Proposto por Erwin Schrödinger, de Broglie e Werner Heisenberg este modelo 
apóia-se nos seguintes princípios: 
1.Teoria sobre a dualidade onda-partícula, de Louis De Broglie; 
 
2. Princípio da incerteza, enunciado por Werner Heisenberg. 
 
3. A mecânica quântica, desenvolvida por Schrödinger e Heisenberg, deu 
origem ao estudo das funções de onda e dos números quânticos, pois o átomo 
de Schrödinger é um modelo matemático. 
 
Como não se pode falar em posição do elétron no átomo, a Mecânica Quântica 
pode determinar a região de máxima probabilidade onde possa estar o elétron 
– orbital. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1.7 Representação e formato dos orbitais atômicos 
 
A solução da equação Schrödinger para o átomo de hidrogênio produz um 
conjunto de funções de onda e energias correspondentes. Essas funções de 
onda são chamadas orbitais. Cada orbital descreve uma distribuição 
específica da densidade eletrônica no espaço, como determinado pela 
probabilidade de densidade. Cada orbital, consequentemente, tem energia e 
forma características. Consideremos quais observações podemos obter a partir 
de cada um desses orbitais e como eles estão relacionados entre si. 
 
1. n, o número quântico Principal = 1, 2. 3,... 
O número quântico Principal n pode ter qualquer valor do inteiro 1 ao infinito. 
 
 
 - O valor de n é o fator primário na determinação da energia de um elétron. À 
medida que n aumenta, o orbital torna-se maior, e o elétron passa mais tempo 
mais distante do núcleo. Um aumento em n significa também que o elétron tem 
energia alta e, por isso, está menos fortemente preso ao núcleo; 
 - O valor de n é também uma medida do tamanho de um orbital: quanto maior 
o valor de n, maior é o orbital do elétron. 
 
Observação: 
Cada elétron é rotulado de acordo com o seu valor de n. Nós átomos que 
possuem mais de um elétron, dois ou mais elétrons podem ter o mesmo valor 
de n. Dizemos que esses elétrons ocupam a mesma camada eletrônica 
 
 
2. l, o número quântico de momento angular = 0, 1, 2, 3,.... n –1 
 
 
Figura capturada no portal www.google.com.br 
 
 
 
Os elétrons em uma determinada camada podem ser agrupados em 
subcamadas, cada uma das quais é caracterizada por um valor diferente do 
número quântico l e por um formato característico. 
 
O valor de n limita o número de subcamadas possíveis para a enésima camada 
porque l não pode ser maior do que n –1. Assim, para n =1, l deve ser igual a 0 
e somente 0. 
 
Valor de l símbolo do da subcamada correspondente 
 0 s 
 1 p 
 2 d 
 3 f 
 
 
z 
y 
x 
z 
y 
x 
n = 3 n = 2 
 
 
 3. ml. O Número quântico Magnético = 0, 1, 2, 3, ..., l 
 
O número quântico magnético, ml, está relacionado à orientação dos orbitais 
em uma subcamada. Orbitais em uma determinada subcamadadiferem apenas 
quanto à sua orientação no espaço, não quanto à sua energia. O valor de l 
limita os valores inteiros atribuídos a ml, podendo variar entre + l e - l, incluindo 
o 0. 
 
O conjunto de orbitais com o mesmo valor de n é chamado de nível eletrônico. 
Assim todos os orbitais que têm n = 3 são chamados de terceiro nível. O 
conjunto de orbitais que tem os mesmos valores de n e l são chamados 
subnível. Cada subnível é designado por um número (o valor de n) e da letra 
(s, p, d, f correspondendo aos valores de l). Por exemplo, os orbitais que têm n 
= 3 e l = 2 são chamados orbitais 3d e estão no subnível 3d. 
 
A Tabela a seguir resume os possíveis valores dos números quânticos l e m 
para os valores de n até n = 4. 
n Valores 
possíveis de l 
Designação 
do subnível 
Valores 
possíveis de ml 
N
0 
orbitais 
no subnível 
N
0 
total de 
orbitais no nivel 
1 0 1s 0 1 1 
2 0 
1 
2s 
2p 
0 
1, 0 -1 
1 
3 
 
4 
3 0 
1 
2 
3s 
3p 
3d 
0 
1, 0 -1 
2, 1, 0 -1 -2 
1 
3 
5 
 
 
9 
4 0 
1 
2 
3 
4s 
4p 
4d 
4f 
0 
1, 0 -1 
2, 1, 0 -1 -2 
3, 2, 1, 0 -1 -2, -3 
1 
3 
5 
7 
 
