Apostila_Inorganica I

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS NATURAIS 
DCN10147 – QUÍMICA INORGÂNICA I 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA 
 
INORGÂNICA I 
 
 
 
 
 
PROFª ANA NERY FURLAN MENDES 
 
SÃO MATEUS/ES 
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QUÍMICA INORGÂNICA 
 
APRESENTAÇÃO 
 
A Química Inorgânica é uma ciência que se ocupa da investigação experimental e 
interpretação teórica das propriedades e reações de todos os elementos e seus compostos exceto 
os hidrocarbonetos e muitos de seus derivados. 
Esta apostila foi elaborada com o objetivo de auxiliar os alunos na disciplina DCN – Química 
Inorgânica I e na sua elaboração linguagens matemáticas complexas foram evitadas, tornando o 
texto mais acessível e objetivo. Todos os conteúdos abordados apresentam um grau de 
profundidade que atende a necessidade da disciplina. Na elaboração desta apostila foram 
utilizados alguns textos ou figuras dos seguintes livros: 
 
a) Atkins, P.; Jones, L.; Princípios de Química (Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente), Artmed editora Ltda.; Porto Alegre, 2001. 
b) Brown, T.L.; LeMay Jr., H.E.; Bursten, B.E.; Burdge, J.R.; Química (A ciência central), 
Pearson Education do Brasil Ltda.; São Paulo, 9ª edição; 2005. 
c) Kotz, J.C.; Treichel, Jr.; P.M.; Química geral e reações químicas, Thomson; São Paulo; 5ª 
edição; volumes 1e 2; 2005. 
d) Shriver, D.F.; Atkins, P.W.; Química inorgânica, Bookman; Porto Alegre; 3ª Edição; 2003. 
e) Benvenutti, E.V.; Química inorgânica (átomos, moléculas, líquidos e sólidos), Editora da 
UFRGS; Porto Alegre; 2003. 
 
Além de textos explicando os assuntos abordados em sala de aula, esta apostila contém 
listas de exercícios com respostas, para auxiliar os alunos na fixação do conteúdo. 
 
Os compostos inorgânicos variam dos sólidos iônicos, que podem ser descritos pelas 
aplicações simples da eletrostática clássica, aos compostos covalentes e aos metais, que são 
mais bem descritos pelos modelos que têm sua origem na mecânica quântica. Para a 
racionalização e a interpretação da maioria das propriedades inorgânicas, usamos os modelos 
qualitativos baseados na mecânica quântica, como as propriedades dos orbitais atômicos e seu 
uso para formar orbitais moleculares. Dois tipos de reações fundamentais ajudam a sistematizar a 
química inorgânica. As reações de ácidos e bases resultantes da transferência de um próton ou 
compartilhamento de pares de elétrons e aquela que ocorre pela oxidação e pela redução. 
 
Finalizando esta apresentação, abaixo se encontra um relato de Shriver e Atkins (2003) 
sobre o desenvolvimento da química inorgânica. 
 
“Grandes áreas da química inorgânica permanecem inexploradas, assim compostos 
inorgânicos novos e incomuns estão constantemente sendo sintetizados. A síntese inorgânica 
exploratória continua a enriquecer o campo com compostos que nos fornecem perspectivas novas 
sobre estruturas, ligação e reatividade. 
A indústria química é fortemente dependente da química inorgânica. Esta é essencial para a 
formulação e o melhoramento de materiais modernos, como catalisadores, semicondutores, guias 
de luz, dispositivos ópticos não lineares, supercondutores e materiais cerâmicos avançados. O 
impacto ambiental da química inorgânica também é imenso. “Nesse contexto, a função abrangente 
dos íons de metal em plantas e animais conduz à rica área da química bioinorgânica”. 
 
 
 
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1) ESTRUTURA ATÔMICA 
 
400 AC: Demócrito e Leucipo 
 
Por volta de 400 a.C. os gregos propuseram as primeiras idéias a respeito da constituição da 
matéria. Demócrito (460 a.C.-370 a.C.) admitiu que qualquer tipo de matéria seria formado por 
pequenas partículas. As partículas às quais Demócrito se referia receberam o nome de átomo (do 
grego átomo = indivisível). Várias considerações foram feitas a respeito dos átomos, formulando-
se assim uma teoria que pretendia explicar o que era observado apoiada apenas em 
especulações. De acordo com essas preposições, os átomos de Demócrito deveriam atender às 
seguintes condições: 
 
• Os átomos constituiram toda e qualquer matéria; 
• Os átomos seriam qualitativamente iguais, diferindo, apenas, na forma, no tamanho e na 
massa. 
 
Para Demócrito, a grande variedade de materiais na natureza provinha dos movimentos dos 
diferentes tipos de átomos, que, ao se chocarem, formavam conjuntos maiores, gerando diferentes 
corpos, com características próprias. Os fundamentos de Demócrito para os átomos foram 
tomando corpo com o passar do tempo. Epicuro (241 a.C. - 270 a.C.) complementou suas idéias 
ao sugerir que haveria um limite para o tamanho dos átomos, justificando assim a razão de serem 
invisíveis. 
Acreditava-se que a matéria seria constituída de elementos da natureza como fogo, água, terra 
e ar, que misturados em diferentes proporções resultariam em propriedades físico-químicas 
diferentes. 
Leucipo e Demócrito imaginaram que a matéria não poderia ser dividida infinitamente, mas 
partindo-a várias vezes, chegaríamos a uma partícula muito pequena: uma esfera indivisível, 
impenetrável e invisível. Com a ajuda de Lucrécio, a idéia dos filósofos teve rápida propagação. 
 
O modelo atômico de Dalton 
 
O cientista inglês John Dalton, em 1807, criou um modelo que retomava o antigo conceito 
dos gregos. Ele imaginou o átomo como uma pequena esfera, com massa definida e propriedades 
características. Dessa forma, todas as transformações químicas podiam ser explicadas pelo 
arranjo de átomos. 
Dalton concebeu a existencia de átomos com propriedades diferentes. E, dessa forma, definiu 
elemento químico. Os átomos que possuem a mesma massa, tamanho e forma constituem um 
elemento químico. Dalton formalizou seu modelo nos seguintes postulados: 
• Toda matéria é constituída por átomos. Esses são as menores partículas que a constituem; 
são indivisiveis e indestrutíveis, e não podem ser transformados em outros, nem mesmo 
durante os fenômenos químicos. 
• Átomos de elementos quimicos diferentes têm massas diferentes e se comportam 
desigualmente em transformações químicas. 
• Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e se comportam 
igualmente em transformações químicas. 
• As transformações químicas ocorrem por separação e união de átomos. Isto é, os átomos 
de uma substância que estão combinados de um certo modo, separam-se, unindo-se 
novamente de uma outra maneira, formando outras substâncias. 
Explica as Leis Ponderais formuladas no século XVII. 
 
O modelo atômico de Thomson 
 
Entre 1813 e 1834, um cientista chamado Michael Faraday estudou a relação entre as 
quantidades de materiais em transformações químicas e de eletricidade necessária para realizar 
essas transformações. Esses estudos evoluíram até que, em 1891, a unidade mais simples de 
eletricidade foi determinada e denominada elétron. 
 
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O modelo atômico de Rutherford 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A partir dessas observações, Rutherford chegou às seguintes conclusões: 
 
• Como algumas partículas são refletidas a composição não é uniforme; 
• Os elétrons podem até ocupar o volume atômico, mas as cargas positivas estão 
concentradas num volume muito pequeno, que denominou de núcleo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O modelo atômico de Niels Bohr e a mecânica quântica 
 
• O espectro eletromagnético 
 
Em 1865, James Maxwell estabeleceu que a radiação eletromagnética pode ser descrita por 
uma equação simples: 
 
A descoberta de partículas com carga elétrica fez 
com que o modelo atômico de Dalton ficasse 
superado. Em 1897, Thomson idealizou um 
experimento para medir a carga elétrica do elétron. 
Com base em seu experimento, e considerando o 
átomo eletricamente neutro (com quantidades iguais 
departículas positivas e negativas), ele representou 
o átomo como uma esfera uniforme, de carga 
positiva, incrustada de elétrons (partículas 
negativas). Daí vem o nome do modelo:"pudim de 
passas". 
Pelo modelo atômico de Rutherford, o 
átomo é constituido por um núcleo central, dotado 
de cargas elétricas positivas (prótons), envolvido 
por uma nuvem de cargas elétricas negativas 
(elétrons). 
Rutherford demonstrou, ainda, que 
praticamente toda a massa do átomo fica 
concentrada na pequena região do núcleo. 
Em 1908, realizando experiências de 
bombardeio de lâminas de ouro com 
partículas alfa (partículas de carga positiva, 
liberadas por elementos radioativos), 
Rutherford fez uma importante constatação: 
a grande maioria das partículas atravessava 
diretamente a lâmina, algumas sofriam 
pequenos desvios e outras, em número 
muito pequeno (uma em cem mil), sofriam 
grandes desvios em sentido contrário. 
 
Uma vez que o átomo não possui 
carga o nº prótons = nº elétrons, mas a 
maioria dos átomos possui massas 
maiores do que seria previsto com 
base na massa do próton e do elétron. 
Rutherford sugeriu que os átomos 
possuem partículas pesadas e neutras. 
Em 1932 um aluno de Rutherford 
obteve esta evidência, batizando esta 
partícula como nêutron. 
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 λν = C λλλλ = Comprimento de onda; νννν = Freqüência; C = velocidade da luz (3,0 x 108 m/s) 
 
 Em 1900, Max Planck postulou que a energia de uma onda eletromagnética é proporcional 
a sua freqüência: 
 
 Ε = hν ΕΕΕΕ = energia; h = constante de Planck (6,625 x 10-34 m2.Kg.s-1); νννν = freqüência 
 
Logo: Quanto maior ν, menor λ e → mais energia é transportada pela radiação 
 mais penetrante a radiação. 
 
 
 
 
• Linhas espectrais 
 
 
Quando a luz branca atravessa um prisma que apresenta diferentes índices de refração, 
ocorre um desdobramento de todas as freqüências. 
 
 Os pesquisadores da época verificaram que o desdobramento da luz branca que passa 
através do hidrogênio, revelava a ausência de algumas linhas no espectro. Estas linhas ficaram 
conhecidas como série de Balmer. 
 
