Aula 2 Estrutura Atômica e Tabela Periódica

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Estrutura atômica 
Tabela periódica 
Configurações eletrônicas 
Agosto de 2016 
Rutherford (núcleo) 
Schrödinger 
(modelo nuvem eletrônica) 
Bohr 
(níveis de energia) 
Thomson 
Dalton 
Estrutura atômica 
2 
Matéria Classificação 
Estado físico 
Composição 
Misturas 
 
Compostos 
 
Elementos 
 
Átomos 
 
Qual a composição? 
Modelo atômico na antiguidade 
http://democrito01.blogspot.com.br/ 
Demócrito 
Leucipo 
http://www.filosofia.templodeapolo.net/ 
Aristóteles 
http://najaracdmedelo.blogspot.com.br/2011_04_06_archive.html 
Atomismo: doutrina elaborada pelos 
pensadores gregos Leucipo (sV a.C.) e Demócrito 
(460-370 a.C.) segundo a qual toda a matéria é 
formada por átomos, partículas minúsculas, 
eternas e indivisíveis que, unindo-se e separando-
se no espaço através de forças mecânicas, 
determinam o nascimento e a desagregação de 
todos os seres. 
Teoria subatômica 
Criticou atomismo de Demócrito 
Átomos divisíveis 
3 
átomo 
a: sem 
tomo: talho 
“Sem corte” 
Desenvolvimento da estrutura atômica 
Átomo de Dalton: ano 1803 “Bola de Bilhar” 
Matéria: composta de partículas fundamentais, os átomos. 
 
Átomo: maciço, indivisível e neutro. 
 
Elementos: são caracterizados por seus átomos 
 
 
Conservação de massa 
“Na natureza nada se cria, nada se 
perde, tudo se transforma.” 
Lei de Lavoisier 
Transformações químicas: combinação, 
separação ou rearranjo de átomos. Não 
podem ser criados nem destruídos. 
Compostos químicos: formados de 
átomos de dois ou mais elementos 
em uma proporção fixa. 
Composição definida 
Lei de Proust 
"Uma determinada substância composta é 
formada por substâncias mais simples, unidas 
sempre na mesma proporção em massa". 
4 
Estudos de gases 
Químicos aprendendo a 
medir quantidade de 
matéria em reações 
químicas 
5 
Desenvolvimento da estrutura atômica 
Primeiros experimentos com eletrólise 
Natureza elétrica da matéria 
Michael Faraday: 1834 
Resultados de experiências mostraram que uma 
transformação química podia ser causada pela 
passagem de eletricidade através de soluções aquosas 
de compostos químicos. 
Estes experimentos mostraram que a matéria possuía uma natureza elétrica 
6 
Desenvolvimento da estrutura atômica 
Fonte: http://espetacularquimica.blogspot.com.br/2013/02/o-
modelo-atomico-de-thomson.html 
Tubos de descarga de gás 
Tubos de raios catódicos 
Tubo de vidro, totalmente vedado e com 
um eletrodo em cada extremidade. 
 
Eletrodo negativo: cátodo 
Eletrodo positivo: ânodo 
 
 
O ar do interior do tubo pode ser removido: 
vácuo 
Fonte: https://yuriso.wordpress.com/2011/12/16/o-
plasma-e-suas-utilidades-parte-1/ 
Tubos de raios catódicos. 
Tubos de descarga de gás. 
Tubos de Crookes. 
Condutividade da eletricidade por gases 
Átomo de Thomson: ano 1887 
Tubos de descarga de gás 
 