 
 
16 
Ele determina as energias possíveis 
para o elétron dentro de uma camada. 
 
- dentro de uma mesma camada, quanto 
maior o valor de l, maior a energia do 
elétron; 
 
- tal número identifica o subnível em que 
os elétrons se encontram 
 
As restrições aos possíveis valores dos números quânticos dão origem às 
seguintes observações mais importantes: 
 
1. O nível com o número quântico principal n consistirá em exatamente n 
subníveis. Cada subnível corresponde a um valor permitido diferente de l, 
variando de 1 a n -1. Portanto, o primeiro nível (n = 1 consiste em apenas um 
subnível, 0 1s (l = 0); o segundo nível (n=2) consiste em dois subníveis, o 2s 
(l=0) e o 2p (l = 1); o terceiro você já pode imaginar consiste em subníveis, 3s, 
3p e 3d e assim por diante; 
 
2. Cada subnível consiste em um número específico de orbitais. Cada orbital 
corresponde a diferentes valores permitidos de ml. Para determinado valor de l, 
existem 2l +1 valores permitidos de ml, variando de – l a + l. Portanto, cada 
subnível s (l = 0) consiste de um orbital; cada subnível p (l= 1) consiste em três 
orbitais; cada subnível d (l = 2) consiste em cinco orbitais e cada subnível f 
(l=3) consiste em sete orbitais: 
 
 
 s p d f 
 
3. O número total de orbitais em um subnível é n2, onde n é o número quântico 
principal do nível. O número de orbitais resultantes para os subníveis (1, 4, 9, 
16) está relacionado com um padrão observado na Tabela periódica que será o 
nosso próximo assunto a desenvolver. 
 
Vamos agora examinar as maneiras pelas quais podemos visualizar os orbitais 
 
Orbitais s – O orbital de mais baixa energia, o 1s, é esférico. Todos os orbitais 
s são esfericamente simétricos e quando a função de probabilidade 2 é 
colocada em um gráfico como função da distancia a partir do núcleo r, ela 
aproxima-se do zero rapidamente. Esse efeito indica que o elétron, atraído em 
direção ao núcleo por forças eletrostáticas, é pouco provável de ser encontrado 
longe do núcleo. 
 
 
Figura capturada no portal www.google.com.br 
 
Orbitais p – Como você pode observar na Figura abaixo, a distribuição 
eletrônica para um orbital 2p não está distribuída de forma esférica como em 
um orbital s. Dizemos que esse orbital está na forma de halteres e que possui 
dois lóbulos, onde a distribuição eletrônica está concentrada nesses dois 
lóbulos em ambos os lados do núcleo, separados por um nó no núcleo. 
Observe que cada nível começando com n = 2 tem três orbitais e é 
conveniente rotulá-los como orbitais px , py e pz. Esses índices indicam o eixo 
ao longo do qual está orientado. Do mesmo modo que os orbitais s, os orbitais 
p aumentam de tamanho quando passamos de 2p para 3p, deste para 4p e 
assim por diante. 
 
 
 
 
 px py pz 
 
Figura capturada no portal www.google.com.br 
 
 
Orbitais d e f - Quando n é igual ou maior que 3, encontramos os orbitais d ( 
para o qual l = 2) e quando n é maior ou igual a 4, existem sete orbitais f 
equivalentes (para os quais l = 3). 
Existem cinco orbitais 3d, cinco orbitais 4d, etc. Os diferentes orbitais de d em 
determinado nível tem diferentes formatos como pode ser observado abaixo: 
 
 
 dxy dyz dxz 
 
 
 
 
 dx2y2 dz2 
Figura capturada no portal www.google.com.br 
 
Orbitais 7f 
 
 
 
Figura capturada no portal www.google.com.br 
 
 
 
 
 
Spin eletrônico e o principio de exclusão de Pauli 
 
Em 1600, William Gilbert (1544-1603) concluiu que a Terra é um grande imã 
esférico que dá origem a um campo magnético que cerca o planeta. Em 1920, 
foi demonstrado experimentalmente que o elétron, além de se movimentar ao 
redor do núcleo do átomo, tem um comportamento como se tivesse uma 
rotação da mesma forma que a Terra (rotação em torno do seu próprio eixo). 
Assim a rotação do elétron passou a ser representada por um quarto número 
quântico magnético de spin eletrônico ms onde apenas dois valores possíveis 
são permitidos para ms: + ½ ou - ½ primeiramente interpretado como indicador 
dos dois sentidos opostos nos quais o elétron pode girar. Essa rotação, 
chamada de spin, faz o elétron se comportar como um imã, criando, assim, um 
campo magnético ao seu redor. Esse campo magnético, por sua vez, irá atrair 
ou repelir outro elétron que venha a se aproximar. 
Em 1925, o austríaco Wolfang Pauli (1900-1958) mostrou que, em um mesmo 
orbital, podem existir até dois elétrons. 
 
