1col md quimica vol117

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Sumario
A conquista e a exploração da América Espanhola ................................................................... 7
1.Os fundamentos da colonização: Mercantilismo e Absolutismo ........................................ 7
A Era da colonização ........................................................................................................................ 7
2.A conquista espanhola da América ............................................................................................8
1.A conquista espanhola da América .......................................................................................... 12
Sumário do Volume
Química
1. A estrutura atômica: dos gregos à atualidade ............................................................5
1.1 Os gregos e a descoberta do átomo .......................................................................................5
1.2 A indivisibilidade do átomo: modelo atômico de Dalton ...................................................5
1.3 Thomson e o fi m da indivisibilidade do átomo – A descoberta do elétron .................. 6
1.4 Rutherford: A descoberta do núcleo atômico ...................................................................... 8
1.5 Os espectros e o modelo atômico de Bohr ........................................................................ 9
1.6 A confi guração eletrônica dos elementos ...........................................................................13
2. A Tabela Periódica e suas propriedades ....................................................................21
2.1 As famílias e os períodos da Tabela Periódica .....................................................................21
2.2 A localização do elemento e sua confi guração eletrônica ............................................. 23
2.3 Propriedades periódicas dos elementos químicos ........................................................... 25
3. A união entre os átomos: as ligações químicas ........................................................33
3.1 A diferença de eletronegatividade: ligação iônica ............................................................. 34
3.2 Compartilhando: a ligação covalente .................................................................................. 38
3.3 A união de dois metais: a ligação metálica ......................................................................... 42
4. Formas espaciais nos compostos moleculares: geometria, polaridade e 
interações ....................................................................................................................... 48
4.1 A disposição dos átomos: geometria molecular ...............................................................48
4.2 A polaridade das ligações ....................................................................................................... 52
4.3 As forças intermoleculares ..................................................................................................... 54
Sumário Completo
Volume 1
1. A estrutura atômica: dos gregos à atualidade
2. A Tabela Periódica e suas propriedades
3. A união entre os átomos: as ligações químicas
4. Formas espaciais nos compostos moleculares: geometria, polaridade e interações
Volume 2
5. Substâncias e misturas: Características, propriedades e 
métodos de separação
6. As substâncias no cotidiano: Estudo das funções 
inorgânicas
7. Leis das reações químicas
Volume 3
8. Medidas em química: cálculos químicos
9. Da cozinha à indústria: O cálculo estequiométrico
10. O estudo dos gases
51ª série do Ensino Médio - Vol. 1
1. A estrutura atômica: dos gregos à atualidade
1.1 Os gregos e a descoberta do átomo
Como se formam as diferentes substâncias? Do que o nosso corpo é constituído? Para responder a essas e muitas outras perguntas, é preciso compreender o conceito de 
átomo.
 A ideia de átomo é antiga. Ela começou a ser edificada por volta do quinto século antes de 
Cristo pelos filósofos gregos Leucipo e Demócrito. 
 Esses dois filósofos chegaram à concepção de átomo ao observar o comportamento da 
matéria ao ser dividida. No entanto, chegava-se a um ponto que essa divisão não poderia ocorrer 
mais: o átomo. Portanto, para eles, átomos eram partículas inimaginavelmente pequenas; a 
menor partícula que poderia existir de um elemento.
Fig.1.1 Fig.1.2 - Demócrito (460 - 370 A.C.)
1.2 A indivisibilidade do átomo: modelo atômico de Dalton
Retomando a ideia dos filósofos Leucipo e Demócrito, o cientista John Dalton apresentou, em 1803, sua ideia sobre o átomo através de um trabalho intitulado Absorption of gases by water 
and other liquids, em tradução livre, “Absorção de gases pela água e outros líquidos”, na Royal 
Institution de Londres.
 Além de reviver a ideia do átomo como uma partícula indivisível, Dalton conseguiu, através de 
experimentos, mostrar os átomos como partículas maciças e indestrutíveis.
