1 - Estrutura Atomica e Tabela Periodica

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Estrutura Atômica e 
Tabela Periódica 
Química Geral I – Profª Flávia 
Garcia 
• Origem da Teoria Atômica (460 – 379 a.C) 
 A origem da teoria atômica vem da Grécia antiga e foi proposta por 
Demócrito e Leucipo (filósofo e seu discípulo). Eles acreditavam que se um 
pedaço de matéria fosse dividido em pedaços cada vez menores, ao final iria 
se chegar a uma minúscula partícula, indivisível. Esta partícula indivisível 
recebeu o nome de átomo. 
• Modelo Atômico de Dalton (1803) 
 Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos; 
 Estes são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem 
destruídos; 
 Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um 
dado elemento são idênticos. Átomos de diferentes elementos tem 
propriedades distintas; 
 As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou 
rearranjo de tomos; 
 Compostos químicos são formados por átomos de dois ou mais elementos em 
uma razão fixa. 
A Descoberta da Estrutura Atômica (sec XIX – 1875) 
 Evidências da natureza elétrica da matéria: 
 No antigo Egito, foi observado que o âmbar era capaz de atrair pequenos 
objetos após ser atritado com lã ou seda; 
 A experiência de Benjamim Franklin (1706-1790); 
A Descoberta da Estrutura Atômica (sec XIX – 1875) 
 Radioatividade 
Substância 
radioativa 
Bloco de chumbo 
Placas 
eletricamente 
carregadas 
Placa 
fotográfica 
raios a 
raios g 
raios b 
Henri Becquerel descobriu, em 1896, que um minério de urânio emitia raios 
capazes de escurecer uma placa fotográfica, ainda que esta estivesse protegida 
da exposição à luz; 
Em 1898, o casal Marie e Pierre Curie isola o polônio e o rádio, emissores do 
mesmo tipo de raio; 
Em 1899, a emissão destes raios é atribuída à desintegração de certos átomos. 
Ao fenômeno foi atribuído o termo radioatividade e às substâncias dotadas 
desta característica o termo radioativas. 
A Descoberta da Estrutura Atômica (sec XIX – 1875) 
 A natureza dos raios catódicos: radiação ou feixe de partículas? 
• Modelo Atômico de Thomson (1897) 
 Em 1897, o físico britânico Joseph John Thomson determinou a razão entre a 
carga elétrica e a massa de um elétron com o uso de um tubo de raios 
catódicos. 
Carga elétrica = 1,76x108 Coulombs/grama Proporção carga-massa = 1,76.108 C/g 
• Modelo Atômico de Thomson (1897) 
 Em 1909, Robert Milikan mediu com êxito a carga do elétron, realizando o 
procedimento conhecido como ‘experimento da gota de óleo de Milikan’. 
Carga elétrica = 1,76x108 Coulombs/grama 
Carga do elétron = 1,60.10-19 C 
Fonte de raios X 
(radiação ionizante) 
Microscópio 
visualizador 
Atomizador 
Borrifador de óleo 
Placas carregadas 
eletricamente 
Exercício: Calcule a massa do elétron. Relação carga-massa = 1,76.108 C/g 
R: 9,10.10-28 g 
 Após este experimento, Thomson sugeriu que os elétrons estariam 
mergulhados em uma massa homogênea, como ameixas em um pudim (Plum 
Pudding ). A esta proposta foi originado o "Modelo Atômico de Thomson", 
modelo este conhecido como pudim de passas ou bolo de ameixas. 
• Modelo Atômico de Ernest Rutherford (1911) 
 Rutherford propusera um novo modelo para o átomo baseado em seus 
resultados que contradiziam o modelo atômico proposto por J. J. Thomson. O 
modelo proposto por Thomson, com os elétrons grudados na massa positiva, 
levava a uma distribuição uniforme de cargas. 
 "Digo com certeza que não acreditava que houvesse aqueles desvios, pois 
sabíamos que α era partícula de grande massa, com muita energia...Lembro-
