Guia de Estudos da Unidade 2 - Química Geral e Experimental

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Química Geral e Experimental
UNIDADE 2
1
Para início de conversa
Olá, caro(a) aluno(a)! Como vão os estudos? Espero que esteja preparado(a) para darmos continuidade a 
mais uma jornada de estudos. Conto com seu total comprometimento!
orientações da disciPlina
Terminada a 1ª unidade, onde estudamos os princípios básicos da Química e o estudo básico da matéria, 
iniciaremos, a partir desta unidade, o estudo do átomo. Veremos como o conhecimento da estrutura atô-
mica é primordial para entendermos a organização da Tabela Periódica e esta, por sua vez, nos ajudará a 
compreender como os átomos se unem na formação e composição das substâncias. Todos esses aspectos 
são objetos de explanação dessa unidade.
A aula sobre estrutura atômica foi dividida em duas partes: na primeira, conheceremos as partículas 
subatômicas e entraremos com o conceito de número atômico, isótopos, isóbaros e isótonos. Na segunda 
parte, trataremos do átomo segundo a visão da mecânica quântica e trataremos da natureza da radiação 
eletromagnética e os números quânticos.
Prezado(a) estudante, essa nossa II unidade você pode encontrar em nosso livro-texto. Caso você queira 
se aprofundar nos conceitos que serão apresentados nessa seção, o convido a ler as seções 2.1 a 2.4 do 
livro serão as páginas 31 a 41. 
Assista também a videoaula, ela foi elaborada como o objetivo de facilitar seu aprendizado.
Ao final da nossa II unidade acesse o AVA e responda a atividade. Caso tenha alguma dúvida, pergunte 
ao seu tutor!
Vamos começar!
2
estrUtUra atÔMica i (as PartícUlas sUBatÔMicas, isÓtoPos, isÓtonos, isÓBaros 
e íons)
estrutura atômica
Após John Dalton ter postulado sua teoria atômica, alguns cientistas, a partir da segunda metade do 
século XIX, começaram a investigar mais de perto a estrutura do átomo e descobriram que este, con-
trariamente ao que Dalton imaginava (uma partícula indivisível), possuía estrutura interna, ou seja, era 
constituído de subpartículas ainda menores, denominadas partículas subatômicas. Essas partículas são 
os prótons, os nêutrons e os elétrons. 
A primeira partícula subatômica a ser descoberta foi o elétron, em 1897, pelo inglês J.J.Thomson. O elé-
tron possui carga elétrica negativa e massa desprezível em relação ao próton ou ao nêutron Em seguida, 
Rutherford, um físico neozelandês, descobriu o próton, partícula subatômica de carga elétrica positiva, no 
ano de 1910. Finalmente, o físico inglês James Chadwick, em 1932, descobriu a existência dos nêutrons, 
partículas que possuem praticamente a mesma massa dos prótons, mas que não possuem carga elétrica. 
A tabela abaixo mostra informações sobre as partículas subatômicas e suas características.
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Acesse os links e saiba mais. 
Link 1 Link 2 Link 3
Partículas subatômicas e suas características
Fonte: Autor, 2016.
Onde:
C = Coulomb;
u.m.a = unidade de massa atômica (relativa);
uce = unidade de carga elétrica (relativa).
Da tabela podemos observar as diferenças entre as partículas subatômicas. Percebe-se, por exemplo, que 
a carga elétrica do próton e do elétron possui mesmo valor, mas com sinais contrários. No entanto, como 
já foi dito, o elétron possui massa desprezível em relação ao próton. Na verdade, a massa do próton é 
1.836 maior que a do elétron, segundo a tabela. O nêutron, como mencionado, possui massa praticamente 
igual a do próton, mas não tem carga.
http://sereduc.com/URcg5u
http://sereduc.com/eTlEuY
http://sereduc.com/DIk2nF
3
Na ocasião da descoberta do próton, Rutherford havia descoberto que os prótons e elétrons não ficavam 
juntos na estrutura atômica, mas ficavam em regiões distintas, separadas por um grande espaço vazio. Os 
prótons se concentravam no centro do átomo numa região denominada núcleo, enquanto que os elétrons 
se encontravam ao redor dele. Com a descoberta dos nêutrons, deduziu-se que essas partículas ficavam 
também no núcleo, onde estaria concentrada praticamente toda a massa do átomo (prótons e nêutrons), 
uma vez que os elétrons possuem massa desprezível em relação aos prótons e nêutrons. Todo átomo é 
um sistema neutro, ou seja, possui equilíbrio entre cargas positivas e negativas. Isso quer dizer que, em 
qualquer átomo convencional, o número de prótons é igual ao número de elétrons.