 Ele também fez muitas medidas da razão das massas dos elementos que se combinavam para 
formar compostos, podendo formular suas hipóteses atômicas:
a) Não é possível criar nem destruir átomos, apenas rearranjá-los nas reações químicas. 
b) Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em todas as propriedades (forma, 
tamanho, massa etc.).
c) Átomos de elementos diferentes possuem massas e demais características diferentes.
Química
Química
6 1ª série do Ensino Médio
d) Os átomos de diferentes elementos podem combinar entre si formando compostos.
 O modelo atômico de Dalton fi cou conhecido como modelo da “bola de bilhar”, já que, assim 
como a bola de bilhar, o átomo seria maciço, esférico e indivisivel. 
Fig.1.3 Fig.1.4
1.3 Thomson e o fi m da indivisibilidade do átomo – A descoberta do 
elétron
Você já tentou atritar um bastão de vidro em um pedaço de lã e, em seguida, colocá-lo próximo a pequenos pedaços de papel, a um balão ou a um pequeno jato de água? Se sim, reparou 
que ocorre atração em direção ao bastão.
 Em todos os casos, isso ocorre porque a matéria torna-se eletrizada, ou seja, adquire carga.
 Mas voltemos ao modelo atômico de Dalton: Se a matéria, que é constituída de átomos, pode 
se tornar eletrizada, como podemos considerar o átomo como indivisível?
 Foi por fenômenos com essas características que houve a necessidade de um modelo atômico 
mais complexo que o de Dalton.
 O físico britânico J. J. Thomson, ao analisar os chamados raios catódicos, emitidos quando 
uma alta diferença de potencial é aplicada 
entre dois eletrodos (contatos metálicos) em 
um tubo de vidro sob vácuo, mostrou que 
esses raios eram feixes de partículas carregadas 
negativamente. Esses feixes se originavam dos 
átomos que constituíam o eletrodo carregado 
negativamente, que é chamado de cátodo. 
 Ele também observou que, qualquer que 
fosse o metal utilizado, as partículas carregadas 
eram as mesmas, logo, faziam parte de todos os átomos. Tais partículas foram chamadas de 
elétrons, e o símbolo que as representa é: e-.
- +
Polo
negativo
(cátodo)
Polo
positivo
(ânodo)
Bomba de vácuo
LuminosidadeGás qualquer
a baixa pressão
Fig.1.6
- +
ÂnodoCátodo
Gás qualquer
a baixíssima
pressão
Raios
catódicos
Mancha
luminosa
Fig.1.7
+++
++
Fig.1.5
A estrutura atômica: dos gregos à atualidade
7Volume 1
Saiba mais
 Joseph John Thomson estudou física na Universidade de Cambrige e recebeu o Prêmio 
Nobel de física em 1906, defendendo que o elétron é um constituinte da matéria. Em 1918, 
tornou-se mestre do Trinity College em Cambridge, onde permaneceu até sua morte, em 
1940, e foi enterrado na Abadia de Westminster, perto de Isaac Newton.
 Feitas suas conclusões sobre a presença do elétron, Thomson propôs 
que o átomo seria uma esfera de carga elétrica positiva. Nessa esfera, 
os elétrons estariam encrustados, espalhados por ela, sendo a carga 
total do átomo nula, pois a cargatotal desses elétrons compensaria a 
carga positiva da esfera em que estão contidos.
 Esse modelo fi cou conhecido como “pudim de passas”, em que o 
pudim seria a massa de cargas positivas (esfera positivamente carregada) 
e as passas, os elétrons. Portanto não era necessário o átomo ter muitos 
elétrons para dar conta da massa, sendo, então, o material positivo a 
parte mais massiva do átomo.
Exercícios de sala
1 No fi m do século XIX, começaram a aparecer evidências de que o átomo não era a menor partícula 
constituinte da matéria. Em 1897, tornou-se pública a demonstração da existência de partículas 
negativas pelo cientista inglês:
a) Dalton.
b) Rutherford.
c) Bohr.
d) Thomson.
e) Proust.