Alta voltagem 
aplicada através dos 
eletrodos 
 
 
Gás parcialmente 
removido 
 
 
Descarga elétrica 
Ar residual se iluminava 
 
Gás completamente 
removido 
Ausência produção de luz 
Descarga elétrica presente 
Anteparo coberto com 
sulfeto de zinco 
fluorescente 
Brilhava do lado voltado para o 
eletrodo negativo 
Descarga se originava no cátodo e fluía 
para o ânodo 
Raios catódicos 7 
Desenvolvimento da estrutura atômica 
Fonte: http://espetacularquimica.blogspot.com.br/2013/02/o-modelo-atomico-de-thomson.html 
 Podem girar um pequeno moinho colocado 
em seu caminho, sugerindo que são formados 
por partículas. 
Raios catódicos 
 Podem ser curvadas por um campo elétrico ou 
magnético 
 
 Partículas eletricamente carregadas 
 
 São atraídos por placas carregadas 
positivamente 
 
 Sempre com a mesma identidade 
Raios catódicos: partículas energéticas, carregadas 
negativamente, as quais fazem parte da constituição 
de todas as substâncias conhecidas 
Raios catódicos elétrons 
Átomo de Thomson 
Fonte: https://yuriso.wordpress.com/2011/12/16/o-plasma-e-suas-utilidades-parte-1/ 
Fonte: http://espetacularquimica.blogspot.com.br/2013/02/o-modelo-atomico-de-thomson.html 
8 
Átomo de Thomson 
Proporção carga/massa = 1,76 x 108 C/g 
Carga 
Massa 
= 1,76 x 108 C/g 
Carga = 1,60 x 10-19 C 
Massa = 9,10 x 10-28 g 
Descoberta do valor de carga e massa do elétron 
9 
Thomson 
Millikan 
Descoberta da proporção carga /massa do elétron 
(Coulomb/grama) 
Experimento da gota de óleo de Millikan 
Qual a massa do elétron 
Fonte: http://www.brasilescola.com/quimica/o-experimento-thomson-com-descargas-eletricas.htm 
Átomo de Thomson 
“Pudim de passas” 
 Determinação carga e massa dos elétrons 
Átomo: divisível 
Esfera com carga positiva contendo elétrons incrustados 
 Partículas com carga negativa: elétrons 
Elétrons: pequena fração 
de massa de um átomo. 
Esfera positiva uniforme 
de matéria: responsável 
pela massa do átomo. 
Suposição 
Descoberta: 1886 – Goldstein 
Partículas positivas: prótons 
Tubo de Crookes modificado para produzir novo tipo de raio. 
Raio canal Provou a existência de partículas positivas 
10 
Átomo de Rutherford: ano 1911 
Radioatividade 
Emissão espontânea de radiação por alguns elementos. 
Três tipos de radiação: α, β e γ 
Bloco de chumbo 
Substância radioativa Placas eletricamente 
carregadas 
Placa fotográfica 
Raios α 
 
Raios β 
Raios γ 
 
Partículas α possuem carga positiva; são 
atraídas pela placa negativa. 
Raios γ: radiação de alta energia que não possui carga. 
Raios α e β: partículas de movimento rápido 
Partículas β possuem carga negativa 
(elétrons); são atraídas pela placa positiva. 
11 
Henri Becquerel, Marie 
Curie e Pierre Curie 
Átomo de Rutherford: experimento 
Polônio 
Fonte de partículas α 
Feixe de partículas α 
Blindagem de chumbo 
Folhas de ouro 
Tela fluorescente 
Partículas α 
Átomos de ouro 
núcleo 
Fonte: https://www.ck12.org/book/CK-12-Chemistry-Intermediate/section/4.2/ 
Se Thomson estivesse correto: 
+ 
+ 
+ 
partículas α 
Observaram que, embora 
muitas partículas α 
atravessassem as folhas de ouro 
em linha reta, algumas foram 
espalhadas. 
Algumas partículas emergiam 
da superfície do ouro após o 
choque, sem atravessar a folha. 
Núcleo 
12 
Fonte:http://espetacularquimica.blogspot.com.br/
2013/02/modelo-atomico-de-rutherford.html 
Massa do núcleo = mprótons + mnêutrons 
Compõe quase toda massa do átomo. 
Átomo de Rutherford 
Conclusão: núcleo positivo Centro do átomo 
Núcleo muito pequeno e denso 
Átomo: núcleo e eletrosfera 
Eletricamente neutro 
Núcleo + : prótons 
Eletrosfera - : elétrons 
Rutherford concluiu também: prótons continham toda a carga do núcleo, mas 
sozinhos não podiam compor sua massa 
mprótons = mnêutrons 
Nêutrons: não possuem carga 
13 
Modelo planetário 
James Chadwick: descobriu os nêutrons 
Descobertos 
por Rutherford 
Modelo Atual para a Estrutura Atômica 
Região extranuclear: elétrons 
 carga negativa 
 massa muito pequena 
Núcleo atômico: centro do átomo 
 prótons (carga positiva) 
 nêutrons 
 massa do átomo 
 