 
 
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 Conclusão: o hidrogênio absorveu energia nas linhas faltantes do espectro. 
• Cada átomo apresenta seu espectro característico 
• Estas linhas absorvidas são emitidas quando o átomo é excitado 
 
De posse de um grande número de dados experimentais, obteve-se uma equação que 
descreve com precisão as linhas do hidrogênio: 
 
 
 
• Modelo de Bohr 
 
Em 1913, Bohr apresentou um polêmico modelo do átomo de hidrogênio: 
 
1º) o elétron no átomo somente pode ter certos estágios estacionários de movimento cada um 
com energia fixa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3º) em qualquer estágio a órbita é circular. 
 
4º) os estágios permitidos tem momento angular do elétron como um múltiplo inteiro de h/2π. 
 
A ENERGIA É QUANTIZADA → Argumento não Clássico 
 
Mérito do Modelo: - Explica as Linhas Espectrais 
 - Equações de Bohr permitem calcular o raio de átomos (ex: rH = 0,529 x 10-10 m) 
 - Ousadia de abandonar as Leis da Mecânica Clássica 
 
Falhas: - Modelo adequado somente para sistemas com 1 elétron: H, He+, Li2+ 
(incluindo a correção devido ao aumento da carga nuclear) 
 - Falha completamente para átomos polieletrônicos 
Onde: RH é a constante de Rydberg (1,096776 ´ 107 m-1); 
h é a constante de Planck (6,626 ´ 10-34 J—s); n1 e n2 são 
números inteiros (n2 > n1). 
 
2º) em qualquer estágio o elétron não 
emite energia, somente quando troca de 
estágio de mais alta para mais baixa 
energia → emite quantum de energia (E = 
h.ν; h.ν= fóton, conceito de Einstein): 
diferença de energia dos dois estágios → 
elétron só emite ou absorve Energia se 
trocar de órbita 
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Comportamento de onda 
associado ao elétron 
ONDA 
Massa e velocidade 
do elétron 
PARTÍCULA 
d) Átomos Hidrogenóides 
 
Com nas teorias vistas até aqui podemos dizer que os elementos são formados a partir das 
partículas subatômicas e são diferenciados pelo seu: 
 
• Número atômico Z = Número de prótons 
• Número de massa A = Z + N. 
 
Assim o núcleo sempre contém prótons, e todos os núcleos mais pesados que o hidrogênio 
(H) também contém nêutrons. Juntos prótons e nêutrons constituem a maior parte da massa do 
átomo. 
O número de cargas positivas no núcleo é exatamente equilibrado por igual número de 
elétrons circundantes, cada um dos quais possui uma carga negativa. O elétron (e-) é 
relativamente mais leve – possui cerca de 1/1832 da massa do próton. 
O Hidrogênio é o primeiro e mais simples dos elementos. É constituído por um núcleo 
contendo um próton e tem, portanto, uma carga positiva, que é contrabalançada por um elétron 
circundante contendo uma carga negativa. Sendo assim, podemos definir átomos hidrogenóides 
como sendo: 
 
Átomos Hidrogenóides: átomos que possuem somente um elétron e assim estão livres de 
efeitos complexos como repulsão elétron-elétron. São positivamente carregados e normalmente 
referidos como íons. Exemplos: H, He+, Li+2, etc. 
 
Utilizaremos o conceito que estes átomos introduzem para construir uma descrição 
aproximada das estruturas dos átomos multieletrônicos, que são átomos com mais de um 
elétron. 
A teoria planetária da estrutura atômica proposta por Rutherford e Bohr descreve o átomo 
como um núcleo central circundado por elétrons situados em certas órbitas. O elétron é, pois, 
considerado como uma partícula. Na década de 1920, mostrou-se que partículas em movimento, 
como os elétrons, comportavam-se em alguns aspectos como ondas. 
 
e) Mecânica quântica 
 
Em 1924, Lowis de Broglie faz uma proposta revolucionária para explicar os argumentos não-
clássicos do modelo de Bohr. Ele baseou seu trabalho nas teorias desenvolvidas por Max Planck, 
Arthur Compton e Albert Einstein. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Para descrever o elétron, de Broglie reorganizou estas equações, considerando que tanto 
matéria como onda são energias e portanto podem ser igualadas: 
 
λ = h / (m.v) 
 
 
 
 
 
 
• Obs.: a equação acima é válida para objetos de massa muito pequena como o elétron, pois 
para objetos maiores o valor de λ é desprezível. 
 
• Planck estabeleceu que a energia de uma onda 
eletromagnética é proporcional a sua freqüência (ν): 
• Compton demonstrou que a luz pode ter um momento 
associado, mesmo sabendo que o momento era um 
conceito restrito a matéria: 
• Einstein através da teoria da Relatividade, 
estabeleceu que a matéria poderia ser convertida em 
energia através da equação: 
 
 → Ε = hν = hC/λ 
 
 
 → Ε = pC; p = mv 
 
 
 
 → Ε = mC2 
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Princípio da Incerteza de Heisenberg 
 
“Impossível conhecer simultaneamente, com absoluta exatidão, a posição e o momento de uma 
partícula como o elétron” 
 
Para determinar a posição do elétron, é preciso localizá-lo com fótons de luz, mas o fóton 
transfere energia para o elétron e altera a sua velocidade e, portanto, sua trajetória. 
Então: O Princípio da Incerteza de Heisenberg afirma que a incerteza na determinação da 
posição (∆x) e a incerteza na determinação do momento (∆p) é dada por: ∆x . ∆p ≥ h 
 
Logo: É impossível conhecer a trajetória do elétron → Falha do Modelo de Bohr 
 
1926: Equação de Schrödinger – Modelo Ondulatório 
 
Erwing Schrödinger usando o postulado de De Broglie, supôs que o elétron pode ser 
considerado uma nuvem eletrônica difusa, do tipo ondulatório e seu movimento poderia ser 
representado por uma função de onda (tal como é feito para ondas eletromagnéticas). Deduziu 
uma equação que possibilita relacionar a Energia do elétron e suas propriedades ondulatórias, 
para o movimento de qualquer elétron de qualquer átomo:Equação de Schrödinger: E.ΨΨΨΨ= h2 / (8ππππ2m) . ∇∇∇∇2.ΨΨΨΨ + V. ΨΨΨΨ 
 
Onde: - ∇∇∇∇ = operador Laplaciano (δ2 / δx2 + δ2 / δy2 + δ2 / δz2) 
 - m = massa do elétron 
 - h = Constante de Plank 
 - V = energia Potencial do elétron (função de posição) 
 - E = energia total do elétron (função de posição) 
 - Ψ = função de onda → incógnita da equação 
Equação matemática complicada com solução difícil: somente tem solução para certos 
valores de E, relacionados por números inteiros → Teoria dá idéia da quantização de Energia, pois 
somente certos valores de Energia são permitidos aos elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Então: Ao resolver a Equação de Schrödinger para um elétron com energia E, obtém-se um 
valor de Ψ em função das coordenadas x, y, z, ou seja, o resultado é uma função de onda Ψ 
(x,y,z) cujo quadrado (│Ψ (x,y,z)│2) fornece a probabilidade de encontrar o elétron com energia E 
no ponto (x,y,z) → Cada função de onda corresponde a certo valor de energia e descreve uma 
região do espaço, em torno do núcleo, onde um elétron com esta energia tem maior probabilidade 
de ser encontrado → ORBITAL 
Um conceito fundamental da mecânica quântica é que a matéria possui propriedades iguais 
a de uma onda. Este atributo não é normalmente evidente em objetos macroscópicos, mas ele 
domina a natureza das partículas subatômicas, como o elétron. 
Um elétron é descrito por uma função de onda, Ψ (psi), que é uma função matemática das 
coordenadas de posição x,y e z e do tempo t. Interpretamos a função de onda usando a 
interpretação de Born, na qual a probabilidade de encontrar a partícula numa região infinitesimal 
do espaço é proporcional ao quadrado da função de onda, Ψ2. 
Qual significado físico de Ψ? 
│Ψ│2 é a expressão matemática 
de como a probabilidade de 
encontrar o elétron varia de 
lugar para lugar. 
 
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De acordo com essa interpretação, há uma alta possibilidade de encontrar uma partícula 
onde Ψ2 é grande, e a partícula não será encontrada onde Ψ2 é zero. 
A quantidade Ψ2 é denominada densidade de probabilidade da partícula. Esta densidade 
significa que o produto de Ψ2 e o elemento de volume infinitesimal dt = dxdydz é proporcional à 
probabilidade de encontrar o elétron naquele elemento de volume. A probabilidade é igual a Ψ2dt 
se a função de onda é normalizada, ou seja: 
∫Ψ2dt = 1 
Esta expressão simplesmente exprime que a probabilidade total de encontrar o elétron em 
algum lugar deve ser 1. 
O Modelo de Schrödinger baseia-se na hipótese do elétron ser descrito como uma onda de 
matéria e não como uma pequena partícula orbitando o núcleo. 
A Equação de Schrödinger descreve corretamente o comportamento de qualquer sistema 
atômico, descreve o movimento de elétrons com energia quantizada ao redor do núcleo. 
Ao resolver a Equação de Schrödinger para um elétron com energia E definida, obtém-se 
como resposta uma função de onda associada a um conjunto de três números chamados 
NÚMEROS QUÂNTICOS. 
Cada elétron dentro de um átomo fica completamente descrito por um conjunto de quatro 
Números Quânticos diferentes: 
- 3 destes Números Quânticos (n, l e ml) especificam a função de onda Ψ (x, y, z) associada ao 
Orbital em que o elétron se encontra. 
- o 4º Número Quântico (ms) refere-se à propriedade magnética do elétron chamada spin. 
1) Número quântico principal, n: Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta o 
orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 
• Especifica o nível de energia do elétron 
• Especifica o volume da região do espaço onde o elétron se encontra 
• Pode assumir valores de 1 até +α 
 
2) Número quântico secundário (ou azimutal), l: Especifica a forma da região no espaço 
onde o elétron poderá ser encontrado. 
• Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e 
aumentam até n -1 
• Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3) 
• Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 
 
3) Número quântico magnético, ml: Determina a orientação espacial da região onde o 
elétron poderá ser encontrado. Essa região espacial é chamada de orbital. 
• Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores 
inteiros entre -l e +l. 
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4) Número quântico magnético de spin, ms: Em 1927 os químicos teóricos perceberam que 
os elétrons interagiam com um campo magnético. Sugeriram que o elétron deveria ter um 
momento magnético independente do momento angular orbital (ml). Este novo momento 
angular ficou conhecido como “spin” ou “nº quântico magnético de spin”. 
 