Fonte: Autor, 2016.
Estrutura de um átomo, após descoberta das três partículas subatômicas. A massa de qualquer átomo 
pode ser representada por seu número de massa e que pode ser considerada como a soma da quantidade 
de prótons e nêutrons que ele possui, uma vez que essas são as partículas que contribuem para a massa 
o átomo. Chamando A de número de massa, p de número de prótons e n de número de nêutrons, temos, 
matematicamente:
A = p + n
No átomo neutro o número de prótons é igual ao número de elétrons (e—). Então, se um átomo possui 15 
prótons e 16 nêutrons, seu número de massa é: A = 15 + 16 = 31. Posteriormente, na 4ª unidade, mostra-
remos a relação que o número de massa tem com a massa atômica.
o número atômico (Z)
Átomos de mesmo elemento químico possuem uma grandeza que é característica de sua identidade. Hen-
ry Moseley, físico inglês, em 1913, ao fazer bombardeamento de elementos químicos diferentes, notou 
que átomos diferentes possuíam diferentes números de prótons (ou número de elétrons, já que o átomo 
neutro possui número de prótons igual ao número de elétrons). 
Então a essa quantidade de prótons de cada elemento químico foi associado um número, chamado número 
atômico e representado pela letra Z. Então o número atômico de cada elemento químico é numericamente 
igual ao número de prótons que esse átomo possui. Assim, se um átomo possui 8 prótons, ele possui Z = 8. 
Possui-se 23 prótons, Z = 23, e assim por diante. Do que já foi exposto sobre número de massa, podemos 
dizer:
A = Z + n
4
visite a Página
Gostaria de saber mais sobre Henry Moseley? Então clique aqui.
como representar um elemento químico?
Segundo a IUPAC - Internacional Union of Pure and Applied Chemistry - (ou União Internacional de Quí-
mica Pura e Aplicada – o órgão que “manda” na padronização da linguagem da Química pelo mundo), 
todo elemento químico deve ser representado pelo seu símbolo e, junto a ele, seu número atômico e seu 
número de massa. Assim:
 
Ex: Representação do Cálcio: 
isótopos, isóbaros e isótonos
Isótopos: São átomos que possuem o mesmo número atômico, mas diferem quanto ao número de massa. 
Na verdade, a grande maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos encon-
trados na natureza em proporção constante. 
exeMPlo
isótopos do carbono:
Fonte: Autor, 2016.
O isótopo 14 do carbono, 146C (chamado de carbono -14) é utilizado para datação de objetos arqueológicos.
Isóbaros: São átomos que possuem mesmo número de massa, mas diferentes números atômicos, ou seja, 
pertencem a elementos químicos diferentes.
Ex: 4019 K e 
40
20 Ca; 
14
6C e 
14
7 N 
http://sereduc.com/kUPlNo
5
isótonos: são átomos que possuem mesmo número de nêutrons. Necessariamente, eles possuem dife-
rentes números de prótons e números de massa. 
Veja os exemplos:
•	 115 B e 
10
4 Be - Ambos possuem 6 nêutrons (11- 5 = 6 e 10 - 4 = 6)
•	 2612 Mg e 14
28Si - Ambos possuem 14 nêutrons (26 - 12 = 14 e 28 – 14 = 14)
íons
Mencionamos anteriormente, o fato de que todo átomo é um sistema neutro, constituído de prótons (com 
cargas positivas) e elétrons (com cargas negativas) em igual quantidade. Os íons fogem a essa regra, pois 
possuem quantidades de prótons diferente da quantidade de elétrons. Os íons podem ser classificados em:
cátions: são espécies em que o número de prótons é maior que o número de elétrons. Nesse caso, a 
carga resultante é positiva. Ou seja, os cátions são formados quando átomos perdem elétrons.