Eletricamente 
neutro 
 Número atômico (Z): número de prótons 
 Número de massa (A): soma do número de protóns e nêutrons presentes no núcleo 
Próton: +1 
Elétron: -1 
Nêutron: 0 
X 
A 
 
Z 
14 
Átomo: prótons, elétrons enêutrons 
Na 
23 
 
11 
Qual o número de massa, prótons, elétrons e nêutrons? 
Átomo neutro Na+ 
 
Cl - 
Íons 
15 
Isótopos 
Isótonos 
24 
 
12 
Mg 
23 
 
11 
Na 
Mesmo número de nêutrons 
Isóbaros 
40 
 
19 
K 
40 
 
20 
Ca 
Mesmo número de massa 
39 
 
19 
K 
Isótopos 
Isótopos: átomos de um mesmo elemento com diferentes massas 
≠ nº de nêutrons 
C C C 
14 
 
6 
13 
 
6 
12 
 
6 
Mais abundante 
16 
Exercícios 
1. (UFSC) com relação à estrutura da matéria, assinale as opções corretas: 
 
01. A matéria é constituída por átomos 
02. Prótons são partículas do átomo 
04. Os elétrons possuem carga positiva 
08. Nêutrons são partículas do átomo 
16. A massa do próton é menor que a massa do elétron 
 
2. (Unisa-SP) Eletrosfera é a região do átomo que: 
 
a) Concentra praticamente toda a massa do átomo 
b) Contém as partículas de carga elétrica positiva 
c) Possui partículas sem carga elétrica 
d) Permanece inalterada na formação dos íons 
e) Tem volume praticamente igual ao volume do átomo 
 
 
17 
Exercícios 
3. (UFMG) Em 1909, Geiger e Marsden realizaram, no laboratório do professor Ernest 
Rutherford, uma série de experiências que envolveram a interação de partículas alfa com a 
matéria. Esse trabalho às vezes é referido como "Experiência de Rutherford". O desenho a 
seguir esquematiza as experiências realizadas por Geiger e Marsden. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Uma amostra de polônio radioativo 
emite partículas alfa que incidem sobre 
uma lâmina muito fina de ouro. Um 
anteparo de sulfeto de zinco indica a 
trajetória das partículas alfa após terem 
atingido a lâmina de ouro, uma vez que, 
quando elas incidem na superfície de 
ZnS, ocorre uma cintilação. 
a) Explique o que são partículas alfa 
b) Descreva os resultados que deveriam ser observados nessa experiência se houvesse uma 
distribuição homogênea das cargas positivas e negativas no átomo 
c) Descreva os resultados efetivamente observados 
d) Descreva a interpretação dada por Rutherford para os resultados dessa experiência 
18 
Exercícios 
Átomo ou íon 
Número de prótons, de elétrons e de nêutrons, 
respectivamente 
35 
 
17 
Cl - 
56 
 
26 
Fe 
1 
 
1 
H 
27 
13 
Al 3+ 
31 
13 
Al 
4. Complete a tabela 
19 
Exercícios 
5. (UFSM-RS) A alternativa que reúne apenas espécies isoeletrônicas é: 
 
a) S, Cl-, K+ 
b) Ne, Na, Mg 
c) Ca2+, Sr2+, Ba2+ 
d) Cl-, Br-, I- 
e) N3-, F-, Al3+ 
 