• ms pode assumir dois valores: +1/2 ou -1/2 (os sinais + ou – especificam a favor ou 
contra o campo aplicado) 
 
 
FORMA DOS ORBITAIS ATÔMICOS 
 
1) Orbitais s 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Todos os orbitais s são esféricos. 
• À medida que n aumenta, os orbitais s ficam 
maiores. 
• À medida que n aumenta, aumenta o número de 
nós. 
• Um nó é uma região no espaço onde a 
probabilidade de se encontrar um elétron é zero. 
• Em um nó, Ψ2 = 0 
• Para um orbital s, o número de nós é n-1. 
 
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2) Orbitais p 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3) Orbitais d e f 
 
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
• Três dos orbitais d encontra-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z. 
• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z. 
• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. 
• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ORBITAIS E SUAS ENERGIAS 
 
• Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de 
Pauling. 
• À medida que n aumenta o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor. 
 
• Existem três orbitais p, px, py, e pz. 
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema cartesiano. 
• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1. 
• Os orbitais têm a forma de halteres. 
• À medida que n aumenta os orbitais p ficam maiores. 
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
 
 
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DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
 
 Uma vez que se conhece a ordem de energia dos orbitais, é possível conhecer a ordem de 
ocupação destes orbitais pelos elétrons. Mas antes, é necessário conhecer alguns princípios 
importantes: 
 
1º) O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números 
quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. 
• O significado deste princípio é que no máximo há dois elétrons em cada orbital, 
desde que apresentem spins opostos. 
 
Configuração máxima: s2 p6 d10 f14 
 
2º) Regra de Hund: “adicionar um elétron por orbital até estar totalmente semi-preenchido, 
somente depois se acrescenta um segundo elétron”. 
Quando se tem mais de um orbital com a mesma energia, os elétrons ocupam orbitais 
separados e possuem spins paralelos. Explicação: 
 
• O preenchimento de orbitais separados pode ser entendido porque as interações repulsivas 
entre os elétrons que ocupam diferentes regiões do espaço são menores que aqueles onde os 
elétrons se encontram na mesma região do espaço. 
• A necessidade dos elétrons que ocupam diferentes regiões do espaço ter spins paralelos é 
conseqüência de um efeito mecânico-quântico conhecida como correlação de spin. 
Correlação de spin: dois elétrons com spins paralelos tendem a se afastarem mutuamente, e por 
isso repelindo-se em menor extensão. 
 
 Além de obedecer as duas regras acima, os elétrons devem começar a ocupar os orbitais 
de mais baixa energia. 
O número de elétrons quedevem ser distribuídos em um átomo, parte da idéia da 
neutralidade de cargas: nº cargas negativas = nº cargas positivas. Ou seja, nº de elétrons = nº de 
prótons. Sabendo-se o número atômico do elemento, sabemos o número de prótons presentes e 
conseqüentemente o número de elétrons para serem distribuídos nos orbitais atômicos. 
 
 Há três maneiras de se representar a distribuição eletrônica de um átomo: 
 
a) Notação espectroscópica: 
 
Li (Z=3) = 1s22s1 
C (Z=6) = 1s22s22p2 
Ar (Z=18) = 1s22s22p63s23p6 
 
 
b) Notação de gás nobre: 
 
Li = [He] 2s1 
C = [He] 2s22p2 
Ar = [Ne] 3s23p6 
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c) Notação de caixas de orbitais: (começa a valer a regra de Hund) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ALGUMAS NOMENCLATURAS 
 
• Orbitais de valência: orbitais mais externos ocupados de um átomo. 
• Camada de valência: contém os orbitais de valência. 
Exemplo: Li 1s2 2s1. Orbitais de valência = 2s; camada de valência = 2 
 
• Camadas internas: camadas anteriores a de valência do átomo. 
• Orbitais internos: orbitais das camadas internas dos átomos. 
Exemplo: Para o Li. Camada interna: 1. Orbital interno: 1s. Como a camada interna do Li 
tem configuração 1s2, a mesma do He, ela é algumas vezes referida como [He] 
 
• Camada interna fechada: Quando todos os elétrons internos estão emparelhados. 
• Elétrons de valência: são os elétrons que ocupam a última camada eletrônica de um átomo. 
 
• Paramagnetismo: Sempre que um elemento apresentar um ou mais elétrons desemparelhados 
(orbitais semi-preenchidos) a esse elemento será atribuído um caráter paramagnético → Os 
elementos paramagnéticos interagem com campos magnéticos, pois há possibilidade de 
orientação dos spins dos elétrons desemparelhados com o campo externo. 
 
• Diamagnetismo: Sempre que um elemento apresentar orbitais completamente preenchidos 
(todos os elétrons estão emparelhados) ou vazios, a esse elemento será atribuído um caráter 
diamagnético → Não há possibilidade de interação com o campo externo, sem violar o princípio 
de Pauling. 
 
 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS DO BLOCO d E f 
 
A distribuição do escândio (Sc) é [Ar] 3d1 4s2 em vez de 4s2 3d1. Isto, porque, os níveis de 
energia apresentados na seqüência energética são para orbitais atômicos individuais e não levam 
em consideração as repulsões inter-eletrônicas. 
Para a maior parte dos elementos do bloco d as determinações espectroscópicas dos 
estados fundamentais (juntamente com cálculos detalhados) mostraram que é vantajoso ocupar o 
orbital de maior energia que vem a seguir (o orbital 4s por exemplo). Isto, porque, o preenchimento 
de orbitais de energia mais elevada pode resultar em uma repulsão entre os elétrons menor do 
que a que ocorreria se os orbitais 3d, de menor energia, fossem ocupados. Em alguns casos, a 
menor energia total pode ser obtida pela formação de subcamadas d preenchidas ou semi-
prenchidas à custa de um elétron s. Assim: 
Cr [Ar] 3d5 4s1 e não 3d4 4s2 
Cu [Ar] 3d10 4s1 e não 3d9 4s2 
 
Um efeito similar ocorre no bloco f onde os orbitais f estão sendo ocupados. Por exemplo, a 
configuração do Gadolínio (Gd) é: [Xe] 4f7 5d1 6s2 e não [Xe]4f6 5d2 6s2. 
 
 
14 
 
2) TABELA PERIÓDICA 
 
No mundo que nos rodeia encontra-se uma enorme diversidade de materiais e de 
substâncias que os constituem. Mas, a grande variedade de substâncias obtém-se a partir de um 
número muito mais reduzido de elementos químicos que, atualmente, se encontram organizados 
numa tabela – a Tabela Periódica dos Elementos (TP). 
A ideia de organizar os elementos químicos resultou da necessidade que os químicos 
sentiram de reunir o máximo de informações sobre os mesmos da forma mais simples para serem 
consultadas. 
Na antiguidade, já eram conhecidos alguns elementos como o ouro, a prata, o cobre, o ferro, 
o carbono, o chumbo, o estanho, o mercúrio e o enxofre. Os alquimistas descobriram o arsênio, o 
antimônio e o fósforo. 
Os alquimistas seguiam a disciplina que visava o fabrico da pedra filosofal, a substância 
capaz de transformar em ouro qualquer matéria com a qual fosse colocada em contato, e do elixir 
da longa vida, que haveria de prolongar a existência dos que o tivessem tomado. Embora a 
alquimia não fosse uma ciência experimental, ou seja, os trabalhos eram executados sem recorrer 
ao método científico (forma sistemática de organizar as coisas), o impulso oferecido por ela foi, em 
todo o caso, muito grande. Nesta busca incessante, os alquimistas acabaram por descobrir novos 
elementos e processos úteis à vida prática, tais como a destilação e a sublimação. 
Em 1669 o alquimista alemão Henning Brand, quando procurava descobrir a pedra filosofal, 
conseguiu “apenas” obter fósforo elementar através da destilação da urina. Este é o primeiro 
elemento do qual existem registros históricos da sua descoberta. 
A partir desta data muitos outros elementos químicos foram descobertos, tendo, em 1870, o 
número crescido para cerca de 60. Como o número de elementos químicos conhecidos ia 
aumentando, os cientistas começaram a procurar semelhanças nas suas propriedades e a 
desenvolver esquemas para a sua classificação. 
O primeiro cientista a destacar-se na tentativa de ordenação sistemática dos elementos foi 
Antoine Lavoisier, em 1789. Ele agrupou os cerca de 30 elementos já conhecidos em quatro 
categorias: gases, não metais, metais e elementos terrosos. Quando estudava a substância 
elementar correspondente a um dado elemento, no estado sólido, e esta tanto apresentava brilho 
metálico, como era boa condutora da eletricidade, então constituía um metal. O oxigênio, por 
exemplo, era considerado um gás e a “cal” um elemento terroso. É de salientar que nesta época 
os elementos eram colocados ao mesmo nível da luz e do calor, sendo estes considerados 
elementos gasosos. 
No século XIX, ainda muito pouco se sabia acerca dos átomos e não se conheciam as 
partículas subatômicas, tais como, o próton, o elétron e o nêutron. Mas, mesmo neste contexto, os 
químicos não desistiam da procura de uma organização para os elementos químicos, até porque a 
classificação de Lavoisier tinha se revelado pouco rigorosa. Os trabalhos que, entretanto surgiam 
foram, muitas vezes, notavelmente bem sucedidos e ficaram para sempre na história da ciência. 
Muito antes dos conhecimentos atuais sobre a Mecânica Quântica, os químicos já conheciam 
algumas propriedades físicas e químicas de alguns elementos e reconheciam semelhanças entre 
átomos de elementos diferentes. Os seus trabalhos baseavam-se no conhecimento das massas 
atômicas, pois nessa altura já existiam medidas precisas dessa grandeza para muitos elementos. 
Organizar os elementos de acordo com a sua massa atômica parecia lógico a estes químicos, 
visto que entendiam que o comportamento químico deveria relacionar-se, de certa forma, com 
essas massas. Nos dias que correm, sabe-se que a massa atômica não é a propriedade 
fundamental de um átomo. O seu valor pode variar de acordo com a abundância relativa dos 
15 
 
isótopos (átomos diferentes do mesmo elemento que diferem no número de nêutrons) de cada 
elemento. No entanto, foi o critério que serviu de base aos químicos durante parte do século XIX. 
Por volta de 1817, o alemão Johann Döbereiner, observou que a massa atômica do 
estrôncio era aproximadamente igual à média das massas atômicas do cálcio e do bário. E, para 
além desta curiosidade, ele verificou que estes elementos tinham propriedades químicas 
semelhantes. Em 1829, ele volta a fazer observações similares para outros grupos de três 
elementos, como, por exemplo, o lítio, o sódio e o potássio. Assim, ele criou as tríades. Cada uma 
delas era constituída por três elementos com propriedades semelhantes, organizados por ordem 
crescente de massa atômica. 
 