me de que dois ou três dias depois Geiger me procurou muito excitado 
dizendo: conseguimos detectar algumas partículas α sendo refletidas para trás. 
...Foi o mais incrível episódio que até então me ocorrera. Foi como se 
disparasse um projétil de 15 polegadas contra um pedaço de papel e o projétil 
refletisse e atingisse o atirador.” 
 "O átomo era formado por núcleos positivos de grande massa, mas pequeno 
em relação ao volume total do átomo e os elétrons ficariam orbitando ao redor 
do núcleo”. 
 Ao lançar partículas a contra uma folha fina de Au, esta partícula não sofreria 
qualquer perturbação em sua trajetória. Rutherford realizou a experiência com 
o α em uma caixa de Pb com uma fenda por onde sairiam as emissões. As 
partículas ao atravessarem a fina folha de Au se chocavam contra um anteparo 
fluorescente de ZnS. A experiência revelou que grande parte das partículas α 
atravessava sem problemas a folha de Au, mas algumas sofriam desvios e 
outras partículas voltavam direto para a fonte emissora. 
• Reprodução moderna do aparato usado por Ernest Rutherford 
 O nêutron foi descoberto por James Chadwick em 1932. 
10 deflexões por minuto ao trocar a placa de chumbo por uma placa de parafina. 
Cálculos indicaram que a nova radiação era formada por prótons, porém a energia destes 
prótons não correspondia a bombardeamento por raios gama.. 
Se o choque frontal entre raios gama e a parafina não seria capaz de arrancar prótons da 
parafina com a energia observada, isto só poderia ter sido feito por uma partícula neutra de 
massa semelhante à do próton (1,0073 u; 1 u = 1,66054.10-24 g). 
Usando a radiação do berílio para bombardear uma série de gases e medindo a energia dos 
átomos desses gases após o processo, calculou-se o valor da massa do nêutron (1,0087 u). 
4 deflexões por minuto, mesmo colocando placa de chumbo com 2 cm de espessura entre o 
berílio e a câmara. 
Exercício: Quantos elétrons (9,1097.10-28g) seriam necessários para igualar a 
massa de um próton? E para igualar a massa de um nêutron? R: 1836; 1839 
 Tamanhos relativos em um átomo 
Se o átomo tivesse o tamanho de um estádio de futebol, o núcleo atômico seria do 
tamanho de uma bolinha de gude. 
Em contraponto com o volume tão pequeno, ele possui densidade de 1013-1014 
g/cm3. 
Uma caixa de fósforo cheia de átomos de material com esta densidade, equivalente 
ao interior de uma estrela cadente, pesaria 2,5 bilhões de toneladas. 
Exercício: O diâmetro de uma moeda de um centavo é 19 mm. O diâmetro de um 
átomo de prata (Ag) é 2,88 Å. Quantos átomos de prata podem ser arranjados lado 
a lado em linha reta ao longo do diâmetro de uma moeda de um centavo? 
1 Å = 10-10 m 
Núcleo 
R: 6,6.107 átomos de Ag 
 Características do átomo 
Número de massa (A): Soma do número de prótons com o número de nêutrons 
(n). 
Número Atômico (Z): É o número de prótons. 
A = Z + n 
Exercícios 
 Semelhanças atômicas 
Isótopos: Mesmo número de prótons. Ex: 1H
1, 1H
2 e 1H
3 
Isóbaros: Mesmo número de massa. 19K
40 e 20Ca
40 
Exercícios 
Isótonos: Mesmo número de nêutrons. 37Cl
17 e 20Ca
40 
Massa atômica média 
Exemplo: Calcule a massa atômica média do cloro, sabendo-se que na 
natureza ele constitui-se em 75,78% de Cl35 (34,969 u) e 24,22% de 
Cl37 (36,966u). R: 35,45 u 
Química Nuclear 
 Reações envolvendo elétrons X Reações envolvendo núcleos 
Aplicações: Medicina, reações químicas, datação de fósseis, entre outras. 
Núcleons = constituintes do núcleo (prótons e nêutrons) 
Núcleo = conjunto de prótons mais nêutrons 
 Vocábulos utilizados: 
 