6. (UFPA) Os isótopos do hidrogênio recebem os nomes de prótio (1H
1), 
deutério (1H
2) e trítio (1H
3). Nesses átomos os números de nêutrons são, 
respectivamente, iguais a: 
 
a) 0, 1 e 2. 
b) 1, 1 e 1. 
c) 1, 1 e 2. 
d) 1, 2 e 3. 
e) 2, 3 e 4. 
mesmo número 
de elétrons 
20 
Átomo de Dalton: 
“Bola de Bilhar” 
Átomo de Thomson: 
“Pudim de passas” 
Átomo de Rutherford: 
“Modelo planetário” 
 Elemento 
 Transformações químicas 
 Compostos químicos Indivisível 
Neutro 
Maciço 
Divisível 
Elétrons: carga negativa 
Esfera positiva 
 Elétrons: massa muito 
pequena 
 Esfera positiva: responsável 
pela massa do átomo 
 Proporção carga/massa do 
elétron 
 Núcleo pequeno e denso: 
responsável pela massa do 
átomo 
 Nêutrons: possuem massa 
mas não têm carga (James 
Chadwick) 
Núcleo: prótons 
Eletrosfera: elétrons 
Elétrons circulando em orbita 
Resumo: Teoria atômica 
21 
Comportamento dos 
elétrons no átomo 
Número de elétrons 
 
Distribuição dos elétrons ao redor do núcleo 
Estrutura do átomo Núcleo: prótons e nêutrons 
Eletrosfera: elétrons 
Dalton, Thomson, Rutherford... Modelo atômico atual 
Se todos os átomos são formados por prótons, elétrons e nêutrons, por que 
as propriedades dos elementos são tão distintas? 
22 
Modelo planetário: Rutherford Falha 
Possibilidades de movimento do elétron de acordo com a 
física clássica: 
1) Elétron estacionário: a atração núcleo-elétron provocaria a 
movimentação do elétron em direção ao núcleo 
Colapso 
2) Elétron em movimento: trajetória ao redor do núcleo. 
 Quando uma partícula carregada experimenta uma mudança de na direção 
do seu movimento, esta emite energia radiante. (Lei de Maxwell) 
 Se um elétron perdesse energia por radiação, cairia lentamente e alteraria 
o raio de sua órbita, e sua distância ao núcleo diminuiria. 
Colapso 
O elétron espiralaria em direção ao núcleo. 
Existiria algum problema com a física clássica? 
23 
Estrutura eletrônica do átomo 
Átomo de Bohr: ano 1913 
 Percebeu que a elucidação da estrutura eletrônica do átomo seria 
encontrada na natureza da luz emitida pelas substâncias quando absorviam 
energia. Ele acreditava que esta luz era produzida quando elétrons nos átomos 
sofriam alterações de energia. 
Para propor seu modelo para o comportamento dos elétrons no átomo ele usou os conceitos: 
Max Planck 
Em 1900, propôs que a energia podia ser liberada (ou absorvida) por 
átomos apenas em pedaços distintos de tamanhos mínimos. 
 
quantum fóton 
Pacotes de energia 
ou 
 Radiação eletromagnética (J. C. Maxwell) 
 Quantização da energia (Max Planck) 
 Efeito fotoelétrico (Albert Einstein) 
 Espectros de linhas do Hidrogênio 
 
Dualidade onda-partícula 
Aumento energia 
Fonte: http://vagnerbertoloto.blogspot.com.br/2013/06/modelos-atomicos.html 
24 
 
 Elétrons ocupam níveis de energia quantizados 
 Níveis energéticos: K L M N O P Q: contêm população de elétrons determinadas 
 