Ex: Na (neutro) - Na+ (cátion) + 1e—
A espécie Na+ é resultante do átomo Na (sódio) neutro que perde um elétron. O Na+
é um íon monovalente positivo ou um cátion monovalente (prefixo grego mono = um).
Ca (neutro) - Ca2+ (cátion) + 2e—
Nessecaso, a espécie Ca2+ é resultante do átomo neutro de Ca (cálcio) que perde dois elétrons. O Ca2+ é 
um íon bivalente positivo ou um cátion bivalente (prefixo grego bi = dois).
Ânions: são espécies em que o número de elétrons é maior que o número de prótons. Nesse caso, a carga 
resultante é negativa. Ou seja, os ânions são formados quando átomos ganham elétrons.
Ex: Cl (neutro) + 1e— - Cl— (ânion)
A espécie Cl— é resultante do átomo Cl (cloro) neutro que ganha um elétron. O Cl— é um íon monovalente 
negativo ou um ânion monovalente (prefixo grego mono = um).
O (neutro) + 2e— - O2— (ânion)
Nesse caso, a espécie O2— é resultante do átomo neutro de O (oxigênio) que perde dois elétrons. O O2— é 
um íon bivalente negativo ou um ânion bivalente (prefixo grego bi = dois). Essa perda de elétrons (para 
formação do cátion) ou ganho de elétrons (para formação do ânion) ocorre durante reações químicas ou 
formações de ligações químicas, que serão tópicos de aulas posteriores.
6
estrUtUra atÔMica ii (a radiação eletroMagnética, o Modelo de 
Bohr, distriBUição eletrÔnica, núMeros qUânticos)
Após os modelos propostos por Rutherford e Chadwick, os cientistas direcionaram seus estudos para a 
distribuição dos elétrons. Há muito tempo os químicos já conheciam que o sódio emitia uma luz ama-
relada quando submetidos a uma chama. Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos 
produziam diferentes cores de chama.
Elementos diferentes produzem luzes com cores diferentes 
Fonte: http://sereduc.com/oDHpVu
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Caro(a) aluno(a), ficou curioso para saber mais sobre Robert Busen? 
Então clique aqui e saiba mais.
 
Em 1900, um físico alemão chamado Max Planck descobriu que os átomos e moléculas emitiam radiação 
de forma discreta (como pacotes ou “quanta” de energia, que mais tarde foi chamado de fóton) e não de 
forma contínua, como os físicos imaginavam. A partir daí, surgiu a Física Quântica que forneceu muita 
explicação acerca das propriedades dos átomos.
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Caro(a) aluno(a), ficou curioso para saber mais sobre Max Planck? 
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radiação eletromagnética
Uma radiação eletromagnética consiste de campo elétrico e magnético oscilante que atravessam o vácuo 
(espaço vazio) a 3 x 108 m/s. Essa velocidade é representada por “c” e é a velocidade da luz no vácuo. 
Então, a luz é uma forma de radiação eletromagnética, assim como as ondas de rádio e televisão, micro-
-ondas, raios-X, etc.
http://sereduc.com/oDHpVu
https://pt.wikipedia.org/wiki/Robert_Bunsen
http://sereduc.com/8HfksJ
7
A radiação eletromagnética oscila perpendicularmente ao seu campo magnético (B) e campo elétrico (E), 
sendo a direção de propagação no eixo y.
Estas ondas são caracterizadas por um comprimento, λ, por uma amplitude A, e por sua frequência f 
(número de ciclos por segundo). O comprimento de onda e sua frequência são relacionados através da 
relação:
A frequência da radiação eletromagnética, conhecida como luz visível é próxima de 1015 Hz (1Hz equivale 
ao número de ciclos por segundo), ou seja, seu campo magnético muda de direção cerca de mil trilhões 
de vezes a cada segundo. Essa frequência da luz visível determina a sua cor. O olho humano detecta cores 
diferentes porque ele percebe luzes de diferentes frequências. Num semáforo, por exemplo, a frequência 
da luz muda de 5,7 x 1014 Hz para 5,2 x 1014 Hz (verde para amarelo) e depois para 4,3 x 1014 Hz (vermelho).
O comprimento de onda da luz verde, por exemplo, pode ser calculado através de sua frequência (lembran-
do que 1Hz = 1s-1 e que 1 nanômetro (nm) é igual a 10-9m).