 Representações: 
Uma das formas de representar diferentes isótopos, tanto estáveis como 
radioativos, é mencionar o nome do elemento e seu número de massa. 
Exemplos: urânio-235; urânio-238; bismuto-207. 
Química Nuclear 
 Estabilidade nuclear 
Todo o núcleo que se desintegra é um núcleo instável. A desintegração 
sempre se dá de forma a atingir um núcleo mais estável. 
O núcleo se desintegra porque a forçanuclear forte não mais é suficiente 
para manter o núcleo coeso. 
A desintegração pode acontecer por meio do ganho e/ou emissão de 
partículas, a saber 
Química Nuclear 
 Estabilidade nuclear 
Observações: 
A emissão b corresponde à conversão de um nêutron em um próton. 
A emissão de um pósitron, ao contrário da emissão b, corresponde à 
conversão de um próton em um nêutron. 
Exemplos (caderno) 
A captura de um elétron corresponde à conversão de um próton em um 
nêutron, como na emissão de um pósitron. 
Química Nuclear 
 Estabilidade nuclear 
Cinturão de estabilidade 
A razão nêutron-próton. 
Até Z = 20, a razão nêutron-próton é igual a 1. 
Acima de Z = 20, a relação nêutron-próton desvia-se cada vez mais deste 
valor. 
Acima do bismuto (Z = 83), todos os isótopos são instáveis. 
Química Nuclear 
 Estabilidade nuclear 
Cinturão de estabilidade: Forma mais provável de estabilização 
Z acima de 83: Emissão de 
partículas a, pois diminui mais 
rapidamente o número de prótons; 
Acima do cinturão e abaixo de Z = 
83: Emissão de partículas b, pois 
aumentará o número de prótons 
diminuindo assim a relação n/p; 
Abaixo do cinturão: Emissão de 
pósitron ou captura de elétron, pois 
diminui o número de prótons 
deixando n/p mais próximo de 1. 
Observação: Há exceções! 
Exemplos (caderno) 
Química Nuclear 
 Energia de Coesão ou Energia de Ligação Nuclear 
É a energia necessária para desintegrar o núcleo em prótons e nêutrons. 
Defeito de massa: A massa do núcleo, massa atômica, é sempre menor que a 
soma das massas de seus prótons e nêutrons. 
Exemplo: Calcule o defeito de massa (Dm) para a desintegração do deutério. 
O cálculo da energia de coesão nuclear é baseado na equação de Einstein, 
E = (Dm)c2. 
Exemplo: a) Calcule a energia de coesão por mol de núcleos de deutério em 
kJ/mol. b) Calcule a energia de coesão por mol de núcleons de deutério. 
Dado: 1J = 1 kg.m2/s2. 
Os mesmos cálculos podem ser aplicados para avaliar a energia liberada na 
reação de desintegração de um elemento radioativo. 
Exemplo: Calcule a variação de energia na seguinte reação: 
Dados: U = 238,0003 u; Th = 233,9942 u; He = 4,0015 u R: -4,1.1011 J 
R: 0,00239 g/mol 
R: a) 2,15.108 kJ/mol; b) 1,08.108 kJ/mol 
Química Nuclear 
 Exercícios 
1 - Complete as seguintes equações nucleares: 
2 – Calcule a energia de ligação por mol de núcleons para o . As massas 
necessárias para o cálculo são . 
(a)26Fe
54 + 2He
4 → 2 0n
1 + ? 
 