Estrutura eletrônica do átomo 
Átomo de Bohr 
Em um átomo, um elétron não está livre para ter qualquer quantidade de energia. 
A energia de um elétron em um átomo é quantizada. 
 Átomo não entraria em colapso. 
25 
 Estado fundamental: estado 
onde todos os elétrons estão 
nos níveis de energia mais 
baixos que estão disponíveis, 
obedecendo a população 
máxima de elétrons em cada 
nível. 
Modelo planetário modificado no qual cada nível de energia quantizado corresponde 
a uma órbita eletrônica circular, específica e estável com energia quantizada. 
Estrutura eletrônica do átomo 
Átomo de Bohr 
Aumento energia 
26 
 Quando o átomo absorve energia, alguns de seus elétrons saltam de níveis 
energéticos mais baixos para níveis energéticos mais altos. 
 
 Estado fundamental Estado excitado 
Estrutura eletrônica do átomo 
Átomo de Bohr 
1 2 3 4 
N M L K 
Energia 
Quando átomos são submetidos a descargas 
elétricas ou são aquecidos, eles absorvem 
esta energia e em seguida a liberam como 
radiação; 
 
Se a emissão for na região visível do 
espectro eletromagnético conseguimos 
visualizar as cores 
Átomos absorvem apenas certas 
quantidades de energia 
(pacotes de energia) 
27 
 Quando os elétrons voltam do nível energético mais alto para o mais baixo, há 
liberação de energia na forma de radiação eletromagnética (fóton ou quantum 
de energia). 
 Estado excitado Estado fundamental 
 
Luz 
(fóton) 
1 2 3 4 
N M L K 
1 2 3 4 
N M L K 
Quantum da 
energia 
eletromagnética 
Estrutura eletrônica do átomo 
Átomo de Bohr 
Energia 
Cada átomo apresenta um espectro de linhas diferente, com 
comprimentos de onda de emissão característicos. 
28 
Estrutura eletrônica do átomo 
 Dúvida: O movimento dos elétrons deveria tornar-se cada vez mais lento. 
 
Resposta: Um elétron não emite energia enquanto permanecer numa 
mesma órbita, portanto, seu movimento não deve desacelerar 
 
 
 
 Dúvida: Comoo núcleo e o elétron apresentam cargas elétricas opostas 
eles deveriam atrair-se mutuamente, seria de se esperar um movimento 
em espiral dos elétrons até a colisão destes com o núcleo. 
 
Resposta: Para que um elétron permaneça em sua órbita, a atração 
eletrostática entre ele e o núcleo deve ser igual à força centrífuga que tende 
a afastar o elétron de sua órbita. 
Dúvidas de Rutherford Respostas de Bohr. 
Movimento do elétron 
29 
Exercícios 
7. (UFPI) O sulfeto de Zinco – ZnS – tem a propriedade denominada de fosforescência, 
capaz de emitir um brilho amarelo-esverdeado depois de exposto à luz. Analise as 
afirmativas a seguir, todas relativas ao ZnS, e indique a opção correta: 
 
a) salto de núcleos provoca fosforescência. 
b) salto de nêutrons provoca fosforescência. 
c) salto de elétrons provoca fosforescência. 
d) elétrons que absorvem fótons aproximam-se do núcleo. 
e) ao apagar a luz, os elétrons adquirem maior conteúdo energético. 
 
8. (UFRS) Em fogos de artifício, as diferentes colorações são obtidas quando se adicionam 
sais de diferentes metais às misturas explosivas. Assim, para que se obtenha a cor verde é 
utilizado o cobre, enquanto para a cor vermelha utiliza-se o estrôncio. A emissão de luz com 
cor característica para cada elemento deve-se: 
a) aos elétrons desses íons metálicos, que absorvem energia e saltam para níveis mais 
externos e, ao retornarem para os níveis internos, emitem radiações com coloração 
característica. 
b) às propriedades radioativas desses átomos metálicos. 
c) aos átomos desses metais, que são capazes de decompor a luz natural em um espectro 
contínuo de luz visível. 
d) baixa eletronegatividade dos átomos metálicos. 
e) aos elevados valores de energia de ionização dos átomos metálicos. 
 