Albert Einstein e Max Planck demonstraram que a luz possui também propriedades de partícula, ou seja, 
existem circunstâncias em que ela se comporta como se fosse composta de pequenos pedacinhos, ou 
“pacotes de energia”. Um “pacote” de energia, denominado de fóton (ou quanta) é proporcional à fre-
quência da luz e são relacionadas pela seguinte equação:
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Caro(a) aluno(a), ficou curioso para saber mais sobre Albert Einstein? 
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http://sereduc.com/WrUI1E
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Onde h é uma constante de proporcionalidade, denominada constante de Planck, cujo valor é de 6,63 x 
10-34 J.s. A energia da luz verde, por exemplo, é:
acesse sUa BiBlioteca virtUal
Para entender um pouco mais sobre a natureza ondulatória da luz, peço que você vá até 
sua biblioteca virtual e acesse seu livro-texto e leia as páginas 182 a 185, seção 6.1 – A 
natureza ondulatória da luz. 
Boa leitura!
a dualidade onda-partícula da matéria
 
A radiação eletromagnética não possui apenas caráter ondulatório, mas também de partícula. Louis de 
Broglie, um cientista francês, sugeriu que todas as partículas podiam ser entendidas como tendo pro-
priedades ondulatórias. Dessa forma, qualquer matéria exibiria seu próprio “comprimento de onda”, cujo 
valor seria inversamente proporcional à sua massa e à sua velocidade. Assim:
Em que m é a massa e v é a velocidade do corpo. Dessa forma, isso explica porque praticamente é im-
possível enxergar as ondas de um objeto. Imagine uma bola de gude de 5g viajando a 10 m/s após uma 
“tacada”. Seu comprimento de onda é:
(OBS: 1 J = kg m2 ): s2
Que é extremamente pequeno para ser percebido.
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Caro(a) aluno(a), ficou curioso para saber mais sobre Louis de Broglie? 
Então clique aqui.
http://sereduc.com/y9owGk
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o Modelo atômico de Böhr - os níveis de energia
Em 1913, Niels Böhr propôs um novo modelo atômico relacionado à distribuição dos elétrons na eletros-
fera com sua quantidade de energia. Esse modelo se baseava nos seguintes postulados.
a) Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo.
b) Cada uma dessas órbitas possui energia constante. Elétrons em órbitas mais afastadas do núcleo 
possuem energia maior do que os que estão em órbitas mais próximas.
c) Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta para uma órbita mais energética. E 
quando volta à sua órbita original, libera essa mesma quantidade de energia na forma de luz (radiação 
eletromagnética).
Essas órbitas são chamadas níveis de energia e são conhecidas como as camadas K,L,M,N,O,P e Q.
Níveis de energia no átomo
veja o vídeo!
Caro estudante, que tal um vídeo que possa lhe ajudar a entender um pouco melhor 
esse tema? Bem, para isso gostaria que você assistisse à aula que está disponível 
clicando aqui. Um vídeo do professor Gianluca Azzellini da USP, que dá algumas boas 
explicações sobre o átomo de Bohr o vídeo tem uma duração de 27’57’’. 
Bom vídeo!
os subníveis de energia
Em 1916, Sommerfield percebeu que os níveis de energia descobertos por Böhr podiam ser divididos 
ainda em níveis menores, chamados de subníveis de energia. O número de cada nível de energia indica a 
quantidade de subníveis que podem existir em cada nível. Assim, a camada K (nível 1) suporta um subní-
vel energético. A camada L (nível 2), suporta dois subníveis, e assim por diante. Os subníveis atuais são 
representados pelas letras s, p, d e f e estão na seguinte ordem de energia: s<p<d<f.
http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=363
http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=363
10
estudos específicos mostraram também o seguinte:
•	 Elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia.
•	 Os elétrons se distribuem na eletrosfera ocupando o subnível de menor energia disponível.
•	 A quantidade de elétrons máxima permitida em cada subnível é:
Subnível Quantidade máxima de elétrons
s 2
p 6
d 10
f 14
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Caro(a) aluno(a), ficou curioso para saber mais sobre Sommerfield? 
Então clique aqui.