Tríades de Döbereiner 
 
 
É de notar, que estes agrupamentosestão de acordo com o que se conhece atualmente 
sobre as propriedades periódicas. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam constituir 
tríades. 
Um outro modelo, foi sugerido, em 1862, por Alexandre de Chancourtois, engenheiro e 
geólogo francês – o caracol de Chancourtois. Os elementos encontravam-se dispostos, por 
ordem crescente de massas atômicas, numa linha helicoidal que recobria uma superfície cilíndrica, 
de maneira que os pontos que se correspondiam sobre as sucessivas voltas da hélice diferiam em 
16 unidades. Os elementos com propriedades semelhantes encontravam-se nesses pontos. Por 
exemplo, o oxigênio, o enxofre, o selênio e o telúrio têm, respectivamente, as massas atômicas 
16, 32, 79, e 128. Casualmente, estes valores são múltiplos exatos ou próximos de 16. Mas, se 
algumas partes da hélice tiveram sucesso, outras revelaram-se incorretas. O caso mais relevante 
diz respeito ao boro e ao alumínio que, como era de esperar, apareciam em conjunto, mas 
seguiam o níquel, o arsênio, o lantânio e o paládio, que não têm propriedades parecidas com os 
primeiros. 
Chancourtois teve muita satisfação ao noticiar o seu projeto, pois apenas uma das tríades de 
Döbereiner aparecia na sua hélice. Até a tríade do enxofre deixou de ter qualquer importância, 
tendo o trabalho do alemão perdido toda a credibilidade. Apesar do caracol mostrar a existência 
de uma periodicidade, revelou-se pouco consistente, o que impediu a sua aceitação. Não fosse 
Chancourtois um geólogo. 
Outra tentativa de organização deveu-se ao inglês John Newlands que, em 1864, 
estabeleceu a relação a que chamou Lei das Oitavas. Este foi o primeiro químico a dispor os 
elementos num quadro com sete colunas, por ordem crescente de massa atômica. Nesta 
disposição, qualquer elemento tinha propriedades semelhantes às do oitavo elemento que se lhe 
seguia (por analogia às oitavas da escala musical). Contudo, esta ordem levantava algumas 
anomalias. Mas, como Newlands tinha conhecimentos muito consistentes a nível químico, não 
receou colocar dois elementos a ocupar a mesma posição na tabela, desde que apresentassem 
16 
 
propriedades idênticas. Consciente do seu trabalho, ele verificou que a periodicidade não era 
perfeita e que a “lei” era inadequada para elementos para além do cálcio. 
Apesar de tudo, o seu trabalho foi fortemente criticado e chegou mesmo a ser ridicularizado 
pela Real Sociedade de Química de Londres. Só mais tarde, em 1887, depois de se ter constatado 
que a sua contribuição foi um notável patrimônio para os trabalhos dos químicos que se seguiram, 
é que a mesma instituição reconhece o seu trabalho. 
Atribui-se a Dmitri Mendeleev, físico e químico russo, a origem da organização da Tabela 
Periódica atual. Este, ao escrever o livro “Principles of Chemistry”, procurou um padrão que 
permitisse organizar toda a informação acerca dos elementos. Para tal, fez vários cartões, um 
para cada elemento, e analisou várias disposições dos mesmos. Descobriu uma que tinha por 
base a repetição regular e periódica das propriedades – elementos dispostos numa tabela por 
ordem crescente de massa atômica, de modo que em cada coluna se encontrassem elementos 
com propriedades químicas análogas. Estava estabelecida a relação entre a massa atômica e as 
propriedades dos elementos. A figura abaixo mostra a TP proposta por Mendeleev, em 1872. 
 
Tabela periódica proposta por Mendeleev em 1872. 
 
 
O modelo encontrado revela aspectos positivos em relação aos anteriores. Em primeiro 
lugar, ele deixou vários espaços vazios na tabela para elementos que previa virem a ser 
descobertos. Esta era a grande novidade e, talvez, a principal causa do elevado sucesso. Pela 
primeira vez, era possível prever, de forma bastante exata, as propriedades de muitos elementos 
que ainda não eram conhecidos. Por exemplo, Mendeleev previu a existência de dois elementos 
desconhecidos a que chamou eka-alumínio (eka significa “primeiro”; então, o eka-alumínio seria o 
primeiro elemento sob o alumínio no mesmo grupo) e eka-silício. Quando, em 1875, o químico 
francês, Lecoq de Boisbaudran descobriu o gálio, verificou-se que as suas propriedades se 
ajustavam às previstas para o eka-alumínio; e, passados cerca de 15 anos, quando o alemão 
Winckler descobriu o germânio, também se constatou que tinha exatamente as mesmas 
17 
 
propriedades do eka-silício. Estas descobertas sucederam-se ainda durante a vida de Mendeleev, 
o que lhe mostrou que as suas previsões estavam corretas. 
Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel da Química. O seu trabalho na classificação 
periódica dos elementos foi considerado o passo mais importante dado pela Química no século 
XIX. 
Mendeleev ao desenvolver a sua tabela privilegiou a regra de propriedades semelhantes na 
mesma coluna. Assim, sentiu a necessidade de reordenar alguns elementos para novas posições. 
Por um lado, teve de admitir que alguns dos valores que utilizava de massa atômica determinados 
por Stanislao Cannizzaro estavam incorretos. Deste modo, ele, por exemplo, não hesitou em 
colocar o berílio no grupo II, acima do magnésio, uma vez que tinham propriedades que se 
assemelhavam. Inicialmente, o berílio encontrava-se no grupo III, de acordo com o critério da 
ordem crescente de massa atômica. 
O químico russo teve ainda que inverter a posição relativa de alguns pares de elementos. No 
caso do iodo e do telúrio, apesar do primeiro ter massa atômica igual a 127 e o segundo igual a 
128, o iodo só deveria surgir na tabela depois do telúrio. 
Embora, Mendeleev tenha efetuado todos estes ajustes, a tabela continuava a apresentar 
algumas incorreções. Por exemplo, a posição do argônio (39,95 u.m.a.), se fosse estabelecida 
somente pelo critério da massa atômica, ocuparia a posição do potássio (39,10 u.m.a.) na Tabela 
Periódica atual, o que representa uma discrepância. O argônio, sendo um gás inerte, nunca 
poderia ser colocado no mesmo grupo do lítio e do sódio, que constituem metais muito reativos. 
Na mesma época, o químico alemão, Lothar Meyer, mais interessado nas propriedades 
físicas dos elementos, também estabeleceu uma organização para eles. Apesar de ter dado o seu 
contributo, como só apresentou publicamente o seu trabalho passado um ano de Mendeleev ter 
divulgado a sua tabela, não lhe foi dado muito destaque. 
Com a descoberta dos isótopos dos elementos, verificou-se que a massa atômica não era o 
critério que marcava a periodicidade dos elementos, tal como Mendeleev, Meyer e outros tinham 
referido. Mostrou-se, então, que as propriedades dos elementos variavam periodicamente com o 
número atômico. 
A experiência que Ernest Rutherford, físico neo-zelandês, realizou, em 1910, permitiu 
avançar nos conhecimentos sobre a constituição dos átomos. O contínuo progresso no 
conhecimento das partículas subatômicas, permitiu a Henry Moseley, em 1913, estabelecer o 
conceito de número atômico de um elemento: é o número de prótons existentes no núcleo do 
átomo desse elemento. Ele chegou a essa conclusão após realizar experiências que lhe 
possibilitaram estabelecer uma relação entre os espectros de raios X e o número de cargas 
positivas do átomo dos elementos. Neste contexto, Moseley verifica que as propriedades dos 
elementos se repetem periodicamente quando estes são colocados por ordem crescente de 
número atômico – Lei Periódica de Moseley. Estava dado o grande passo na organização dos 
elementos químicos. Algumas das incongruências existentes na tabela de Mendeleev podiam 
agora ser explicadas. 
Com o passar do tempo, descobriram-se novos elementos e os químicos viram-se obrigados 
a efetuar alterações na Tabela Periódica. Já em 1895, quando o físico, Lord Rayleigh, descobriu o 
argônio e o químico, William Ramsey, descobriu os restantes gases inertes, foi necessário 
acrescentar uma nova coluna à Tabela Periódica. 
A última grande modificaçãona Tabela Periódica resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na 
década de 50. Depois da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu os elementos trans-
uranianos desde o número atômico 94 até ao 102. Com estes novos elementos, ele reconfigurou a 
TP, colocando os elementos da série dos actinídeos (elementos de número atômico de 90 a 103) 
18 
 
a seguir à série dos lantanídeos (elementos de número atômico de 58 a 71), na zona inferior da 
mesma. 
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel da Química e quando se descobriu o elemento 
de número atômico 106 lhe foi dado o nome de seabórgio, em sua homenagem. Muitos outros 
nomes de químicos que se destacam na história da Química, encontram-se “disfarçados” como 
nomes de elementos químicos na Tabela Periódica atual. É de destacar o elemento de número 
atômico 101, o mendelévio. Foi assim batizado para homenagear o trabalho de Mendeleev. 
A IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry), organismo que estabelece 
normas de nomenclatura na área da Química, estabeleceu, recentemente, uma outra 
recomendação: na Tabela Periódica, a designação dos grupos deve ser feita com a numeração de 
1 a 18, utilizando algarismos árabes. Pretende-se uniformizar as diferentes convenções utilizadas 
até agora (convenção americana e européia) e tornar a sua linguagem universal. Contudo, esta 
recomendação criou muita discussão na comunidade internacional de química, pelo que ainda 
continuará em análise durante algum tempo. 
 