30 
Exercícios 
9. (UFRS-RS) O conhecimento sobre estrutura atômica evoluiu à medida que determinados 
fatos experimentais eram observados, gerando a necessidade de proposição de modelos 
atômicos com características que os explicassem. 
 A associação correta entre o fato observado e o modelo atômico proposto, a partir 
deste subsídio, é: 
 
a) I – 3; II – 1; III – 2; IV – 4 
b) I – 1; II – 2; III – 4; IV – 3 
c) I – 3; II – 1; III – 4; IV – 2 
d) I – 4; II – 2; III – 1; IV – 3 
e) I – 1; II – 3; III – 4; IV – 2 
Mecânica quântica (ou ondulatória) 
Orbitais: região do átomo com 
maior probabilidade de se 
encontrar o elétron 
31 
 Tentativa de determinar a velocidade e a posição dos elétrons 
 
 Elétron: partícula muito pequena 
 
 
 
 
 Schrödinger propôs que cada elétron em um átomo tem um conjunto de 
quatro números quânticos 
Qualquer instrumento que fosse usado na 
determinação poderia influenciar no seu movimento 
 Desenvolvimento da equação de ondas: permite determinar uma 
probabilidade de encontrar um elétron numa dada região do espaço. 
Heisenberg: “Não é possível determinar a posição e a velocidade de um 
elétron num mesmo instante.” 
Estrutura eletrônica do átomo 
Sabendo-se que 
o elétron tem 
comportamento 
dualístico 
Número quântico principal: n 
Refere-se ao nível de energia 
n = 1, 2, 3, ... 
 Determinação da energia de um elétron 
 
 Define o tamanho de um orbital 
 Elétrons mais distantes do núcleo n Tamanho dos orbitais 
Nível eletrônico 
 
 
Conjunto de orbitais com o 
mesmo valor de n 
32 
Número quântico secundário: l 
Refere-se ao subnível de energia 
Valor de l 
 
Símbolo do subnível 
correspondente 
0 s 
1 p 
2 d 
3 f 
 Cada subnível possui um número específico de orbitais 
 
 Define o formato de um orbital 
2 e- 
6 e- 
10 e- 
14 e- 
1 orbital 
3 orbitais 
5 orbitais 
7 orbitais 
Subnível de energia 
 
 
Conjunto de orbitais com 
mesmos valores de n e l 
33 
Subnível p: orbital halteres; 3 orbitais 
z 
x 
y 
z 
x 
y 
z 
x 
y 
px py pz 
px py pz 
Subnível s: orbital esférico; 1 orbital 
1s 
z 
x 
y 
2s 
z 
x 
y 
Orbital: quadrícula 
Representação dos orbitais 
s 
34 
dyz dxz dxy 
dz 2 dx - y 2 2 
Subnível d: 5 orbitais 
dyz dxz dxy d d X2-y2 z2 
Subnível f: 7 orbitais 
35 
Número quântico magnético: ml 
 Pode ter valores inteiros entre +l e -l, incluindo zero. 
 
 Descreve a orientação do orbital no espaço. 
Orbitais em um determinado subnível diferem apenas quanto à sua 
orientação no espaço, não quanto à sua energia. 
Valores permitidos de ml: 2.l + 1 
 