 Como isso é possível, se a força de repulsão elétrica entre eles deveria 
expulsá-los dessa região?????????? 
 
 Então, devera existir outra força de atração que seja maior que a força 
de repulsão elétrica????????? 
 
O fato de dois elétrons permanecerem em um mesmo orbital é conseqüência 
de a força de atração magnética (provocada pelos spins opostos) ser maior que 
a força de repulsão elétrica (provocada pelas cargas elétricas de mesmo sinal). 
Se os dois elétrons apresentarem o mesmo sentido de rotação, dizemos que 
eles possuem spins paralelos. Nesse caso é produzida uma força de repulsão 
magnética, impedindo que esses dois elétrons permaneçam no mesmo orbital. 
 
Desta maneira, o spin eletrônico é crucial par o entendimento das estruturas 
eletrônicas dos átomos. Pauli, em 1925, descobriu o princípio que governa a 
distribuição dos elétrons em átomos poiletrônicos. O principio de exclusão 
de Pauli afirma que dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto de 
quatro números quânticos n, l, ml e ms iguais. Essa restrição permite-nos 
relacionar os elétrons em um átomo, dando seus números quânticos e 
definindo a região no espaço onde cada elétron é mais provável de ser 
encontrado. 
 
 
2.0 Classificação periódica dos elementos químicos 
 
2.1 Número Atômico e Massa Atômica 
 
Para falar desses conceitos é realmente preciso observar a Tabela Periódica, 
pois ela retrata as propriedades físicas e químicas dos elementos químicos. 
Assim, todos os átomos de um mesmo elemento têm o mesmo número de 
prótons no núcleo. O número de prótons no núcleo de um elemento é seu 
número atômico, normalmente representando por Z. Na tabela periódica 
publicada pela Sociedade Brasileira de QuímicaSBQ, o número atômico é 
escrito na parte superior e do lado esquerdo do símbolo. 
 
 Número Atômico 
 
 
 
Assim, ao observar a Tabela Periódica, você deverá verificar onde o número 
atômico está posicionado e ele deverá indicar a quantidade de prótons do 
núcleo. 
Já que as massas dos prótons e dos nêutrons são tão próximas de 1 uma, a 
massa relativa de um átomo pode ser estimada se o seu número de prótons e 
de nêutrons for conhecido. A soma do número de prótons e de nêutrons em um 
átomo é chamada de número de massa (massa atômica relativa), 
normalmente representada por A. Na tabela periódica publicada pela 
Sociedade Brasileira de Química SBQ, o número de massa é escrito na parte 
inferior e do lado esquerdo do símbolo do elemento. 
 
 
 
 
 
 Massa atômica 
 
 
 
 
 
 
14
Si 
 silício 
 
14
Si 
 Silício 
28,086 
2.2 Elementos químicos: Simbologia 
 
Elementos são as espécies mais simples de matéria e não podem ser 
convertidos em substâncias mais simples por transformações químicas. Cento 
e três elementos químicos de ocorrência natural são conhecidos além de 19 
preparados pelo homem, cada um constituído por uma espécie de átomo. Um 
dos postulados originais de Dalton era que os átomos de um elemento são 
todos semelhantes e diferentes dos átomos de outros elementos. Sabemos 
agora que átomos de um elemento podem diferir em massa, mas, apesar disto, 
o postulado de Dalton é ainda aceitável. A cada elemento é atribuído um 
símbolo que representa átomos dessa determinada espécie. O símbolo 
consiste de uma ou duas letras derivadas do nome latino ou inglês do 
elemento, e é, simplesmente, uma designação química abreviada para essa 
espécie de átomo. Assim o símbolo do cálcio é Ca, o do alumínio é Al e o do 
plutônio é Pu. O símbolo, para muitos elementos comuns, pode parecer um 
tanto obscuro, porém devemos lembrar que o ferro (Fe), ouro (Au), prata (Ag), 
mercúrio (Hg), estanho (Sn) e chumbo (Pb) eram conhecidos pelos romanos, e 
os símbolos atuais derivam dos nomes latinos destas substâncias simples. 
Podemos fazer uma consulta interessante sobre etimologia química recorrendo 
a um bom dicionário. O lantânio (La), por exemplo, é o nome de um elemento 
que só foi descoberto recentemente. Seu nome deriva do grego lanthanein, que 
quer dizer oculto. 
 