 
A Tabela Periódica atual é constituída por 115 elementos conhecidos dispostos, numa matriz 
quadriculada de linhas e colunas, por ordem crescente de número atômico. A cada uma das 
quadrículas corresponde um elemento químico. Este está representado pelo seu símbolo químico 
e vem acompanhado das suas características. Uma das informações presente considerada muito 
importante é a configuração eletrônica. Esta tem origem nos conhecimentos da Mecânica 
Quântica e permite explicar a ocorrência periódica das propriedades dos elementos. 
A grande utilidade da Tabela Periódica consiste na possibilidade de se poderem prever as 
propriedades de qualquer elemento químico, tendo por base o conhecimento das propriedades 
gerais e das tendências, dentro de um grupo ou de um período. 
 
 
 
 
 
19 
 
TABELAS PERIÓDICAS MODERNAS 
 
A Tabela Periódica é, efetivamente, um instrumento organizador de conhecimentos sobre os 
elementos químicos, onde estes estão ordenados por ordem crescente de número atómico (Z). 
Encontra-se organizada em 7 linhas e 18 colunas. Os elementos que pertencem a uma mesma 
linha dizem-se do mesmo período e os que pertencem à mesma coluna fazem parte do mesmo 
grupo. 
 
A tabela periódica está arranjada da seguinte maneira: 
 
a) Períodos: filas horizontais, onde os elementos estão dispostos em ordem crescente do 
número atômico. Os períodos são numerados de acordo com o número quântico principal 
(n) dos elétrons da camada de valência. 
 
b) Grupos: também chamado de “famílias”. Correspondem as colunas verticais, onde cada 
elemento de um grupo possui em comum o número de elétrons na camada de valência. 
 
 
 
Cada grupo constitui uma família de elementos, às quais se atribui, por vezes, uma 
designação própria. Por exemplo, o grupo 1 é o grupo dos metais alcalinos, o grupo 2 o dos 
metais alcalino-terrosos, o grupo 16 o dos calcogênios, o grupo 17 o dos halogênios e o grupo 18 
é chamado o grupo dos gases nobres ou inertes. 
O hidrogênio, primeiro elemento de Tabela Periódica, é aquele que tem menor número 
atômico. No entanto, não é fácil decidir a sua posição, porque ele tem características individuais 
que não podem ser comparadas com os elementos dos outros grupos. Ele aparece muitas vezes 
colocado no grupo 1, embora não seja um metal. Recentemente, ele tem sido muitas vezes, 
posicionado de forma solitária, ou seja, sem pertencer a nenhum dos grupos. 
Na Tabela Periódica, esquematizada na figura abaixo, observa-se uma linha quebrada. Esta 
permite classificar os elementos em metais, não metais e semi-metais. Os primeiros encontram-se 
à esquerda da linha, os segundos à direita e os últimos são aqueles que se encontram de cada um 
dos lados dessa linha. Os semi-metais, em determinadas condições comportam-se como metais, 
noutras como não metais. Através desta divisão, verifica-se que a maior parte dos elementos da 
TP são metais. 
 
20 
 
Ainda é possível estabelecer outra classificação com base na Tabela Periódica: elementos 
representativos, grupo 1, 2, 13, 14, 15, 16 e 17, e elementos de transição, do grupo 3 ao 11. No 
grupo 18, como já foi referido, encontra-se os gases nobres e o grupo 12 não tem designação 
específica. Os elementos zinco, cádmio e mercúrio, nem são elementos representativos, nem 
metais de transição. 
Os elementos de um mesmo grupo têm um comportamento químico semelhante, 
exatamente, porque as configurações eletrônicas também o são, especialmente no que diz 
respeito aos elétrons de valência (elétrons que se encontram no último nível de energia). No 
entanto, é necessário ter atenção quando se prevêem características de elementos para os grupos 
de 13 a 17. Por exemplo, no grupo 14 verifica-se uma grande alteração nas propriedades químicas 
dos elementos. O carbono é um não metal, os dois elementos seguintes são semi-metais e o 
chumbo é um metal. 
Refletindo sobre as configurações eletrônicas dos elementos, a Tabela Periódica pode ser 
dividida em blocos (bloco s, p, d e f), conforme o tipo de orbitais em que se encontram os elétrons 
de valência. Os elementos representativos do grupo 1 e 2 constituem o bloco s. O bloco p integra 
as restantes famílias dos elementos representativos. Pode dizer-se que os elementos 
representativos são aqueles que têm as orbitais s ou p de maior número quântico principal 
incompletamente preenchida. Quanto ao grupo 18, os elementos pertencem todos ao bloco p, à 
exceção do hélio, que tem configuração eletrônica 1s
2
. Os elementos de transição correspondem 
ao bloco d. Por último, os elementos de transição interna, isto é, as séries dos lantanídeos (6º 
período) e dos actinídeos (7º período) representam o bloco f. É de notar que os elementos do 
bloco f são muito difíceis de distinguir, pois, por terem os orbitais f não completamente 
preenchidos, têm todos propriedades muito similares. 
 
 
 
 
 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
Carga nuclear efetiva 
 
• A carga nuclear efetiva (Zeff) é o valor da carga positiva (prótons no núcleo) percebida pelos 
elétrons de valência de um átomo. 
• Esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos 
elétrons mais internos “neutraliza” ou “blinda” parcialmente a carga positiva do núcleo. 
• Assim, os elétrons exteriores sentem só uma fração da carga nuclear total. 
 
 
Salienta-se que em alguns grupos do 
bloco d a configuração de valência dos vários 
elementos não é igual. Apesar disso, os 
metais de transição apresentam 
características muito próprias (apresentam 
uma orbital d não completamente 
preenchida) e diversificadas que os 
distinguem dos outros elementos, como, por 
exemplo, têm a capacidade de formar 
compostos com cores fascinantes, têm 
tendência para formar complexos e possuem 
atividade catalítica. 
 
21 
 
a) Raio atômico e efeito de blindagem 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Esse efeito de blindagem pode ser mais bem entendido comparando diferentes elementos do 
mesmo período da tabela periódica: 
 
Elemento Nº prótons Nº elétrons internos Nº elétrons valência 
Na 11 10 1 
Cl 17 10 7 
 
� Os dois elementos pertencem ao 3º período da TP 
� No Na os 10 elétrons internos conseguem quase que neutralizar totalmente a carga positiva 
dos prótons, logo o elétron de valência é pouco atraído pelo núcleo e com isto haverá umaumento 
no volume do átomo 
� No Cl os 10 elétrons internos não conseguem neutralizar os 17 prótons, logo os 7 elétrons 
de valência sentirão mais efetivamente a carga nuclear reduzindo as dimensões atômicas. 
 
Conclusão: o raio atômico dos elementos diminui em um mesmo período à medida que 
aumenta o número atômico. 
 
 
Explicação: 
 
• Os elementos do terceiro período do bloco d são precedidos pelos elementos do primeiro 
período do bloco f, os lantanídeos, nos quais os orbitais 4f estão sendo ocupados. Estes 
 
• Ao descermos em um grupo, os átomos 
aumentam. 
• Ao longo dos períodos da TP, os átomos 
tornam-se menores. 
 
Existem dois fatores agindo: 
 
• Número quântico principal, n 
• a carga nuclear efetiva, Zef 
 
No Grupo: ↑ n ( ↑ nº de camadas), ↑ raio atômico 
 
No Período: n é constante, mas aos passarmos de um 
átomo para o outro aumenta o nº de elétrons e também 
o de prótons (efeito de blindagem). 
Modificações importantes nas 
tendências gerais 
 
• Pode-se observar através da tabela 
que o raio metálico dos elementos do 
terceiro período do bloco d (período 
6) são muito similares aqueles do 
segundo período, e não maiores, 
como seria de se esperar com base 
no fato do número de elétrons ser 
consideravelmente maior. 
Exemplo: Mo raio metálico = 1,40 Ǻ 
 W raio metálico = 1.41 Ǻ 
 
A redução do raio chama-se 
contração lantanídica. 
22 
 
orbitais possuem uma pequena capacidade de blindagem e os elétrons, adicionados ao 
longo do período 4f, sentem uma carga nuclear efetiva maior. 
• Contração similar é encontrada nos elementos posteriores aos do bloco d. Exemplo: Embora 
haja um substancial aumento no raio atômico do B (0,88 Ǻ) para o Al (1,43 Ǻ), o raio atômico 
do Ga (1,53 Ǻ) é somente pouco maior que o do Al. Este efeito pode ser entendido em 
termos da pobre capacidade de blindagem dos elementos que o antecede no período. 
 
 
b) Energia de ionização 
 
A energia de ionização ou potencial de ionização, é a energia mínima requerida para arrancar 
um elétron de um átomo no estado gasoso. 
• No grupo cresce de baixo para cima, à medida em que as camadas eletrônicas diminuem→ 
Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um 
grupo. 
• No período, cresce da esquerda para a direita, acompanhando o crescimento do número 
atômico (Z), o que faz a camada de valência ficar mais próxima do núcleo → Ao longo de um 
período, Zef aumenta, conseqüentemente, fica mais difícil remover um elétron. 
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um 
elétron de um átomo gasoso: 
 
Na(g) → Na+(g) + e-. 
 
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um 
íon gasoso: 
 
Na+(g) → Na2+(g) + e-. 
 
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. 
 
 
c) Raio iônico 
 
Raio de um átomo que perdeu ou ganhou um elétron. Em geral: 
 
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que 
lhes dão origem. 
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os átomos 
que lhe dão origem. 
• São duas as exceções: a 
remoção do primeiro elétron p e a 
remoção do quarto elétron p. 
• Os elétrons s são mais eficazes 
na proteção do que os elétrons p. 
Conseqüentemente, a formação de 
s2p0 se torna mais favorável. 
• Quando um segundo elétron é 
colocado em um orbital p, aumenta 
a repulsão elétron-elétron. Quando 
esse elétron é removido, a 
configuração s2p3 resultante é mais 
estável do que a configuração 
inicial s2p4. Portanto, há uma 
diminuição na energia de ionização. 
23 
 
 
• Comparando Li e Li+ → No Li+ temos a força atrativa de 3 prótons sobre 2 elétrons, que se 
aproximam mais do núcleo (devido à atração eletrostática) “encolhendo” o íon. 
 