Cada nível possui um subnível a mais que o anterior. Assim:
Devido ao fato de nenhum elemento químico conhecido atualmente possuir quantidade de elétron sufi-
ciente para preencher todos os subníveis existentes, alguns desses níveis só são possíveis teoricamente 
(em vermelho).
diagrama de linus Pauling (distribuição eletrônica em subníveis)
Para conhecermos a relação de energia de cadasubnível, basta verificarmos o diagrama estabelecido por 
Linus Pauling acerca da distribuição eletrônica de um átomo no estado fundamental:
http://sereduc.com/skKfwC
11
Seguindo a direção das setas, a ordem crescente de energia fica sendo: 
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5 s< 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p
Assim, por exemplo, a distribuição do átomo de magnésio (12Mg), fica assim:
Então, o subnível mais energético do átomo de magnésio é o 3s². Esse subnível se encontra na camada M 
(n = 3 na tabela de níveis e subníveis) com 2 elétrons. Na camada K temos 2 elétrons (1s²) e 8 elétrons na 
camada L (2s², 2p6). Note que 2 + 8 + 2 = 12 elétrons.
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Caro(a) aluno(a), ficou curioso para saber mais sobre Linus Pauling? 
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os orbitais
Em 1926, Werner Heisenberg demonstrou, utilizando os princípios da mecânica quântica, que é impossí-
vel determinar simultaneamente com precisão a posição e o momento (produto da massa por sua veloci-
dade) de um elétron, porque para a visualização da matéria é necessário luz, e os fótons de luz atrapalham 
a trajetória do elétron, uma vez que ele possui uma massa muito pequena.
Este princípio, denominado Princípio da Incerteza de Heisenberg, define que não se pode afirmar que 
exista uma órbita definida para o elétron. Então, o mais adequado é considerar que existam regiões de-
nominadas orbitais, em torno do núcleo, nas quais é máxima a possibilidade de se encontrar um elétron. 
Esses orbitais estão dentro de cada subnível atômico.
http://sereduc.com/NbSIyj
12
visite a Página
Caro(a) aluno(a), ficou curioso para saber mais sobre Werner Heisenberg? 
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Dessa forma, os orbitais podem ser considerados como “nuvens” que correspondem às regiões onde é 
muito grande a probabilidade de se encontrar determinado elétron. Erwin Schrödinger (http://sereduc.
com/ECaUvT) definiu o movimento do elétron ao redor do núcleo mediante equações matemáticas que 
relacionam a natureza corpuscular, energética, de carga e a massa do elétron. Essas equações são cha-
madas funções de onda (ψ) e cada uma delas correspondem a um diferente estado de energia do elétron. 
Assim, a probabilidade relativa de se encontrar um elétron pode ser calculada por essas funções. Nesse 
contexto, os orbitais atômicos são representações gráficas de ψ em 3 dimensões e essas representações 
produzem os formatos familiares dos orbitais.
Então, temos: 1 orbital para o subnível tipo s, 3 orbitais para o subnível tipo p, 5 orbitais para o subnível 
tipo d e, finalmente, 7 orbitais para o subnível tipo f. Cada orbital pode ser representado por um quadrado. 
Dessa forma, os orbitais dentro de cada subnível são representados da seguinte forma, ao fazermos as 
distribuições dos elétrons:
Subnível Quantidade de orbitais
s 1
p 3
d 5
f 7
Para fazer a distribuição eletrônica em orbitais, devemos seguir alguns princípios:
•	 Princípio de Aufbau ou princípio da construção – Os orbitais são preenchidos de forma que aque-
les de mais baixa energia sejam preenchidos primeiro.
•	 Princípio da exclusão de Pauli – Um orbital comporta no máximo 2 elétrons e com spins contrários 
(spin é o sentido de rotação do elétron).
•	 Regra de Hund – Assim que orbitais degenerados (de mesma energia) são alcançados na distribui-
ção (como os orbitais px, py e pz do subnível p) a distribuição é feita até que todos os orbitais contenham 
um elétron desemparelhado (sozinho), depois se preenche com os elétrons restantes.