(b) 13Al
27 + 2He
4 → 15P
30 + ? 
 
(c) 95Am
241 + 2He
4 → 97Bk
243 + ? 
 
(d)96Cm
246 + 6C
12 → 4 0n
1 + ? 
 
(e) 92U
238 + ? → 100Fm
249 + 5 0n
1 
• Problemas do Modelo Atômico de Rutherford: 
 Como podiam um núcleo positivo e uma carga negativa, o elétron, estarem tão 
próximos e não se atraírem? O problema foi parcialmente resolvido com o 
movimento circular exercido pelo elétron. Ao descrever uma trajetória em 
torno do núcleo, havia uma força centrífuga que compensaria a força atrativa. 
 Eletromagnetismo: qualquer carga acelerada, como o elétron neste caso, 
emitiria energia continuamente, tendo como conseq•uência uma diminuição do 
raio entre o núcleo e o elétron. 
 Conforme o elétron emitisse energia, mais próximo do núcleo ele ficaria, até o 
momento onde o choque entre o elétron e o núcleo seria inevitável. E sobre 
essas condições o átomo não poderia existir. 
• Modelo Atômico de Bohr: 
Agregou em seu modelo atômico 
 Concepções de Max Planck sobre a interação da matéria com a radiação 
eletromagnética; 
 Concepções de Einstein sobre o Efeito Fotoelétrico; 
 O espectro de emissão do átomo de hidrogênio. 
• Max Planck (1900): 
 Segundo a teoria Clássica: Ao aquecer um objeto, os átomos que compõem 
este objeto estão vibrando, causando a emissão da radiação eletromagnética. 
Acrescentou que essas vibrações são quantizadas (somente vibrações com 
frequências específicas são permitidas). 
Natureza ondulatória da luz 
 Radiações Eletromagnéticas - Teoria matemática desenvolvida por James 
Maxwell (1864) para descrever todas as formas de radiações em termos de 
campos elétricos e magnéticos. 
O Espectro Eletromagnético 
nó 
c = l. c = velocidade da luz, l = comprimento de onda, ν = freq•uência 
• Max Planck (1900): 
 Havia uma troca de energia entre a matéria e a radiação. Essa energia era 
descontínua e o processo de absorção e emissão acontecia segundo a equação: 
“A energia de um sistema que vibra é proporcional à frequência da vibração." 
E = h 
E = energia, h = constante de Planck = 6,63.10-34 J.s 
• Einsten (1905) 
 Propôs que a radiação eletromagnética consistia de partículas chamadas 
fótons. 
 Efeito fotoelétrico: "Ejeção de elétrons de um metal quando sua superfície é 
exposta a luz”. 
 Cada fóton era considerado um pacote de energia e a energia do fóton estava 
relacionada com a freq•uência da radiação. 
Efeito Fotoelétrico 
Espectro de Emissão do Átomo de Hidrogênio 
Espectros de linhas 
Raias espectrais do hidrogênio 
Conjunto de linhas (séries convergentes): 
 Série de Lyman (UV) 
 Série de Balmer (VIS) 
Exercícios 
• Postulados de Niels Bohr: 
 1- Estabilidade do átomo frente à física clássica. 
Os elétrons que estão em órbita de energia permitida não emitem radiação. 
 2- O elétron deixa seu estado fundamental se absorver uma quantidade de 
energia equivalente a diferença de energia entre o estado fundamental e o 
estado excitado. A energia é emitida ou absorvida como fóton. 
• Dualidade Onda-Partícula: 
 Louis De Broglie. 
Sugeriu que todas as partículas poderiam apresentar propriedades de onda, ondas 
de matéria. 
Uma vez que para Einstein: E =m.c2 - 
E = hc/l - 
 De Broglie igualou as equações e obteve: 
"O elétron, uma partícula pequena em uma velocidade muito alta, assume 
comprimento de onda (l) próximo ao dos raios X, assim essa partícula pode ter 
um comportamento de onda.” 
Por que objetos de maior 
massa não apresentam 
comportamento 
ondulatório? 
• Dualidade Onda-Partícula: 
 Louis De Broglie. 
Assim o caráter ondulatório dos elétrons passou a ser questionado, e foi 
considerado quando um feixe de elétrons foi direcionado a um prisma de níquel. 
Foi observado, neste experimento, a difração dos elétrons como havia sido 
determinado, anteriormente, a difração da luz. 
• Dualidade Onda-Partícula: 
 Experimento da fenda dupla 
• Problema no modelo atômico de Bohr: 
 Se o elétron apresenta comportamento ondulatório, considerar que ele realiza 
uma órbita não é certo. 
• Princípio da Incerteza de Heisenberg: 
 Heisenberg 
Sugere que existe uma grande incerteza na localização do elétrons. 