• Comprando F e F- → No F- há 9 prótons atraindo 10 elétrons. No F- há a intensificação da 
repulsão entre os elétrons → expansão para acomodar o elétron extra. 
 
• Série isoeletrônicas → à medida que a razão entre nº de prótons e o de elétrons aumenta, 
também aumenta a atração elétron-próton e o raio do íon diminui. 
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
 
 
 
 
d) Afinidade eletrônica 
 
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade é a quantidade de energia liberada quando um átomo 
captura um elétron no estado gasoso. Quanto mais negativa for a energia envolvida na captura do 
elétron, maior será a afinidade eletrônica. A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como 
o exemplo acima) quanto endotérmica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
e) Eletronegatividade 
 
É a habilidade relativa que um átomo tem de atrair para si os elétrons envolvidos em uma 
ligação química. 
A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atômico: 
quanto menor o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que 
 
• Nos grupos aumenta de baixo para cima 
• Nos períodos aumenta da esquerda para a 
direita 
• Anomalias 
1º) B, C, N, O e F a afinidade eletrônica é menor 
que o esperado 
2º) 1ª AE do C>1ª AE do N e 1ª AE do Si>1ª AE do 
P 
3º) AE do S> AE do O 
4º) AE do F<AE do Cl 
24 
 
vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como conseqüência, essa propriedade tende 
a crescer na tabela periódica: 
 
• Nos períodos: da esquerda para a direita, 
• Nos grupos: de baixo para cima. 
 
Conclusão: o elemento mais eletronegativo da tabela é o flúor. 
 
Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendência de um átomo em atrair 
elétrons. Arbitrou para o flúor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais 
elementos foram determinados a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é o frâncio 
( 0,7 ). A eletronegatividade não possui unidade porque é um valor relativo. 
 
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de 
ligação: 
• As diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes 
apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); 
• As diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes 
polares (compartilhamento de elétrons desigual); 
• As diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas 
(transferência de elétrons). 
 
 
f) Propriedades Óticas 
 
Cor 
A cor surge porque a energia absorvida ou emitida nas transições eletrônicas corresponde 
aos comprimentos de onda da região da luz visível. 
 
Cor das Chamas 
Como resultado das baixas energias de ionização, elétrons podem ser excitados facilmente a 
um nível energético mais elevado, como no teste da chama. O calor da chama excita um dos 
elétrons externos do átomo a um nível energético mais alto. Quando o elétron excitado retorna ao 
nível energético original, ele libera a energia adicional absorvida. A energia emitida aparece como 
luz visível, provocando a cor característica da chama. É característica dos metais alcalinos e 
alcalinos terrosos. 
 
Cor dos compostos e soluções 
A absorção na região visível e UV do espectro são causadas por variações na energia 
eletrônica. É sempre possível promover um elétron de um nível energético para outro. Contudo, os 
saltos de energia geralmente são tão grandes que a absorção ocorre na região do UV. 
Circunstâncias especiais podem tornar possíveis saltos menores na energia eletrônica que 
aparecem como uma absorção na região do visível. Essas circunstâncias podem ser encontradas 
em íons contendo camadas d ou f incompletas. 
Assim, em íons de elementos de transição com um nível d apenas parcialmente preenchido, 
será possível promover elétrons de um nível d para outro níveld de energia maior. Isso 
corresponde a uma diferença de energia bastante pequena, ocorrendo absorção de luz da região 
do visível. Muitos compostos iônicos e covalentes dos elementos de transição são coloridos. Já os 
compostos dos elementos dos blocos s e p são quase sempre incolores. 
 
 
 
25 
 
3) ESTRUTURA MOLECULAR 
 
 
SÍMBOLOS DE LEWIS 
 
• Constituído pelo símbolo do elemento (que representa o núcleo e os elétrons internos do 
átomo) e por pontos (representam os elétrons de valência) dispostos em torno do símbolo. 
 
 
 
• Regra do octeto: “átomos tendem a ceder, receber ou compartilhar elétrons, até que 
tenham na camada de valência oito elétrons como os gases nobres (ou 4 pares de elétrons)”. 
 
ESTRUTURAS DE LEWIS 
 
• As estruturas de Lewis são úteis para a compreensão da ligação química em muitos 
compostos e são bastante usadas na discussão das propriedades das moléculas. 
 
• Regras para desenhar as estruturas de Lewis: 
 
1) Determinar o arranjo dos átomos na molécula, elegendo um átomo central. 
2) Somar os elétrons de valência de todos os átomos. Acrescentar um elétron se a molécula 
for um íon mono-negativo e retirar um elétron se a molécula for um íon mono-positivo. 
3) Colocar um par de elétrons entre dois átomos, para formar uma ligação simples. O par de 
elétrons será simbolizado por um traço. 
4) Completar o octeto dos átomos ligados ao átomo central, usando os elétrons restantes. 
5) Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central. 
6) Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, fazer ligações 
múltiplas. 
 
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO 
 
• Moléculas com número ímpar de elétrons: ClO2; NO 
• Moléculas nas quais um átomo tem menos que 8 elétrons: BF3, NH3BF3 
• Moléculas, nas quais, um átomo tem mais que 8 elétrons: PCl5, ICl4- 
 
 
ESTRUTURAS MOLECULARES – TEORIA VSEPR 
 
• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os 
tipos de ligações entre os átomos. 
• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação. 
• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, 
conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão 
→ teoria VSEPR (Valence-Shell Electron Pair Repulsion) 
 
26 
 
∗ As geometrias ideais que minimizam a repulsão entre os pares eletrônicos são: 
 
 
Como prever o formato das moléculas? 
 
1º) Montar as estruturas de Lewis 
2º) Observar se há ou não pares de elétrons não-ligantes sobre o átomo central 
 
a) Moléculas com átomos centrais sem pares de elétrons não-ligantes 
 
Para estas moléculas a geometria será alguma das apresentadas acima, respeitando o número 
de átomos terminais. Ex.: CCl4 
 
 
b) Moléculas com átomos centrais com pares de elétrons não-ligantes 
 
Os pares isolados provocam algumas distorções na estrutura e nos ângulos devido ao fato de : 
 
Repulsão PI-PI > PI-PL > PL-PL 
 
∗ Quando um par isolado (PI) está presente, os ângulos das ligações são menores que os 
previstos pela geometria 
∗ Os pares isolados escolhem as maiores localizações 
∗ Se todos os locais são iguais em tamanho, os pares isolados serão trans um em relação ao 
outro 
 
“Um par de elétrons isolado ocupa um espaço maior do que um par de elétrons ligante” 
 
 Dependendo do número de pares de elétrons isolados que o átomo central possui, a 
molécula pode ter as seguintes geometrias: 
 
27 
 
OBS.: Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição dos 
átomos. 
I) Moléculas Trigonal-plana 
 
 
 
 
 
II) Moléculas Tetraédricas 
 
 
 
 
 
 
OBS.: Ligações duplas ou triplas são consideradas como ligações simples para a previsão 
da geometria molecular. 
 
 
 
28 
 
III) Moléculas Bipirâmide-trigonal 
 
 
IV) Moléculas Octaédricas 
 
 
 
 
29 
 
FORMATO MOLECULAR E POLARIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Moléculas Polares: se todos os átomos ligados ao átomo central não forem os mesmos, ou se 
existirem pares de elétrons isolados no átomo central, a molécula é geralmente polar. 
 
Moléculas Apolares: se não existirem pares de elétrons isolados no átomo central ou todos os 
átomos ligados ao átomo central são iguais, a molécula é apolar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Quando existe uma diferença de 
eletronegatividade entre dois átomos, a 
ligação entre eles é polar. 
• É possível que uma molécula que 
contenha ligações polares não seja polar. 
• Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 
cancelam-se porque o CO2 é linear. 
• Na água, a molécula não é linear e os 
dipolos de ligação não se cancelam. 
• Conseqüentemente, a água é uma 
molécula polar. 
• A polaridade como um todo de uma 
molécula depende de sua geometria 
molecular. 
•
 
 
30 
 
EXERCÍCIOS – ESTRUTURA ATÔMICA E MOLECULAR 
 
Estrutura Atômica 
 
1) Uma estação FM opera na freqüência 101,1 MHz (1 MHz = 106 Hz ou ciclos/s). Qual o comprimento da 
onda deste sinal em metros? 
 
2) O Ozônio protege os habitantes da terra contra os efeitos danosos da radiação ultravioleta (UV) 
originária do sol. Esta blindagem é máxima para o comprimento de onda 295 nm. Qual a freqüência em 
hertz desta radiação? 
 
3) Quais os números quânticos usados para descrever um orbital? Que propriedade de um orbital esta 
associada a cada número quântico? 
 
4) Quais, dentre os seguintes conjuntos, constituem conjuntos válidos de números quânticos? Explique, no 
caso do conjunto inválido, as razões da incorreção. 
a) n = 2 l = 1 ml = 0 
b) n = 6 l = 5 ml = -1 
c) n = 4 l = 3 ml = -4 
d) n = 3 l = 3 ml = 0 
 
5) Dado o conjunto de números quânticos do elétron mais energético, no estado fundamental, determine o 
seu número atômico, segundo a convenção estabelecida (ms = ↑ ½). 
a) n = 3 l = 2 ml = -1 ms = +1/2 
b) n = 5 l = 1 ml = 0 ms = -1/2 
c) n = 4 l = 1 ml = -1 ms = +1/2 
d) n = 5 l = 1 ml = -1 ms = -1/2 
e) n = 4 l = 2 ml = -3 ms = -1/2 
f) n = 5 l = 0 ml = 0 ms = +1/2 
 
6) Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes elementos: P, Ni, As, Ba, Rh. Indique o conjunto de 
números quânticos do elétron mais energético. 
 
7) Determine o conjunto de números quânticos para o elétron mais energético, no estado fundamental, 
para os átomos com os seguintes números atômicos: 3, 7, 10, 20, 23 e 29. 
 
8) Quais dos seguintes orbitais fazem ou não sentido de acordo com a mecânica ondulatória? Explique 
sua resposta: 2d, 6h, 7g, 3f. 
 