 
2.3 Configurações eletrônicas dos elementos 
 
A maneira na qual os elétrons são distribuídos entre os vários orbitais de um 
átomo é chamado de configuração eletrônica. A mais estável configuração 
eletrônica, ou estado fundamental, de um átomo é aquela na qual os elétrons 
estão nos estados mais baixos possíveis de energia. Se não existissem 
restrições nos possíveis valores para os números quânticos dos elétrons, todos 
os elétrons se aglomerariam no orbital 1s porque é o mais baixo em energia. 
Entretanto, o principio de exclusão de Pauli nos diz que pode haver no máximo 
dois elétrons em um único orbital. Assim, os orbitais são preenchidos em 
ordem crescente de energia, com dois elétrons por orbital. Em geral, para 
elétrons no mesmo nível energético principal, a penetração aumenta na ordem 
s>p>d>f. Isto prevê a existência de subníveis energéticos, como os designados 
pelos valores do número quântico l. 
A ordem das energias das subcamadas determinada experimentalmente que 
as energias das subcamadas de átomos multieletrônicos depende de n e de l. 
As subcamadas com n= 3, por exemplo, possuem energias diferentes; para 
determinado átomo, elas estão na ordem 3s< 3p <3d. A ordem de energia das 
subcamadas e os arranjos reais dos elétrons nos elementos levam a duas 
regras gerais que ajudam prever estes arranjos: 
 
- Os elétrons são atribuídos às subcamadas em ordem crescente do valor de “n 
+ l” 
 
- Para duas subcamadas com o mesmo valor de “n + l”, os elétrons são 
atribuídos primeiro à subcamada com n mais baixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
e x é o número de elétrons existente no subnível. 
 
Como já sabemos, cada átomo possui um certo número de elétrons, que é 
igual ao valor de seu número atômico (Z). Os elétrons se encontram 
distribuídos nos orbitais ao redor do núcleo dependendo do número de elétrons 
 
A Figura ao lado é um guia útil para nos 
auxiliar a preencher os subníveis 
partindo da energia mais elevada. Os 
números dentro dos círculos, nas setas, 
indicam a ordem geral de preenchimento 
dos subníveis. Observe o número 
máximo de elétrons em cada subnível, 
dado ao alto do diagrama. O subnível de 
energia mais elevada, ocupado 
realmente por qualquer átomo 
conhecido, no estado fundamental, é o 
6d. Há 59 orbitais disponíveis, até esse 
ponto, na escala energética, o que é 
mais do que suficiente para acomodar os 
103 elétrons de um átomo como, por 
exemplo, o de laurêncio. Podemos agora 
representar a estrutura eletrônica dos 
átomos, no estado fundamental, pela 
notação nlx, em que n é o número 
quântico principal, l é o número quântico 
azimutal (s, p, d, f) 
 2 6 10 14 
de cada átomo. A ocupação dos orbitais não corre ao acaso, mas sim 
conforme a ordem crescente de energia correspondente a cada subnivel. 
 
Figura extraída de: Hartwuing, D. R., Química Geral e Inorgânica, v.1. São Paulo, 1999. 
 
 
Podemos observar que a ordem crescente de energia dos subníveis nem 
sempre acompanha a ordem crescente de energia das camadas. É o que 
acontece, por exemplo, com o subnível 4s. Embora pertença à camada N 
(n=4), esse subnível é menos energético do que o subnível 3d, que pertence à 
camada M (n=3) 
A seqüência dada pelo diagrama de Pauling é utilizada para determinar como 
os elétrons estão distribuídos nos diferentes átomos: 
 
 
K 1s2 
 
L 2s2 2p6 
 
M 3s2 3p6 3d10 
 
N 4s2 4p6 4d10 4f14 
 
O 5s2 5p6 5d10 5f14 
 
P 6s2 6p6 6d10 
 
Q 7s2 
 
Entretanto, certos átomos apresentam desvios em relação à ordem de 
preenchimento. Estes desvios provêm do fato de que alguns subníveis, por 
exemplo 4s e 3d, têm energias muito próximas e a diferença entre eles varia 
com o número atômico. Podemos observar, por exemplo, que para números 
atômicos elevados, os subníveis do quarto nível energético principal, agora 
escondidos na nuvem total de elétrons, só diferem ligeiramente em energia. 
Exemplos: 
 