2 (PUC-RS) O átomo, na visão de Thomson, é constituído de:
a) níveis e subníveis de energia.
b) cargas positivas e negativas.
c) núcleo e eletrosfera.
d) grandes espaços vazios.
e) orbitais.
3 (UNESP-SP) No ano de 1897, o cientista britânico J.J. Thomson descobriu, através de experiências 
com os raios catódicos, a primeira evidência experimental da estrutura interna dos átomos. O modelo 
atômico proposto por Thomson fi cou conhecido como “pudim de passas”. Para esse modelo, pode-se 
afi rmar que:
a) o núcleo atômico ocupa um volume mínimo no centro do átomo.
b) as cargas negativas estão distribuídas homogeneamente por todo o átomo.
c) os elétrons estão distribuídos em órbitas fi xas ao redor do núcleo.
d) os átomos são esferas duras, do tipo de uma bola de bilhar.
e) os elétrons estão espalhados aleatoriamente no espaço ao redor do núcleo.
Fig.1.8
+ -
-
-
-
-
-
++
+
Fig.1.9 - Modelo proposto por 
Thomson: esfera positiva com 
elétrons espalhados
Química
8 1ª série do Ensino Médio
4 Os raios catódicos são constituídos de
a) elétrons.
b) ânions.
c) cátions.
d) prótons.
e) nêutrons.
1.4 Rutherford: A descoberta do núcleo atômico
Ernest Rutherford era um cientista neozelandês, que, em 1911, conseguiu, através de um experimento não muito complicado, criar um novo modelo atômico e descartar o modelo de 
Thomson.
 O cientista sabia que alguns elementos, como o radônio, emitiam feixes de partículas 
carregadas positivamente, as quais ele denominou partículas α (alfa). Assim, ele, com o auxílio de 
dois de seus estudantes, Hans Geiger e Ernest Marsden, pegou um pedaço do metal polônio (Po), 
que emite partículas alfa (α), e colocou em uma caixa de chumbo com um pequeno orifício.
 As partículas alfa atravessavam outras placas de chumbo através de orifícios em seu centro. 
Depois, eram lançadas para uma lâmina muito fina (10-4mm) de ouro (Au) a fi m de observarem se 
elas iriam sofrer algum desvio.
Fig.1.10
 Os resultados evidenciaram que:
- a maioria das partículas α conseguia atravessar a lâmina sem sofrer nenhum desvio, ou seja, não 
encontravam obstáculos pelo caminho.
- algumas partículas α conseguiam atravessar a lâmina, porém sofriam um grande desvio em sua 
trajetória, encontrando um pequeno obstáculo.
- poucas das partículas não conseguiam atravessar a lâmina, voltando para o mesmo lado que 
foram lançadas, encontrando um obstáculo que não era possível vencer.
 De acordo com as evidências, Rutherford percebeu que o átomo não poderia ser uma esfera 
carregada positivamente de maneira uniforme, concluindo que:
- o átomo possuía enormes espaços vazios, para que muitas partículas α fossem capazes de 
atravessar a lâmina em linha reta.
- o átomo possuía suas cargas positivas concentradas em um único local central do átomo, que 
seria chamado de núcleo.
- as partículas α que passavam próximas ao núcleo sofriam uma repulsão, desviavam-se, mas 
atravessavam a lâmina.
A estrutura atômica: dos gregos à atualidade
9Volume 1
- as partículas que colidiam com o núcleo voltavam para o mesmo lado. Isso acontecia porque o 
núcleo concentrava uma grande massa e tinha a mesma carga que a partícula, impedindo que a 
partícula α continuasse sua trajetória.
 Mas e os elétrons? Foram excluídos por Rutherford?
 Rutherford propôs que os elétrons estariam espalhados ao redor 
do núcleo, girando, em contínuo movimento, semelhante aos planetas 
no Sistema Solar. Ele ainda constatou, de acordo com as observações 
acima, que o núcleo era muito pequeno em relação ao restante do 
átomo.