Subnível Valor 
de l 
Quantidade de 
orbitais 
Valores permitidos ml: 2.l + 1 Representação 
gráfica dos orbitais 
s l = 0 1 orbital 2 . 0 + 1 = 1 0 
p l = 1 3 orbitais 2 . 1 + 1 = 3 -1, 0, +1 
d l = 2 5 orbitais 2 . 2 + 1 = 5 -2, -1, 0, +1, +2 
f l = 3 7 orbitais 2 . 3 + 1 = 7 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 
36 
Número quântico magnético de spin: ms 
37 
O elétron aparentemente comporta-se como se fosse uma esfera minúscula 
rodando em torno do seu próprio eixo 
Valores possíveis: +1/2 e - 1/2 
Elétron emparelhado 
Elétron desemparelhado 
Cada orbital um quadrículo: 
Princípio da exclusão de Pauli 
s 
p 
Um orbital pode receber o máximo de dois elétrons, e 
eles devem ter spins opostos. 
38 
Dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto de quatro 
números quânticos (n, l, ml e ms) iguais. 
1s 2s 2p 
1H 
2He 
3Li 
4Be 
5B 
7N 
6C 
10Ne 
39 
Regra de Hund 
Para orbitais degenerados, a menor energia será obtida quando o 
número de elétrons com o mesmo spin for maximizado. 
Mudança de nível, salto largo de energia. 
Maior distância do elétron ao núcleo. 
Não importa se px, py ou pz, pois todos 
têm a mesma energia 
Spins paralelos (desemparelhados) 
40 
Exercícios 
10. Coloque no esquema abaixo, que representa determinado subnível, um total 
de 7 elétrons: 
 
 
 
Indique os quatro números quânticos do último elétron colocado, sabendo que 
esse subnível é da camada M. 
11. (Ufac) Um elétron localiza-se na camada “2” e subnível “p” quando apresenta 
os seguintes valores de números quânticos: 
a) n = 4 e ℓ= 0 
b) n = 2 e ℓ= 1 
c) n = 2 e ℓ= 2 
d) n = 3 e ℓ= 1 
e) n = 2 e ℓ= 0 
41 
Exercícios 
12. (UFPI) Indique a alternativa que representa um conjunto de números 
quânticos permitido: 
a) n = 3; ℓ = 0, m= 1; s = +1/2 b) n = 3; ℓ = 4, m= 1; s = +1/2 
c) n = 3; ℓ = 3, m= 0; s = +1/2 d) n = 3; ℓ = 2, m= 1; s = +1/2 
e) n = 4; ℓ = 0, m= 3; s = -1/2 
13. Böhr estabeleceu em sua teoria atômica que os elétrons giram em 7 órbitas 
circulares denominadas níveis ou camadas ao redor do núcleo, como mostra a 
seguinte ilustração: 
 
Segundo Böhr, o átomo pode ter no máximo 7 camadas. Qual delas é a mais 
energética? 
 
a) camada K 
b) camada L 
c) camada N 
d) camada P 
e) camada Q 
Elétrons de valência: último nível preenchido 
Configurações eletrônicas 
Distribuição dos elétrons em um átomo 
Diagrama de Linus Pauling 
Distribuição dos elétrons em ordem 
crescente de energia 
26Fe: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Subnível de valência Subnível de maior energia 
Ex: 35Br, 11Na, 17Cl 
 