A distribuição eletrônica em orbitais para o carbono (6C), por exemplo, ficará:
http://sereduc.com/e5XL32
http://sereduc.com/ECaUvThttp://
http://sereduc.com/ECaUvThttp://
13
Perceba que o subnível 1s, por ter apenas um orbital (um quadradinho), é preenchido logo com 2 elétrons 
(duas setinhas em sentido contrário). Da mesma forma ocorre com o subnível 2s. No subnível p (que tem 
3 orbitais), os elétrons são preenchidos um em cada orbital (por causa da Regra de Hund). Para o cloro 
(17Cl), teríamos:
Nesse caso, o preenchimento ocorre normalmente até o subnível 3p. Como 5 elétrons devem ser distribu-
ídos num subnível que cabem 6 elétrons, a distribuição é feita segundo a regra de Hund (inicialmente um 
em cada orbital, e os dois restantes em sentidos contrários). 
Mais um exemplo: para o níquel (28Ni):
Perceba como foram distribuídos os 8 elétrons no subnível 3d (que cabem 10 elétrons), segundo a regra 
de Hund.
números quânticos
A fim de investigar a maneira pela qual os elétrons estão arrumados no espaço, devemos examinar os 
níveis de energia do átomo. Isto se faz através de uma discussão dos números quânticos. Os números 
quânticos são soluções das equações das funções de onda de Schrödinger. São 4 os números quânticos.
Número quântico principal (n): Refere-se aos níveis de energia do átomo, ou seja, as camadas K, L, M, N, 
O e P. Da camada K até a P, os valores atribuídos para n vão de 1 a 7, respectivamente.
Número quântico secundário ou azimutal (ℓ): Refere-se aos subníveis de energia do átomo. Os valores de 
l para os subníveis s, p, d e f estão tabelados abaixo.
Subnível Valor de ℓ
s 0
p 1
d 2
f 3
Número quântico terciário ou magnético (m): Esse número faz referência aos orbitais. Os valores de m 
são números inteiros que vão de – ℓ até + ℓ podendo situar-se em valores intermediários entre esses dois 
extremos.
14
Subnível Valor de m
s 0
p –1; 0; 1
d –2; –1; 0; 1; 2
f –3 –2; –1; 0; 1; 2; 3
Note que cada valor corresponde a cada quadradinho representado da esquerda para a direita na tabela 
da representação dos orbitais. Compare as duas tabelas.
Número quântico de spin (s): Refere-se à rotação do elétron. Vimos que um elétron em um orbital pode 
ser representado por uma setinha ↑ou ↓. Quando a seta está de ponta para cima, dizemos que o elétron 
gira no sentido anti-horário, e, para baixo, no sentido horário. Os valores de s geralmente são atribuídos 
da seguinte forma: quando a seta está para cima s = - ½ e quando está para baixo, s = + ½.
Os quatro números quânticos funcionam como quatro informações acerca da probabilidade de se encon-
trar um elétron numa determinada região. É como se fosse o endereço do elétron (qual rotação de que 
orbital de que subnível de que nível o elétron se encontra?). Como exemplo, vamos determinar os números 
quânticos para o elétron mais energético (o último da distribuição eletrônica) do átomo de carbono (6C). O 
último elétron do carbono se encontra no subnível 2p. Portanto, o elétron se encontra na 2ª camada e no 
subnível p. Assim: n = 2 e ℓ = 1. Para determinar m e s, precisamos detalhar o subnível p e ver a distribui-
ção em orbitais. Lá, encontraremos:
O último elétron se encontra no orbital central e, portanto, m = 0. Como ele está representado com a 
setinha para cima, o valor de s = -1/2. Assim, os quatro números quânticos para o carbono são: n = 2; ℓ = 
1; m = 0 e s = -1/2.
Para o Níquel (28Ni) temos que sua distribuição eletrônica termina no subnível 3d. Logo, n = 3 e ℓ = 2. 
Detalhando o subnível, teremos:
Então temos: m = 0 (último elétron no orbital central) e, como o último elétron é representado por uma se-
tinha para baixo, tem-se s = + ½. Logo, para o elétron mais energético do Ni, os quatro números quânticos 
são: n = 3; ℓ = 2; m = 0 e s = +1/2.
15
veja o vídeo!
Para entender um pouco melhor que tal uma videoaula? Bem, para isso assista à aula 
clicando aqui, outro vídeo do professor Gianluca Azzellini da USP, que dá algumas boas 
explicações sobre orbitais e o principio de Aufbau, o vídeo tem uma duração de 29’10’’. 