Saiba mais
A DESCOBERTA DE UMA TERCEIRA PARTÍCULA: O NÊUTRON
 Quando o cientista chamado F. W. Astan descobriu, através de experimentos, que o gás neônio possuía 
dois tipos de átomos com massas atômicas diferentes, iniciou-se uma busca maior ainda para explicar como 
isso poderia acontecer, se, até então, só se reconheciam os prótons e os elétrons como partículas de um 
átomo, sendo os prótons bem maiores em número de massa que os elétrons.
 Novamente, Rutherford estava envolvido nessa pesquisa e elaborou a hipótese de que, no núcleo do 
átomo, também haveria uma outra partícula compartilhando espaço com os prótons. No entanto essa 
partícula não teria carga elétrica.
 Mas foi o físico britânico James Chadwick que estudou a fundo essas partículas sem carga, ou seja, neutras. 
Ele montou o seguinte equipamento:
Polônio
Berílio
Alfas
Radiação
desconhecida
Câmara de
ionização
Oscilógrafo
5 10
Fig.1.12
 A fonte radioativa de polônio emitia partículas alfa que incidiam sobre um 
disco de berílio. O berílio bombardeado pelas alfas produziu uma radiação neutra 
desconhecida. Para descobrir a natureza dessa radiação, Chadwick captou-a em 
uma câmara de ionização. Após vários experimentos e observações, Chadwick 
supôs que a radiação fosse composta de partículas neutras com peso semelhante 
ao peso do próton. Essas partículas fi caram conhecidas como nêutrons e, em 1935, 
James Chadwick ganhou o Prêmio Nobel de física pela descoberta.
1.5 Os espectros e o modelo atômico de Bohr 
Apesar de conseguir explicar a distribuição das partículas nos átomos, o modelo de Rutherford era falho para a seguinte teoria: Toda partícula que está em movimento e possui carga elétrica 
perde energia. Portanto, já que o elétron estava em movimento e possuía carga elétrica, perderia 
energia até cessar seu movimento, o que não acontecia no átomo real.
 Foi então que Bohr, baseado nos trabalhos de Plank e Einstein, resolveu estudar esse fato. Para 
compreender o que foi proposto por Niels Bohr, vamos, primeiramente, estudar sua proposta 
para a explicação teórica dos espectros de linha.
-
-
-
++
+
Fig.1.11
Fig.1.13
Química
10 1ª série do Ensino Médio
 Quando uma lâmpada comum passa por um prisma, ela é decomposto em várias cores, isso 
porque é produzida radiação de vários comprimentos de ondas diferentes. Quando essa radiação 
é separada em seus diferentes comprimentos de onda componente, um espectro é produzido. 
Esse espectro, contendo todos os comprimentos de onda, é chamado espectro contínuo; e seu 
melhor exemplo é o arco-íris.
Lâmpada
comum
Filme
fotográfico
Fenda
Prisma
Espectro (contínuo)
da luz visível
Aumenta a
frequência
Vi
ol
et
a
Az
ul
Ve
rd
e
Am
ar
el
o
La
ra
nj
a
Ve
rm
el
ho
Fig.1.14
 Contudo, se fi zermos o mesmo, mas utilizando, por exemplo, uma lâmpada de gás, o espectro 
não fi cará completo, apenas linhas de poucos comprimentos de ondas estarão presentes no 
espectro resultante, dependendo do gás utilizado. Teremos, então, um espectro de linha ou 
espectro atômico.
Fig.1.15 - TESTES DE CHAMAS PARA IDENTIFICAÇÃO DE METAIS
400 450 500 550 600 650 700nm
Na
400 450 500 550 600 650 700nm
H
a)
b)
Fig.1.16 - O espectro de linhas de (a) Nal; (b) H
O modelo atômico propriamente dito
 Para explicar o que notou com os espectros atômicos observados, Bohr utilizou o espectro 
do átomo de hidrogênio e propôs alguns postulados:
1- Os elétrons movimentam-se ao redor do núcleo em órbitas circulares, chamadas camadas ouníveis de energia. Cada camada possuiu seu valor específi co de energia (quântico).