- O elétron não pode ser tratado como partícula com seu movimento descrito 
precisamente. 
- O elétron pode ser considerado uma onda com uma incerteza na sua localização. 
"O princípio da incerteza afirma que quanto mais precisamente se conhece a 
posição menos precisamente se conhece o momento da partícula. Em outras 
palavras, se soubermos muito bem onde está partícula, não podemos saber 
para onde ela vai.” 
O princípio da incerteza de Heisenberg: 
"Para os elétrons: não podemos determinar seu momento e sua posição 
simultaneamente.” 
• Átomo pela Mecânica Quântica: 
 Erwin Schrödinger 
Se a matéria tem um comportamento de onda é necessário determinar uma função 
de onda que descreva este comportamento. 
- Substitui a trajetória precisada partícula por uma função de onda (). 
2 = probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço; - 
- Função radial = Descreve a variação orbital a diferentes distâncias do núcleo. 
- Função angular = Dá a forma do orbital e sua orientação. 
• Visão do Átomo: Mecânica Clássica X Mecânica Quântica 
 Órbita x Orbital 
– Órbita: Região onde o elétron está localizado e se desloca em volta do núcleo. 
Localização precisa. 
– Orbital: Probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço. 
• Átomo pela Mecânica Quântica: 
 Max Born 
Sugeriu que a probabilidade de encontrar a partícula numa pequena região do 
espaço poderia ser dada pela função de onda ao quadrado (2). 
No nó não há probabilidade de 
encontrar o elétron. 
No nó, =2=0 
Probabilidade de encontrar o elétron numa dada região do espaço. 
• Números Quânticos (Mecânica Quântica): 
  = n, l, ml 
 n = número quântico principal 
Número inteiro que especifica os níveis de energia. 
n=1 para o primeiro nível 
n=2 para o segundo nível 
n=7 para o sétimo nível 
A energia do elétron ligado ao átomo aumenta à medida que n aumenta. 
• Números Quânticos (Mecânica Quântica): 
  = n, l, ml 
 l = número quântico momento angular orbital 
Indica a forma angular do orbital 
l Nome do orbital Forma Nó angular 
0 s esférico 0 
1 p hálter 1 
2 d hálter 2 
3 f hálter 3 
• Números Quânticos (Mecânica Quântica): 
  = n, l, ml 
 l = número quântico momento angular orbital 
Orbitais s: O orbital s não tem nó angular, somente nó radial (pela passagem do 
nível energético). 
Orbitais s: visão externa 
Orbitais s seccionados para 
visualização da parte interna. 
• Números Quânticos (Mecânica Quântica): 
  = n, l, ml 
 l = número quântico momento angular orbital 
Orbitais p: O orbital p tem nó angular. 
• Números Quânticos (Mecânica Quântica): 
  = n, l, ml 
 l = número quântico momento angular orbital 
Orbitais d: O orbital d tem nó angular 
• Números Quânticos (Mecânica Quântica): 
  = n, l, ml 
 l = número quântico momento angular orbital 
Orbitais f: O orbital f tem nó angular 
Orbitais G 
• Números Quânticos (Mecânica Quântica): 
  = n, l, ml 
 ml = número quântico magnético 
Determina a orientação da órbita ocupada pelo elétron: 
– Vai de –l a +l. 
Subnível l Nº orbitais ml possíveis 
s 0 1 
p 1 3 
d 2 5 
f 3 7 
• Números Quânticos (Mecânica Quântica): 
  = n, l, ml 
 s = número spin magnético 
Spin: é o momento angular intrínseco do elétron. Um elétron pode ser 
considerado como tendo um momento angular que surge do movimento de 
rotação. 
É o movimento que o elétron faz para se 
acoplar com o núcleo. 
Pode assumir dois valores: + ou - ½ 
ms = - ½ ms = + ½ 
Diamagnetico Paramagnetico 
Todos os elétrons emparelhados Elétrons desemparelhados 
• Diagrama de Aufbau 
 Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um 
diagrama. 
 À medida que n aumenta, o espalhamento entre os níveis de energia torna-se 
menor. 
 Há problemas de penetração e blindagem. 
Diagrama de Linus Pauling 
Exercícios 
Propriedades Atômicas 
Algumas propriedades características dos átomos como tamanho, 
energia associada à remoção e adição de elétrons mostram variações 
periódicas com o número atômico. 
O conhecimento destas variações permite organizar as 
observações e predizer o comportamento químico e 
estrutural. 
Propriedades Periódicas 
P 
E 
R 
Í 
O 
D 
O 
S 
G R U P O S OU F A M Í L I A S 
IA 
IIA 
II
IB
 