11Na 1s
2 2s2 2p6 3s1 
 
15P 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p3 
 
36Kr 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 
Embora não mostremos no diagrama de Pauling, todos os subníveis diminuem 
progressivamente de energia à medida que aumenta o número atômico, uma 
vez que eles são cada vez mais atraídos para o núcleo, por um aumento de 
carga nuclear. Outro fator que afeta as estruturas eletrônicas, no estado 
fundamental de certos átomos, é a simetria da distribuição eletrônica. Por 
exemplo, podemos antecipar para o cromo, no estado fundamental, a estrutura 
eletrônica: 
 
 24Cr 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 
 
Entretanto, a simetria de um subnível preenchido pela metade resulta numa 
energia mais baixa para a estrutura: 
 
 24Cr 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 
 
e isso é o que podemos observar na estrutura do estado fundamental. Alguns 
outros exemplos de desvio desta natureza são: 
 
 29Cu 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 
 
 42Mo 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5 
 
2.4 Características da tabela periódica 
 
 
As características organizacionais principais da TabelaPeriódica são os 
seguintes: 
 
 - os elementos são arranjados de modo que aqueles com propriedades 
químicas e físicas similares encontram-se nas colunas verticais chamadas 
grupos ou famílias. A tabela periódica é divida em três tipos diferentes de 
elementos, baseados em configurações eletrônicas. Os elementos nos quais o 
subnível mais externo é um subnível s ou p são chamados elementos 
representativos (ou grupo principal). Aqueles elementos nos quais um 
subnível d é preenchido são chamados elementos de transição (ou metais de 
transição). Os elementos nos quais o subnível 4f é preenchido são chamados 
lantanídeos. Os actinídeos são aqueles nos quais o subnível 5f é preenchido. 
O conjunto dos elementos lantanídeos e actinídeos é chamado de metais do 
bloco f. Esses elementos são mostrados como duas linhas de 14 elementos 
abaixo da parte principal da tabela periódica. 
 
- as fileiras horizontais da tabela periódica são chamadas de períodos e são 
numerados começando com 1 para o período que contem somente H e He. Por 
exemplo, o sódio Na está no Grupo 1A e é o primeiro elemento no terceiro 
período. 
 
 
2.5. Desenvolvimento da tabela periódica 
 
Foi no século XVI que pesquisadores iniciaram a relacionar as propriedades de 
algumas substâncias e a massa atômica dos átomos que as constituem. Já em 
1829, J. W. Döbereiner, químico alemão ordenou grupos de três elementos que 
possuíam propriedades semelhantes: Ex: (Cl, Br, I); (Ca, Sr, Ba); (S, Se, Te). 
Ele observou que o elemento do meio de cada tríade tinha massa atômicamuito 
próximo da média aritmética (valor médio) do massa atômicados outros 
elementos. Ficou assim reconhecido o trabalho como As Tríades de 
Döbereiner. Em 1862, o geólogo Alexandre Chancourtois, na busca do 
estabelecimento de uma ordem de arrumação dos elementos existentes, 
tabelou-os numa linha espiral em volta de um cilindro (O Parafuso Telúrico) 
lido de baixo para cima. Por sua vez, o químico inglês John Newlands, 
organizou os elementos em “oitavas” (pois era amante da música), seguindo o 
aumento do peso atômico, ou seja, as propriedades se repetiam a cada 8 
elementos. Nomeou essa ordem de Lei das oitavas. 
 
O conceito da periodicidade química deve seu desenvolvimento a dois 
químicos, Lothar Meyer (alemão) e Dimitri Mendeleyev (russo). Ambos fizeram 
uma lista dos elementos em ordem crescente de peso atômico. Trabalhando 
independentemente eles descobriram a lei periódica e publicaram tabelas 
periódicas dos elementos. Em 1869, Meyer, na Alemanha, e Mendeleev, na 
Rússia, publicaram esquemas de classificação praticamente idênticos, sendo 
que os dois cientistas observaram que as similaridades das propriedades 
físicas e químicas repetiam-se periodicamente de acordo com a distribuição 
crescente dos elementos em termos de massa. Cerca de 60 elementos já eram 
conhecidos na época. 
 
Atualmente, a tabela periódica apresenta os elementos distribuídos seguindo 
as normas da IUPAC em 18 grupos e 7 períodos (sendo dois curtos e 5 
longos). 
 