Bom vídeo!
taBela PeriÓdica
Em 1869, um professor de química chamado Dmitri Mendeleev (http://sereduc.com/eLuNQb) organizou 
os 63 elementos conhecidos na época. Ele observou que, reunindo esses elementos conhecidos na ordem 
crescente de suas massas atômicas, determinadas propriedades se repetiam. Mendeleev organizou os 
elementos com propriedades semelhantes em colunas verticais, chamadas grupos ou famílias e em linhas 
horizontais, chamadasperíodos. 
Mais tarde, com base nessa constatação, propôs-se a tabela periódica atual, na qual os elementos quími-
cos estão dispostos em ordem crescente de seus números atômicos e originam os períodos na horizontal 
(linhas) e na vertical (colunas).
Na figura abaixo temos uma representação da Tabela Periódica atual, nela vemos que a tabela é constituída 
de 18 famílias, onde cada uma possui elementos químicos com propriedades semelhantes. São divididas 
nas categorias A e B, de acordo com o subnível do elétron mais energético de cada elemento, da seguinte 
maneira:
http://eaulas.usp.br/portal/video.action?idItem=357
http://sereduc.com/eLuNQb
16
Famílias pertencentes à categoria A: elementos que possuem elétrons mais energéticos no subnível s ou p.
Famílias pertencentes à categoria B: elementos que possuem elétrons mais energéticos no subnível d ou f.
Famílias a
Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos representativos e seus elétrons 
mais energéticos se situam nos subníveis s ou p. Nessas famílias, o número da família indica o número 
de elétrons na camada de valência. Essas famílias ainda recebem nomes específicos, como descrito na 
tabela abaixo:
 *n é o nível ou camada do átomo.
Famílias B
Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos de transição. Uma parte deles 
ocupa a parte central da tabela periódica (família IIIB até IIB) e apresenta seu elétron mais energético em 
subníveis d.
A outra parte está num lugar à parte, constituindo a série dos Lantanídeos, que começa com o Lantânio e 
Actinídeos, que começa com o Actínio. Essas séries são compostas de 14 colunas. Nessas séries o elétron 
mais energético desses elementos está contido em subníveis f (f1 a f14).
Representação mais frequente da Tabela Periódica
17
como localizar um elemento na tabela Periódica
A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento permite que determinemos sua localização na 
Tabela. Vejamos um exemplo. Em que Família e em que Período se encontra o elemento Cálcio (20Ca)?
exeMPlo
Fazendo a distribuição do Ca:
20Ca→1s
2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2
Como termina em 4s2, ele está no 4° período (verifique a quarta linha na tabela periódica, o número 4 à 
extrema esquerda da Tabela, do lado do potássio (K)) e na família 2A, pois tem o subnível s2. Logo, o cálcio 
é um metal alcalino terroso.
Outro exemplo
Onde está localizado o enxofre (16S)? 
Fazendo sua distribuição:
16S →1s
2,2s2,2p6,3s2,3p4
Logo, ele está no 3° período (linha 3), na família 6A (pois termina em 3s2,3p4) e o enxofre é um calcogê-
nio. Ou seja, toda vez que a distribuição terminar em subnível s ou p, você já sabe que é um elemento da 
família A (representativo).
Agora, como fazer para determinar a localização do cromo (Fe), por exemplo? Veja:
26 Fe →1s
2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6
Ele termina a distribuição em 3d6, mas o nível 4(4s2) já apareceu na distribuição. Por isso, ele está no 4° 
período e, como ele termina em d6, está localizado na família 8B, tal como diz a tabela dos subníveis d na 
página anterior. É só verificar!
E como determinar o elemento a partir de sua localização (sem olhar a Tabela)? É só determinar o nível e 
o subnível e fazer a distribuição eletrônica até chegar neles. E aí se contam os elétrons totais e, como o 
número de elétrons é igual ao número atômico, determina-se o elemento. 
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exeMPlo
Que elemento se encontra no 5º período da família 3A?
Se X é 5° período e família 3A, então a distribuição termina em 5s2, 5p1. Fazendo a distribuição (chamando 
o elemento desconhecido de X):
X →1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10 5p1 
Contando os elétrons, teremos: 49 elétrons. O elemento de número atômico 49 é o Índio (In) e ele está 
justamente localizado como mencionado (Família 3ª, período 5).