IV
B
 
V
B
 
V
IB
 
V
II
B
 
V
II
IB
 
IB
 
II
B
 
IIIA IVA VA VIA VIIA 
VIIIA 
ou 0 
Carga Nuclear Efetiva (Zef ou Z*) no Período 
O número de prótons cresce com o número de elétrons, assim tem-se 
um aumento da carga nuclear efetiva. 
Ex: 
1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 3Li 4Be 5B 
Aumento da Zef 
Carga nuclear efetiva é a carga nuclear que efetivamente um elétron 
percebe. 
Blindagem é o efeito causado pelos elétrons mais internos e os elétrons 
mais próximos ao elétron considerado. 
Carga Nuclear Efetiva (Zef ou Z*) no Período 
Zef = Z - S 
Cálculo do fator de blindagem (Slater): 
* Quando a blindagem é sobre elétron s ou p 
Onde Z é o número atômico e S é o fator de blindagem. 
-Elétrons à direita não são contabilizados; 
-Cada elétron no mesmo n conta 0,35; 
-Cada elétron em n-1 conta 0,85; 
-Cada elétron em n-2 e anteriores conta 1. 
* Quando a blindagem é sobre elétron d ou f 
-Elétrons à direita não são contabilizados; 
-Cada elétron com mesmo n e l conta 0,35; 
-Cada um dos demais elétrons conta 1. 
Carga Nuclear Efetiva no Período 
Ex: 
1) Qual elemento possui o maior Z*, Li ou Be? 
3Li 
Be, pois possui maior Zef. 
4Be 
2) Qual elemento tem maior Z*, Be ou B? Pq? 
5B R: B 
6C 
7N 
8O 
9F 
1s2 2s2 2p6 
10Ne 
1s2 2s2 2p5 
1s2 2s2 2p4 
1s2 2s2 2p3 
1s2 2s2 2p2 
1s2 2s2 2p1 
1s2 2s2 
1s2 2s1 
3Li S = 2 x 0,85 = 1,70 Zef = 3 – 1,70 = 1,3 
4Be S = 1 x 0,35 + 2 x 0,85 = 2,05 Zef = 1,95 
5B S = 2 x 0,35 + 2 x 0,85 = 2,40 Zef = 2,6 
6C S = 3 x 0,35 + 2 x 0,85 = 2,75 Zef = 3,25 
7N S = 4 x 0,35 + 2 x 0,85 = 3,10 Zef = 3,90 
8O S = 5 x 0,35 + 2 x 0,85 = 3,45 Zef = 4,55 
9F S = 6 x 0,35 + 2 x 0,85 = 3,80 Zef = 5,20 
10Ne S = 7 x 0,35 + 2 x 0,85 = 4,15 Zef = 5,85 
Carga Nuclear Efetiva no Período 
Li Be B C N O F Ne 
Z 3 4 5 6 7 8 9 10 
Z*(2s) 1,95 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,75 
Z*(2p) - 2,60 3,25 3,90 4,55 5,20 5,85 
1,30 
- 
Carga Nuclear Efetiva no Grupo 
O valor de Z* no grupo é obtido experimentalmente, não segue uma 
tendência. Assim, para determinar se a Z* será maior ou menor no grupo 
é melhor entender o raio atômico. 
Raio Atômico 
Descreve o tamanho dos átomos, está relacionado com a posição do 
elétron em relação ao núcleo. 
Raio atômico dos metais: metade da 
distância, experimental, determinada entre 
os núcleos dos átomos vizinhos mais 
próximos em um sólido. 
 
Ex: A distância entre átomos vizinhos no 
Cobre é de 256 pm. Qual o raio do Cobre? 
 