 
 
Figura extraida de: Kortz John C., Paul M. Treichel Jr. Quimica geral e reações quimicas. São 
Paulo: Pioneira Thonsom Learning, 2005. 
 
 
 
Classificação dos Grupos: 
 
Elementos Representativos: Compreendem os metais, incluindo os alcalinos 
e alcalinos terrosos, não metálicos, halogênios e gases nobres. Antigamente, 
os elementos representativos eram nominados pela letra A 
 
Grupo 1A, os metais alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs e Fr 
Todos são metais e sólidos à temperatura ambiente e com grande reatividade. 
Por exemplo, os elementos do grupo 1A reagem com água para produzir 
hidrogênio e soluções alcalinas. Em razão de sua reatividade, esses metais 
somente são encontrados na natureza combinados com outros elementos 
formando compostos (NaCl, por exemplo) e nunca como substâncias simples. 
 
Grupo 2A, os metais alcalino-terrosos: Be, Mg, Ca Sr, BA e Ra 
Esses elementos metálicos ocorrem naturalmente apenas em compostos a 
exemplo do cálcio encontrado nos depósitos de calcário (CaCO3). À exceção 
do berílio, esses elementos também reagem com água para produzir soluções 
alcalinas, e a maioria de seus óxidos (como a cal, CaO) forma soluções 
alcalinas. 
 
Grupo 3A: B, Al, Ga, In e Tl 
À exceção do boro que é um metalóide todos os demais são metais. 
 
Grupo 4A: C, Si, Ge, Sn e Pb 
Neste grupo há um não-metal, o carbono, dois metalóides, silício e germânio, e 
dois metais estanho e chumbo. Por causa da mudança de comportamento 
metálico para não-metálico, existe mais variação nas propriedades dos 
elementos desse grupo do que na maioria dos outros. Um dos aspectos mais 
interessantes da química dos não-metais é que um determinado elemento pode 
freqüentemente existir em diversas formas diferentes, chamadas de alótropos, 
cada um com suas propriedades. Ex: o carbono tem pelo menos três formas 
alotrópicas (o carbono grafite, carbono diamante e buckministerfulereno 
“buckybolas”). 
 
Grupo 5A: N, P, As Sb e Bi 
O nitrogênio, na forma N2, constitui aproximadamente três quartos da 
atmosfera terrestre; ele também está incorporado em substâncias 
biologicamente importantes, como a clorofila, as proteínas e o DNA. O fósforo, 
essencial à vida, é um constituinte importante dos ossos e dos dentes. O 
elemento brilha no escuro se estiver no ar e seu nome, derivado da língua 
grega, significa “portador de luz”. 
 
Grupo 6A; O, S, Se, Te e Po 
Assim como o grupo 5A, os elementos do segundo e do terceiro períodos têm 
estruturas diferentes. À semelhança do nitrogênio, o oxigênio forma também 
uma molécula diatômica. O oxigênio constitui aproximadamente 20% da 
atmosfera terrestre que se combina prontamente com a maioria dos outros 
elementos. O enxofre, o selênio e o telúrio são conhecidos coletivamente como 
calcogênios (da palavra grega, khalkos, que significa cobre) porque eles 
ocorrem nos minérios de cobre. 
 
Grupo 7A, Halogênios; F, Cl, Br, I e At 
Todos estes elementos existem como moléculas diatômicas, são classificados 
como não-metais e, por isso, todos se combinam violentamente com os metais 
alcalinos para formar sais como o sal de cozinha, NaCl. 
 
Grupo 8A, Gases Nobres: He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn 
Estes gases não são abundantes em termos de distribuição na atmosfera 
terrestre e apresentam reatividade bastante reduzida. Até 1962, quando um 
composto de xenônio foi preparado pela primeira vez, acreditava-se que 
nenhum desses elementos se combinaria quimicamente com qualquer outro 
elemento, o que gerou o nome de gases nobres para esse grupo, termo cuja 
intenção é mostrar sua baixa reatividade em geral. Por este motivo, os gases 
nobres são às vezes chamados de gases inertes ou em virtude de sua 
pequena abundância, gases raros. 
 
Os Elementos de Transição 
Eles preenchem os Grupos B entre o quarto e o sétimo períodos da Tabela 
Periódica. Todos são metais e 13 deles estão entre os 30 elementos mais 
abundantes da crosta terrestre. A maioria ocorre naturalmente em combinação 
com outros elementos, mas alguns, tal como a prata (Ag), o ouro (Au) e a 
platina (Pt) são muitos menos reativos, de modo que podem ser encontrados 
na natureza como substâncias simples. 
 