Propriedades Periódicas e aperiódicas
A Tabela periódica pode ser utilizada para relacionar as propriedades de seus elementos com suas es-
truturas atômicas. Essas propriedades podem ser periódicas e aperiódicas. As primeiras são aquelas em 
que, à medida que o número atômico aumenta, variam periodicamente (como por exemplo, o número de 
elétrons na camada de valência). As principais são:
raio atômico e raio iônico: De maneira geral, para se comparar o tamanho dos átomos e dos íons, 
levam-se em conta dois fatores: O número de camadas e o número de prótons. Quanto maior o número 
de camadas, maior o raio do átomo e caso os átomos comparados possuam o mesmo número de níveis, o 
átomo que apresenta maior número de prótons terá raio menor (pois um maior número de prótons exerce 
uma maior atração sobre seus elétrons, o que resulta numa redução de seu tamanho). Numa mesma fa-
mília, o raio atômico aumenta de cima para baixo (aumento das camadas) e no mesmo período, da direita 
para a esquerda (diminuição do número de prótons).
Fonte: Autor,2016.
Comparação entre os raios do Bromo e do Cloro. Note como o raio do bromo é maior do que o do cloro.
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Variação do raio atômico com o período e a família na Tabela Periódica.
energia de ionização (ei): É a energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no seu 
estado gasoso. 
Assim: X(g) → X+ (g) + e–
X é o átomo neutro no estado gasoso e X+ é a espécie após ter perdido um elétron (é). Quanto maior o 
raio atômico, menor a atração que será exercida pelo núcleo sobre este elétron mais afastado, portanto, 
mais fácil será para removê-lo e, consequentemente, menos energia é necessária. Então, o raciocínio é o 
oposto do que acontece com o raio atômico. Assim:
Variação da 1ª energia de ionização com o período e a família na Tabela Periódica.
afinidade eletrônica (eletroafinidade): É a energia liberada quando, a um átomo isolado no seu estado 
gasoso, é adicionado um elétron. 
Assim: X(g) + e– → X− (g)
Nesse caso, X– é a espécie formada após o átomo X ter recebido um elétron. Quanto maior for o raio atô-
mico, menor será a atração que será exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado, portanto, ao ser 
adicionado um elétron a energia liberada é pouca, ao contrário do que ocorre se um átomo tiver pequeno 
raio atômico. A atração é tão grande que a liberação de energia também será grande. Então a afinidade 
eletrônica dos elementos varia da mesma forma que na energia de ionização (da esquerda para a direita 
nos períodos e de baixo para cima nas famílias).
Variação da afinidade eletrônica com o período e a família na Tabela Periódica.
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eletronegatividade: É a tendência que um átomo tem de ganhar elétrons. Está diretamente relacionada 
à afinidade eletrônica dele, pois, quanto maior a energia liberada na “captura” do elétron, maior sua 
afinidade por ele e, consequentemente, maior sua eletronegatividade. Então, a eletronegatividade varia 
da mesma forma que a afinidade eletrônica. Não existem valores absolutos de eletronegatividade, mas 
valores relativos. Ao se estudar a eletronegatividade estamos comparando a força da atração de determi-
nado átomo sobre os elétrons de uma ligação química. A eletronegatividade não é definida para os gases 
nobres.
Variação da eletronegatividade com o período e a família na Tabela Periódica.
Propriedades aperiódicas: são aquelas cujos valores variam com o aumento do número atômico, mas que 
não se repetem. É o caso da massa atômica, do calor específico e da dureza.
leitUra coMPleMentar
Para entender um pouco mais sobre a tabela periódica e suas propriedades, leia ao 
capítulo sete de nosso livro-texto e depois da leitura do capítulo realize, sem compro-
misso de pontos, os exercícios autocorrigiveis que se encontram clicando aqui.
Palavras do ProFessor
Caro(a) aluno(a), chegamos ao final de mais uma unidade. Não se esqueça de fazer os exercícios sobre os 
tópicos abordados nessa aula e nem de tirar dúvidas com os tutores. Na próxima unidade abordaremos as 
ligações químicas, ou seja, a forma com que os átomos se unem para formarem moléculas, ou como os 
elementos se juntam para formar substâncias. Veremos também a maneiracomo as interações entre as 
moléculas de um sistema determinam as propriedades físicas de uma substância.
Até a próxima! Bons estudos!
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