9) Quantos elétrons podem ser acomodados no subnível h? Qual é o mais baixo valor de n para uma 
camada que tem um subnível h e quais são os valores de ml permitidos para este subnível? 
 
10) Escreva as estruturas eletrônicas dos elementos de números atômicos de 20 a 30 e classifique-os em 
paramagnéticos e diamagnéticos, aplicando a regra da multiplicidade máxima de Hund. Indique qual 
destes elementos exibe maior paramagnetismo. 
 
11) Se os orbitais p são todos ocupados igualmente, a distribuição de carga do átomo é esfericamente 
simétrica. O mesmo é válido para um conjunto de orbitais d. Um conjunto completamente preenchido ou 
completamente semipreenchido de orbitais é esfericamente simétrico quanto à carga. Indique quais das 
seguintes espécies possuem simetria esférica de carga: Na, Na+, Al, Zn, N, F, O-2, Cr. 
 
12) Um determinado átomo tem, no estado fundamental, a estrutura eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. 
Baseando-se apenas nessa informação, deduza o seguinte: 
a) número atômico do elemento 
b) número de elétrons naúltima camada 
c) número de elétrons desemparelhados no átomo 
 
13) Explique através da combinação dos números quânticos porque o nível M admite no máximo 18 
elétrons. 
 
31 
 
Tabela Periódica 
1) Coloque os elementos abaixo em ordem crescente de raios atômicos. Explique. 
a) Al, C e Si 
b) Al, B, C, K e Na 
c) Ca, Rb, P, Ge e Sr 
 
2) Compare os elementos Li, K, C e N. 
a) Qual o elemento possui o maior raio atômico? 
b) Coloque os elementos em ordem crescente de Energia de Ionização. 
 
3) As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é, tem a mesma configuração eletrônica. Coloque-as 
em ordem decrescente de raio: Ne, F-, Na+, O2-, Mg2+. 
 
4) Qual dos seguintes elementos espera-se que tenham Afinidades Eletrônicas mais baixas: P, S, Mg e Cl. 
5) Organize os seguintes átomos em ordem decrescente de Eletronegatividade: F, Li, C, Li+. 
 
6) Responda as perguntas formuladas sobre os elementos A e B que têm as seguintes configurações 
eletrônicas: 
A = [Kr] 5s1 B = [Ar] 4s2 3d10 4p4 
a) O elemento A é um metal, não-metal ou semimetal? 
b) Que elemento tem maior Energia de Ionização? 
c) Que elemento tem Afinidade Eletrônica mais negativa? 
d) Que elemento tem átomos maiores? 
 
7) Quais, dentre os íons seguintes, têm existência pouco provável? Explique. Cs+, Fe2-, Se5+, I-. 
 
8) A configuração eletrônica de um elemento é: [Ar] 4s2 3d2 
a) Qual a identidade do elemento? 
b) Em que grupo e período se encontra o elemento? 
c) O elemento é diamagnético ou paramagnético? 
d) Escreva o conjunto completo dos números quânticos do elétron mais energético. 
 
9) De que forma se pode explicar a variação da Energia de Ionização dentro de um grupo? 
 
10) Como se explica a diferença de Energia de Ionização entre os elétrons s e p do oxigênio? 
 
11) Explique a diferença de Afinidade Eletrônica entre os seguintes pares de átomos. 
a) Cl e F 
b) O e F 
 
12) Por que a segunda Afinidade Eletrônica de um elemento é sempre uma quantidade endotérmica? 
13) Qual é o maior íon entre os seguintes pares? 
a) Li+ e Be2+ 
b) Li+ e Na+ 
c) F- e Na+ 
 
14) Existem elementos que formam mais de um íon positivo. Por exemplo: 
elemento raio(Å) 1º íon raio(Å) 2º íon raio(Å) 
Fe 1,28 Fe2+ 0,76 Fe3+ 0,64 
Co 1,25 Co2+ 0,78 Co3+ 0,63 
Cu 1,26 Cu+ 0,96 Cu2+ 0,69 . 
Explique porque nestes casos o íon com maior carga positiva é sempre menor. 
 
15) Responda às seguintes questões, levando em consideração a estrutura eletrônica sem consultar a 
Tabela Periódica: 
a) Em que grupo será encontrado: 
1 – o elemento com Z = 20 
2 – um elemento cuja camada de valência contém 2 elétrons s e 2 elétrons p 
b) Em que período será encontrado um elemento cujo elétron mais energético é: 
1 – um elétron 3s 
2 – um elétron 4p 
32 
 
16) Por que o Sr (Z = 38) e o Cd (Z = 48) não pertencem à mesma família embora sua camada de valência 
seja a mesma? 
 
17) Por que a 1ª Energia de Ionização do Mg é maior do que a do Na e do que a do Al? 
 
18) Justifique a seguinte afirmação: “A primeira Energia de Ionização do Ar é maior do que a primeira 
Energia de Ionização do K, mas a segunda Energia de Ionização do Ar é menor do que a segunda 
Energia de Ionização do K”. 
Estrutura Molecular 
1) Quais, entre os elementos seguintes, podem ter mais do que quatro pares de elétrons de valência? Ou 
seja, quais podem participar de compostos com cinco ou seis pares de elétrons de valência? 
a) C b) P c) O d) F e) Cl f) B g) Se h) Sn 
 
2) Desenhe as estruturas de Lewis de cada molécula seguinte: 
a) BrF5 b) IF3 
 
3) Quais dos compostos seguintes, em cada par, têm o maior ângulo? Por quê? 
a) CH4 e NH3 
b) OF2 e OCl2 
c) NH3 e NF3 
d) PH3 e NH3 
 
4) Considere as seguintes moléculas: H2O, CO2, CCl4, NH3 e ClF 
a) Que composto tem ligação mais polar? 
b) Que compostos da lista são mais polares? 
c) Que átomo, no ClF, tem carga mais negativa? 
 
5) O átomo de bromo no BrF5 está no plano da base de uma pirâmide de base tetragonal. O ângulo entre 
as ligações da base da pirâmide e a ligação do vértice da pirâmide é menor do que 90º. Explique estes 
fatos. 
 
6) Usando a VSEPR prediga a geometria de uma molécula de SF4 e de uma molécula de XeF2. 
 
7) O arsênio, um veneno bem conhecido, pode ser detectado convertendo-se seus compostos para uma 
substância bastante instável, a arsina (AsH3), que se decompõe facilmente sobre a superfície quente de 
vidro limpo, onde deposita um espelho de arsênio puro. Qual é a forma da molécula AsH3? 
 
8) Faça uma previsão de quais moléculas são polares: I2, ICl, CCl4, CH2Cl2, PCl3, BF3, NF3. 
 
GABARITO – ESTRUTURA ATÔMICA E MOLECULAR 
Estrutura Atômica 
 
1) 2,97 m 
 
2) 1,017 x 1015 s-1 (Hz) 
 
3) Nº Quântico Principal – n: tamanho e energia do orbital, distância média do núcleo 
 Nº Quântico Azimutal – l: forma e energia do orbital 
 Nº Quântico Magnético – ml: orientação do orbital no espaço 
 
4) a) 2p2 ou 2p5 
b) 6h5 ou 6h16 
c) conjunto não válido: ml não pode ser = - 4 (máximo ml = -3 a +3) 
d) conjunto não válido: l não pode ser = 3 (máximo l = 2) 
 
33 
 
5) a) Z = 22 Ti 
 b) Z = 53 I 
 c) Z = 31 Ga 
 d) Z = 52 Te 
 e) conjunto impossível 
 f) Z = 37 Rb 
 
6) a) [Ne] 3s2 3p3 n = 3 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 
 b) [Ar] 4s2 3d8 n = 3 l = 2 ml = 0 ms = -1/2 
 c) [Ar] 4s2 3d10 4p3 n = 4 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 
 d) [Xe] 6s2 n = 6 l = 0 ml = 0 ms = - 1/2 
 e) [Kr] 5s2 4d7 n = 4 l = 2 ml = -1 ms = - 1/2 
 
7) a) Z = 3 1s2 2s1 (2, 0, 0, +1/2) 
 b) Z = 7 1s2 2s2 2p3 (2, 1, 1, +1/2) 
 c) Z = 10 1s2 2s2 2p6 (2, 1, 1, -1/2) 
d) Z = 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (4, 0, 0, -1/2) 
e) Z = 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (3, 2, 0, +1/2) 
f) Z = 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (3, 2, 2, -1/2) 
 
2d: n = 2 e l = 2: não faz sentido; valor máximo de l é (n-1), portanto pode ser no máximo l = 1 
 6h: n = 6 e l = 5; faz sentido, pois l pode variar de o até 5 
 7g: n= 7 e l = 4; faz sentido, pois l pode variar de 0 até 6 
 3f: n = 3 e l = 3; não faz sentido; valor máximo de l é (n-1), portanto pode ser no máximo l = 2 
 
subnível h: l = 5 
ml = -5, -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5 (11 orbitais) 
podem ser acomodados até 11x2 = 22 elétrons 
l varia de 0 até (n-1): se l = 5 (n-1), então n mais baixo é n = 6 (6ª camada) 
 
10) Z = 20 4s2 Diamagnético 
 Z = 21 4s2 3d1 Paramagnético (1 elétron desemparelhado) 
 Z = 22 4s2 3d2 Paramagnético (2 elétrons desemparelhados) 
 Z = 23 4s2 3d3 Paramagnético (3 elétrons desemparelhados) 
 Z = 24 4s1 3d5 Paramagnético (6 elétrons desemparelhados) – mais paramagnético 
 Z = 25 4s2 3d5 Paramagnético (5 elétrons desemparelhados) 
 Z = 26 4s2 3d6 Paramagnético (4 elétrons desemparelhados) 
 Z = 27 4s2 3d7 Paramagnético (3 elétrons desemparelhados) 
 Z = 28 4s2 3d8 Paramagnético (2 elétrons desemparelhados) 
 Z = 29 4s1 3d10 Paramagnético (1 elétrons desemparelhados) 
 Z = 30 4s2 3d10 Diamagnético 
 