 
 
 
 
 
As aplicações principais dos elementos de transição incluem as pinturas 
(titânio, cromo), os conversores catalíticos em sistemas de exaustão de 
 
 
Praticamente, todos os 
elementos de transição 
têm usos comerciais e 
são usados como 
materiais estruturais 
(ferro, titânio, cromo, 
cobre). 
automóveis (platina, paládio e ródio), a fabricação de moedas (cobre, níquel, 
zinco) e de baterias (manganês, níquel cádmio,mercúrio). 
 
 
Elementos Essenciais 
Apenas 11 entre todos os elementos conhecidos são principais, predominando 
em todos os sistemas biológicos e estão presentes nas mesmas quantidades 
relativas, aproximadamente. Nos seres humanos, esses 11 elementos 
constituem 99,9% do número total dos átomos presentes, enquanto apenas 
quatro deles (C, H, N e O) constituem 99% do total. Os demais, sódio, potássio, 
cálcio, magnésio, fósforo enxofre e cloro ocorrem na forma de íons perfazendo 
os 0,9% restantes. 
Outros elementos bastante abundantes são o nitrogênio (78% da atmosfera) e 
o hidrogênio, que ocorre como água na hidrosfera. Na Tabela abaixo, 
apresentamos a ordem de abundância de alguns elementos na crosta terrestre. 
 
Elemento químico % na crosta 
terrestre 
1. Oxigênio 45,5 
2. Silício 27,2 
3. Alumínio 8,3% 
4. Ferro 6,2% 
5. Cálcio 4,7% 
6. Magnésio 2,8% 
7. Sódio 2,3% 
8. Potássio 1,8% 
9. Titânio 0,63% 
10. Hidrogênio 0,15% 
11. Fósforo 0,11% 
12. Manganês 0,11% 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.6 A carga nuclear efetiva 
 
Para entender as propriedades dos átomos, devemos estar familiarizados não 
apenas com as configurações eletrônicas, mas, também, com a intensidade da 
força de atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Portanto, a força 
de atração entre um elétron e o núcleo depende da magnitude da carga nuclear 
líquida agindo no elétron e da distância média entre o núcleo e o elétron. 
Em um átomo polieletrônico, cada elétron é simultaneamente atraído pelo 
núcleo e repelido pelos outros elétrons. Em geral, existem tantas repulsões 
elétron-elétron que não podemos analisar exatamente a situação. Entretanto, 
podemos estimar a energia de cada elétron considerando como ele interage 
com o ambiente médio criado pelo núcleo e os outros elétrons no átomo. Essa 
abordagem permite-nos tratar cada elétron individualmente como se ele 
estivesse se movendo no campo elétrico criado pelo núcleo e pela densidade 
eletrônica vizinha. Esse campo elétrico é equivalente ao campo gerado por 
uma carga localizada no núcleo, chamada carga nuclear efetiva. A carga 
nucelar efetiva Zef agindo em um elétron é igual ao numero de prótons no 
núcleo, Z, menos o número médio de elétrons, S, que está entre o núcleo e o 
elétron em questão. 
 
 Zef = Z - S 
 
Como S representa uma média, não é necessário que ele seja um número 
inteiro. 
 
 A ordem em que os elétrons são atribuídos às subcamadas em um átomo e 
muitas propriedades atômicas podem ser relacionadas por meio do conceito de 
carga nuclear efetiva (Z*), que é a carga nuclear sentida por determinado 
elétron em um átomo multieletrônico, modificada pela presença dos outros 
elétrons. Ao observamos o exemplo abaixo perceberemos o efeito da ação da 
carga nuclear efetiva no átomo. 
 
 
Figura extraída de: Kortz John C., Paul M. Treichel Jr. Química geral e reações químicas. São Paulo: 
Pioneira Thonsom Learning, 2005. 
 
 
Podemos observar que os dois elétrons mais internos do lítio ocupam 
aproximadamente a região sombreada, mas essa região é penetrada pelo 
elétron 2s cuja curva aproximada de distribuição de probabilidade é mostrada 
na Figura acima. Quando o elétron 2s está a certa distância do núcleo, ele 
sente uma carga igual a +1 porque a carga +3 do núcleo de lítio é blindada 
pelos dois elétrons 1s. À medida que o elétron 2s penetra a região 1s, 
entretanto, o elétron 2s sente uma carga cada vez maior, até um máximo de 
+3. Desta maneira, o elétron 2s está submetido a uma carga média, chamada 
de carga nuclear efetiva Z* = 1,28, que é muito menor do que +3, porém, maior 
do que +1. 
 