R: 256/2=128 pm 
Raio Atômico no Grupo 
A medida que aumenta o nível energético de um elemento para o outro 
aumenta o raio atômico no grupo. 
Ex: 
Aumento do raio 
1s2 2s2 2p5 9F 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17Cl 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 3Br 
Raio Atômico no Período 
O número de elétrons cresce com o número de prótons mas os elétrons 
se encontram no mesmo nível energético. 
Ex: 
1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 3Li 4Be 5B 
Aumento do raio 
À medida que aumenta o número de elétrons aumenta o número de 
prótons, assim a carga nuclear vai aumentando. 
À medida que aumenta o número de elétrons, eles vão ficando menos 
blindados, aumentando, como consequência, a força de atração entre os 
elétrons e o núcleo. Assim, os átomos vão ficando mais compactos. 
Raio Iônico 
É a distância entre os núcleos de cátions e ânions que estão vizinhos. 
Raio Iônico (Cátion) 
Todos os cátions são menores que seus átomos geradores. 
Ex: 
1s2 2s1 (157 pm) 3Li 
1s2 (58 pm) 3Li+ 
Raio Iônico (Ânion) 
Todos os ânions são maiores que seus átomos geradores. 
Ex: 
1s2 2s2 2p5 9F 
- 1s2 2s2 2p6 9F 
Átomos Isoeletrônicos 
Átomos e íons com o mesmonúmero de elétrons. 
Ex: 
+ 
1s2 2s2 2p6 11Na 
1s2 2s2 2p6 9F
- 
1s2 2s2 2p6 12Mg2+ 
Para saber qual o íon de menor raio? É só observar a sua carga nuclear. 
"Quanto maior a carga nuclear, maior a atração entre os prótons e os 
elétrons e maior será a atração". 
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
Raio atômico para não metais: Raio Covalente 
Se um elemento é um não-metal usa-se a distância entre os núcleos 
dos átomos unidos por uma ligação química. Este raio é chamado de 
raio covalente. 
Ex: Distância entre os núcleos de uma molécula de cloro 198 pm. Qual 
o raio covalente do cloro? 99 pm 
Raio atômico para gases nobres: Raio de Van der Waals 
266 pm 
430 pm 
Ex: Molécula de I2 
Energia de Ionização (EI) 
Definição: Energia necessária para remover um elétron de um 
átomo neutro, isolado e em fase gasosa. 
A(g) A+(g) + e- 
É expressa em elétron-volts (eV), onde 1eV = 96,485 kJ/mol e 
é sempre positiva (endotérmica). 
É possível remover mais que um elétron, tendo assim a 1ª, 2ª, 3ª 
e 4ª energia de ionização (potencial de ionização). 
Energia de Ionização (EI) 
Para a primeira energia de ionização, EI1, partimos do átomo neutro. 
Por exemplo, para o cobre: 
Cu(g)  Cu+(g) + e- 
energia requerida = EI1 (785 kJ mol-1 ) 
A segunda energia de ionização, EI2, é a energia necessária para 
remover um elétron de um cátion gasoso com carga unitária. Para o 
cobre: 
Cu+(g)  Cu2+(g) + e- 
energia requerida = EI2 (1.955 kJ mol-1 ) 
A segunda EI será sempre maior que a primeira, pois haverá uma maior 
Zef que a do átomo neutro, uma vez que terá menos elétrons para serem 
atraídos pelo núcleo. 
Energia de Ionização (EI) 
Energias de Ionização Sucessivas 
Para casa: Analise e explique as tendências marcadas em vermelho na 
tabela acima. 
Energia de Ionização (EI) no Período 
Quanto mais os elétrons sentem a carga do núcleo mais atraídos pelo 
núcleo, portanto maior será a EI. 
No período a EI não é uniforme. 
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 
Energia de Ionização (EI) no Período 
Avaliemos dois casos: 
Li Be B C N O F Ne 
EI 519 900 799 1090 1400 2080 
(KJ/mol) 
Aumento do raio 
2) N (7e) e O (8e) 1) Be (4e) e B (5e) 
1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 7N 4Be 
1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p1 8O 5B 
2s2 2p1 2s2 2p4 
1310 1680 
Energia de Ionização (EI) no Grupo 
Tendências: 
 Quanto maior n, menor a EI (efeitos de tamanho e blindagem). 
Espécies 
marcadas com 
retângulo 
vermelho de 
fundo amarelo 
são exceções! 
Afinidade Eletrônica (AE) 
Definição: É a energia liberada quando um elétron é 
adicionado a um átomo neutro, isolado e no estado gasoso 
para formar um ânion. 
A(g) + e-  A-(g) 
Pode ser exotérmica (libera energia) ou endotérmica (absorve energia). 
Segue a tendência da energia de ionização. 
EAE = E(X) – E(X
-) 
Onde E(X) é a energia do átomo X na fase gasosa e E(X-) é a energia 
do ânion X- na fase gasosa. 
Afinidade Eletrônica (AE) 
Raio atômico 
Z* 
AE 
AE = -DHGE onde DHGE é a entalpia de ganho de elétron. 
exc na 
linha 
exc na 
coluna (1º e 
2º elemento) 
exc na 
coluna (3º 
elemento 
em diante) 
Eletronegatividade 
É definida como a força de atração de um átomo em atrair elétrons de 
uma ligação para si próprio. 
é aquele que: 
a) Não perde elétron com facilidade, alto valor de EI. 
b) Aceita elétrons com facilidade, altos valore de AE.