11) Na: [Ne] 3s1 simetria esférica 
 Na+: [Ne] simetria esférica 
 Al: [Ne] 3s2 3p1 simetria não esférica 
 Zn: [Ar] 4s2 3p10 simetria esférica 
 N: [He] 3s2 3p3 simetria esférica 
 F: [He] 3s2 3p5 simetria não esférica 
 O2-: [He] simetria esférica 
 Cr: [Ar] 4s1 3d5 simetria esférica 
 
12) a) Z = 14 b) 4 elétrons c) 2 elétrons desemparelhados 
 
13) M: n = 3 então l = 0, 1, 2 (3 subníveis) 
 l = 0 (s) – 1 orbital – 2 elétrons 
 l = 1 (p) – 3 orbitais – 6 elétrons 
 l = 2 (d) – 5 orbitais – 10 elétrons TOTAL de elétrons no nível M: 18 
 
 
34 
 
Tabela Periódica 
1) a) C < Si < Al 
 b) C < B < Al < Na < K 
 c) P < Ge < Ca < Sr < Rb 
2) a) K tem maior raio 
 b) K < Li < C < N 
3) Mg2+ < Na+ < Ne < F- < O2- 
4) Menor AE: Mg e MaiorAE: Cl 
5) Li < Li+ < C < F 
6) A = Rb B = Se 
a) Metal – bloco s 
b) Se 
c) Se 
d) Rb 
7) Fe2-: Fe é metal e tem baixa AE – dificilmente forma ânions 
 Se5+: Grupo 16 – alto PI – dificilmente perde 5 elétrons 
 
8) a) Ti b) grupo 4 e período 4 c) [Ar] 4s2 3d2 – Paramagnético d) (3, 2, -1, +1/2) 
 
9) Grupos: aumenta com a diminuição de níveis de energia 
Períodos: aumenta com a diminuição do raio e o aumento da Carga Nuclear Efetiva (Zef) 
 
O: 1s2 2s2 2p4 
Os elétrons “s” têm maior PI por dois motivos: 
1º) a remoção de elétrons “p” representam : 1º PI, 2º PI, 3º PI e 4º PI enquanto a remoção de elétrons 
“s” representa 5º PI e 6º PI. Sabe-se que 1º PI < 2º PI < 3º PI. 
2º) os elétrons “s” tem menor energia que os elétrons “p” e, portanto, sempre será mais difícil remove-
los 
 
11) a) Cl e F 1ª AE do Cl + - 83,4 kcal/mol 1ª AE do F = - 79,5 kcal/mol 
 Átomos do 2º período são exceção à regra geral. O F é muito pequeno e a entrada de um elétron 
adicional aumenta muito a densidade de carga negativa ao seu redor e a repulsão entre os elétrons faz 
com que a 1ª AE seja menos negativa do que seria esperado. 
 b) O e F 1ª AE do O = -34 kcal/mol 1ª AE do F = -79,5 kcal/mol 
 Ambos estão no 2º período e a Zef do F é maior que a Zef do O. Logo o F tem mais atração por 
elétrons do que o O e sua 1ª AE será mais negativa. 
 
12) Porque após o acréscimo do 1º elétron obtém-se um ânion e o 2º elétron tem que vencer a repulsão 
para ser aceito. Logo, ocorre absorção de energia para formar um ânion bivalente. 
 
13) a) Li+ : 3 prótons atraindo 2 elétrons 
Be2+: 4 prótons atraindo 2 elétrons Logo: raio do Li+ > raio do Be2+ 
b) Li+: 2º período – configuração do He 
 Na+: 3º período – configuração do Ne Logo: raio do Li+ < raio do Na+ 
c) F-: 9 prótons atraindo 10 elétrons 
 Na+: 11 prótons atraindo 10 elétrons Logo: raio do F- > raio do Na+ 
 
14) Porque à medida que os elétrons vão sendo removidos diminui o número de elétrons que são atraídos 
por uma mesma carga nuclear. Por esta razão ocorre contração do cátion em relação ao átomo neutro. 
Se houver eliminação de um nível de energia, a contração é mais acentuada. 
 
15) a) 1 - Z = 20: [Ar] 4s2 – grupo 2 
 2 - ns2 np2: grupo 14 
 b) 1 – 3s – 3º período 
 2 – 4p – 4º período 
 
16) Sr (Z = 38): [Kr] 5s2 
 Cd (Z = 48): [Kr] 5s2 4d10 
 Ambos têm 2 elétrons na última camada, mas o Sr tem o subnível 4d vazio enquanto o Cd tem 10 
elétrons no subnível 4d. 
 
 
35 
 
17) Na: 1º PI = 119 kcal/mol (remoção de um elétron “s”) 
 Mg: 1º PI = 176 kcal/mol (remoção de elétron “s”) 
 Al: 1º PI = 138 kcal/mol (remoção de elétron “p”) 
 Então: 
- 1º PI do Na < 1º PI do Mg: Mesmo período mas Zef do Mg > Zef do Na (Mg é menor que o Na) 
- 1º PI do Mg > 1º PI do Al: Mesmo período e Zef do Mg < Zef do Al (Al menor que o Mg), mas o elétron a 
ser removido do Al é um elétron “p” e o elétron a ser removido do Na é um 
elétron “s”. Um elétron “p” é mais energético (menos atraído pelo núcleo) do que 
um elétron “s” do mesmo nível. 
 
18) 1º PI do Ar > 1º PI do K: Ar é gás nobre e tem configuração altamente estável enquanto o K é um 
metal que ao perder 1 elétron adquire a configuração do gás nobre Ar. 
 2º PI do Ar < 2º PI do K: Quando o Ar perde 1 elétron (Ar+), deixa de ter configuração de gás nobre e o 
K quando perde 1 elétron (K+) adquire a configuração do gás nobre Ar. Neste 
caso, é mais difícil tirar o segundo elétron do K+, que tem configuração de gás 
nobre do que do Ar+ que perdeu a configuração de gás nobre. 
 
Estrutura Molecular 
 
1) a) C: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) 
b) P: 3º período – Cam. Val.: comporta no máx. 18 elétrons – OA s, p e d (mais de 4 pares) 
c) O: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) 
d) F: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. de 4 pares) 
e) Cl: 3º período – Cam. Val.: comporta no máx. 18 elétrons – OA s, p e d (mais de 4 pares) 
f) B: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) 
g) Se: 4º período – Cam. Val.: comporta mais de 18 elétrons – OA s, p e d estão disponíveis para 
ligações (mais de 4 pares) 
h) Sn: 5º período – Cam. Val.: comporta mais de 18 elétrons – OA s, p e d estão disponíveis para 
ligações (mais de 4 pares) 
 
2) a)BrF5 b) IF3 
 
 
3) a) CH4 tem maior ângulo: não tem repulsão pi/pL; só tem repulsão pL/pL 
b) OCl2 tem maior ângulo: substituinte maior e menos eletronegativo; pL mais perto do O 
c) NH3 tem maior ângulo: substituinte menos eletronegativo; par de elétrons mais perto do N 
e)NH3 tem maior ângulo: át. central mais eletronegativo atrai mais o pL; maior repulsão pL/pL 
 
4) a) H2O tem ligação mais polar; maior diferença de eletronegatividade 
b) Compostos mais polares: H2O, NH3 e ClF c) O F tem maior eletronegatividade 
 
5) O Br tem 6 pares de elétrons ao redor; a geometria dos pares é octaédrica. Mas destes 6 pares, 5 são pL 
e 1 é pi. Logo a Geometria da Molécula é pirâmide de base quadrada. Como a repulsão pi/pL é maior 
que a repulsão pL/pL, os ângulos são um pouco menores que 90º. 
 
6) SF4: Molécula em forma de gangorra 
XeF2: Molécula linear 
 
7) Pirâmide Trigonal (pirâmide de base triangular) 
 
8) Polares: ICl, CH2Cl2, PCl3, NF3 
 
 
 
Br
F
F
F
F
F
I F
F
F
36 
 
4) LIGAÇÃO QUÍMICA 
 
1) INTRODUÇÃO 
 
De que maneira os átomos se combinam para formar moléculas, e por que os átomos 
formam ligações? Uma molécula será formada somente se esta for mais estável e tiver menor 
energia do que os átomos individuais. 
Considere os elementos do grupo 18 da tabela periódica. Eles compreendem os gases 
nobres hélio, neônio, argônio, kriptônio, e xenônio e radônio, conhecidos por sua inércia química. 
Os átomos dos gases nobres geralmente não reagem com nenhum outro átomo, e suas moléculas 
são monoatômicas, isto é, contém apenas um átomo. A baixa reatividade decorre do fato de suas 
energias já serem baixas, e não poderem ser diminuídas ainda mais através da formação de 
compostos. A baixa energia dos gases está associada ao fato deles terem o nível eletrônico mais 
externo completamente preenchido. Essa estrutura é frequentemente denominada estrutura de 
gás nobre, e se constitui num arranjo de elétrons particularmente estável. 
A formação de ligações químicas envolve normalmente só os elétrons do nível mais externo 
do átomo e, através da formação de ligações, cada átomo adquire uma configuração eletrônica 
estável. O arranjo eletrônico mais estável é a estrutura de um gás nobre, e muitas moléculas 
possuem essa estrutura. 
 
2) TIPOS DE LIGAÇÕES 
 
Os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica estável por três maneiras: 
perdendo, recebendo ou compartilhando elétrons. 
Os elementos podem ser classificados em: 
 
• Elementos eletropositivos, cujos átomos perdem um ou mais elétrons com relativa 
facilidade. 
• Elementos eletronegativos, que tendem a receber elétrons. 
• Elementos com reduzida tendência de perder ou receber elétrons. 
 
Dependendo do caráter eletropositivo ou eletronegativo dos átomos envolvidos, três tipos de 
ligações químicas podem ser formadas: 
 
• Ligação iônica: elemento eletropositivo + elemento eletronegativo 
• Ligação covalente: elemento eletronegativo + elemento eletronegativo 
• Ligação metálica: elemento eletropositivo + elemento eletropositivo 
 
Dependendo da diferença de eletronegatividade entre os átomos, as Ligações Químicas podem 
ser classificadas em: 
 
Diferença de eletronegatividade entre os átomos Tipo de ligação 
Menor que 0,5 Covalente não polar 
0,5 a 1,9 Covalente polar 
Maior que 1,9 Iônica 
 
Em ligações covalentes polares: átomo mais eletronegativo: δ-