Distribuições irregulares: 24Cr e 29Cu 42 
Configurações eletrônicas e tabela periódica 
Tabela periódica: guia para a ordem na qual os orbitais são preenchidos 
Elementos com mesmo padrão de configurações eletrônicas de níveis mais 
externos (valência) estão distribuídos em colunas. 
1A 
2A 
3A 
4A 
5A 
6A 
7A 
8A 
ns1 
ns2 
ns2 np1 
ns2 np2 
ns2 np3 
ns2 np4 
ns2 np5 
ns2 np6 43 
1A 
2A 3A 4A 5A 6A 7A 
8A 
Configuraçõeseletrônicas e tabela periódica 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 
44 
Organização da Tabela Periódica 
FAMÍLIA OU GRUPO: Organização dos elementos com propriedades 
físicas e químicas semelhantes 
45 
PERÍODO: Fileiras horizontais que distribuem os elementos 
em ordem crescente de número atômico 
Organização da Tabela Periódica 
46 
 Classificação dos Elementos: Representativos (1A a 8A) 
Metais alcalinos 
Organização da Tabela Periódica 
47 
Metais alcalinos terrosos 
 Classificação dos Elementos: Representativos (1A a 8A) 
Grupo do boro 
Organização da Tabela Periódica 
48 
 Classificação dos Elementos: Representativos (1A a 8A) 
Grupo do carbono 
Organização da Tabela Periódica 
49 
 Classificação dos Elementos: Representativos (1A a 8A) 
Grupo do nitrogênio 
Organização da Tabela Periódica 
50 
 Classificação dos Elementos: Representativos (1A a 8A) 
Calcogênios 
Organização da Tabela Periódica 
51 
 Classificação dos Elementos: Representativos (1A a 8A) 
Halogênios 
Organização da Tabela Periódica 
52 
 Classificação dos Elementos: Representativos (1A a 8A) 
Gases nobres 
Organização da Tabela Periódica 
53 
 Classificação dos Elementos: Metais de transição e metais do 
bloco f 
Metais de Transição 
Metais do bloco f 
Organização da Tabela Periódica 
54 
Propriedades dos elementos 
Metais Sólidos, maleáveis, dúcteis, bons condutores de 
eletricidade e tendem a perder elétrons 
90 % da Tabela Periódica 
55 
Propriedades dos elementos 
Não -metais Quebradiços, opacos e tendem a ganhar elétrons. À 
exceção do C grafite, não conduzem eletricidade 
56 
Metais Não-metais 
Brilho metálico Não têm brilho 
Bons condutores de calor e eletricidade 
Pobres condutores de calor e 
eletricidade 
Maleabilidade Sete destes elementos existem como 
moléculas diatômicas: 
 
H2(g) N2(g) O2(g) F2(g) 
Cl2(g) 
Gases 
 
Br2(l) I2(s) 
Líquido Sólido 
Elasticidade 
Ductibilidade 
Plasticidade 
Densidade elevada 
Insolúveis em água 
Ponto de Fusão geralmente elevados 
(sólidos, exceto Hg) 
Os outros existem como sólidos 
Átomos de metais: Tendem a perder 
elétrons para formar íons positivos 
(cátions) 
 
Eletropositividade 
Átomos de não-metais: Tendem a 
ganhar elétrons para formar íons 
negativos (ânions) 
 
Eletronegatividade 
57 
Metais alcalinos 
Metais alcalino-terrosos 
Tendências de grupo para os metais ativos 
Metais alcalinos 
Metais alcalino terrosos  Tendem a perder 1 elétron: Na+ 
 Tendem a perder 2 elétrons: Ca2+ 
 Reagem violentamente com água 
 2Na(s) + 2H2O 2NaOH(aq) + H2(g) 
 Emitem cores características quando em chama 
 Emitem cores características quando em chama 
58 
Tendências de grupo para alguns não-metais 
Halogênios 
 Moléculas diatômicas: 
F2 e Cl2: gases 
Br2: líquido 
I2: sólido 
 Tendem a ganhar 1 elétron para formar um íon haleto, X- 
 Reagem com metais para formar haletos iônicos: 
 
 ex: NaCl, MgCl2, KBr
 
 Reagem com hidrogênio para formar haletos de hidrogênio gasosos: 
 
 H2(g) + X2(g) 2HX(g) 
 
 (HCl, HBr, HI e HF) 
Halogênios 
59 
Hidrogênio 
Gases Nobres 
Tendências de grupo para alguns não-metais 
Hidrogênio Gases Nobres 
Monoatômicos : He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
 
 São inertes (mas podem fazer ligações) 
 
 Subníveis s e p completamente preenchidos: pouco reativos 
 
 Grupo particular 
 
 Compartilha seu elétron com não-metais 
formando compostos moleculares 
 Reage com metais ativos para formar hidretos metálicos (íon hidreto: H-) 
 
 Pode perder elétron e formar o cátion H+ (química em solução aquosa) 
 
60