 
2.7 Propriedades Atômicas e Tendências Periódicas 
 
Tamanho Atômico 
O tamanho de um átomo é difícil de ser medido, pois os elétrons não estão 
localizados em uma distância definida ao redor do núcleo, mas, sim, 
permanecem em constante movimento. Para melhor compreender essa 
propriedade vamos considerar dois átomos de forma esférica e posicioná-los 
como se estivessem em contato. 
 
 
 
Figura criada pelo autor 
 
Na consulta a uma tabela periódica, iremos observar que se percorrermos os 
períodos da esquerda para a direta, encontraremos cargas nucleares (números 
de prótons) progressivamente maiores. Então, quanto maior a carga nucelar, 
maior será à força de atração que o núcleo exercerá sobre os elétrons. 
Essa força fará os elétrons ficarem mais próximos do núcleo diminuindo, 
assim, o tamanho do átomo. 
Agora, se percorrermos um grupo de cima para baixo, o número de camadas e 
a carga nuclear aumentarão. No entanto, esses dois fatores agem em sentidos 
opostos. Quanto maior o número de camadas, maior o tamanho do átomo, e 
quanto maior a carga nuclear, menor o átomo será. Para os elementos do 
grupo principal, os raios aumentam grupo abaixo da Tabela Periódica e 
diminuem ao longo do período. Essas tendências refletem dois efeitos 
importantes: 
 
1. Ao percorrermos um grupo de cima para baixo, os elétrons mais 
externos são atribuídos aos orbitais com valores mais e mais elevados 
de número quântico (n); 
2. Ao passarmos de um elemento ao seguinte ao longo do período um 
próton é adicionado a cada núcleo e um elétron à cada camada exterior. 
Em cada etapa, a Z* aumenta ligeiramente porque o efeito de cada 
próton adicional é mais importante do que o efeito de um elétron 
adicional. 
 
Como resultado, tem-se o efeito de blindagem que é a força de atração entre 
a carga do núcleo e os elétrons das camadas mais externas, sendo que esta 
força sofre um enfraquecimento devido à presença dos elétrons das camadas 
mais internas. Os elétrons que estão entre o núcleo e a camada mais externa 
r 
r 
Nessa situação, o raio atômico (r) será igual à 
metade da distância (d) entre os núcleos de dois 
átomos vizinhos. 
 
 r = d/2 
 
neutralizam em parte a carga positiva do núcleo e diminuem a força de atração 
entre o núcleo e os elétrons mais externos. Estes últimos, portanto, ficarão 
mais distantes do núcleo, o que resultará num maior tamanho do átomo. 
 
 
 
Figura extraída de: Hartwuing, D. R., Química Geral e Inorgânica, v.1. São Paulo, 1999. 
 
 
A tendência periódica nos raios atômicos em metais de transição é um tanto 
diferente da observada para os elementos do grupo principal. Percorrendo um 
dado período da esquerda para a direta, os raios diminuem inicialmente ao 
longo dos primeiros elementos. 
 
 
Figura extraída: Kortz John C., Paul M. Treichel Jr. Química geral e reações químicas. São Paulo: 
Pioneira Thonsom Learning, 2005. 
 
Os tamanhos dos elementos no meio de uma série de transição mudam então 
muito pouco, até que um pequeno aumento no tamanho ocorre no fim da série. 
O tamanho do átomo é determinado na maior parte pelos elétrons na camada 
mais externa, ou seja, pelos elétrons da enésima camada. 
Quando observamos o gráfico acima podemos verificar que na primeira série 
de transição, a camada mais externa conte os elétrons 4s, porém, mais 
elétrons estão sendo adicionados aos orbitais 3d ao longo da série, conduzindo 
à diminuição do raio à medida que nos movemos da esquerda para a direita. 
Este efeito, entretanto, é cancelado em grande parte pelo aumento da repulsão 
elétron-elétron. Ao atingirmos os elementos dos Grupos 1B e 2B no final da 
série, o tamanho aumenta ligeiramente porque a subcamada d está preenchida 
e a repulsão elétron-elétron faz com que o raio aumente. 
 
Volume Atômico 
 
Apesar do nome, o volume atômico não é o volume de um único átomo, mas o