A estrutura atômica: dos gregos à atualidade
11Volume 1
2- Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias defi nidas, são permitidas 
para os elétrons em um átomo. Logo, não é permitido a um elétron permanecer entre dois níveis. 
 Com isso, um elétron em seu estado de energia permitido não irradia energia, não se move 
em direção ao núcleo nem cessa seu movimento.
3-Um elétron pode passar de um nível de energia para outro mais externo, desde que receba 
energia externa, fi cando excitado. Ao retornar ao seu nível fundamental, ele libera o excesso de 
energia como fóton.
Energia
+
Energia
+
Fig.1.17 - Absorção de energia Fig.1.18 - Retorno ao estado fundamental
 Para os átomos que se conhecem até hoje, são encontrados elétrons em 7 camadas ou níveis, 
que podem ser designadas tanto níveis 1 a 7 como K a Q. A energia de que o elétron precisa para 
estar em cada uma dessas camadas aumenta à medida que nos afastamos do núcleo.
M
L
K
Núcleo
Aumento
de
energia
Fig.1.19
Exercícios resolvidos
5 (UFTM-MG) Fogos de artifício utilizam sais de diferentes íons metálicos misturados com um material 
explosivo. Quando incendiados, emitem diferentes colorações. Por exemplo: sais de sódio emitem 
cor amarela, de bário, cor verde e de cobre, cor azul. Essas cores são produzidas quando os elétrons 
excitados dos íons metálicos retornam para níveis de menor energia. O modelo atômico mais 
adequado para explicar esse fenômeno é o modelo de:
a) Rutherford.
b) Rutherford-Bohr.
c) Thomson.
d) Dalton.
e) Millikan.
Química
12 1ª série do Ensino Médio
Resolução:
 O modelo em questão é o de Rutherford-Bohr. Bohr propôs que, ao receber energia, o elétron de 
um átomo pode passar para um nível mais externo. Ao retornar ao seu nível fundamental, ele emite 
essa energia na forma de fóton, daí a observação das cores.
Saiba mais
O MODELO ATÔMICO ATUAL
 De Broglie, um cientista francês, introduziu, em 1924, a ideia de que o átomo se comportava como uma 
partícula – onda. Assim, originou-se o modelo de átomo atualmente aceito, através do princípio da incerteza 
de Heisenberg. Werner Heisenberg, um físico alemão, propôs que é impossível determinar com exatidão a 
localização e a velocidade de um elétron em um dado instante.
 Através dessa ideia, outro físico, o austríaco Erwin Schrodinger, em 1927, concluiu que, ao invés de 
localizar exatamente o elétron, poderíamos determinar uma região ao redor do núcleo na qual existia maior 
possibilidade de se encontrar um elétron: o orbital.
 Não confunda! Para Bohr, a órbita é uma linha circular que o elétron percorre, na qual sua localização 
pode ser determinada. Neste modelo atômico, orbital é a região de maior probabilidade de se encontrar 
elétron, sem determinar sua localização e velocidade corretas.
+
-
Fig.1.20 - Trajetória para Bohr
+
Fig.1.21 - modelo de Schrodinger
Exercícios de sala
6 Uma importante contribuição do modelo de Rutherford foi considerar o átomo constituído de:
a) elétrons mergulhados numa massa homogênea de carga positiva.
b) uma estrutura altamente compactada de prótons e elétrons.
c) um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron.
d) uma região central com carga negativa chamada núcleo.
e) um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercada por elétrons.
7 Qual destas alternativas indica corretamente o modelo atômico de Niels Bohr?
a) Descobriu o tamanho do átomo e seu tamanho relativo.
b) Os elétrons giram em torno do núcleo em determinadas órbitas.
c) Modelo semelhante a um “pudim de passas” com cargas positivas e negativas em igual número.
d) Modelo semelhante a um “Sistema Solar”, em que o átomo possui um núcleo e uma eletrosfera.
e) Átomos esféricos, maciços e indivisíveis.
A estrutura atômica: dos gregos à atualidade
13Volume 1
8 Para que serviu a experiência do espalhamento das partículas α, feita por Rutherford?
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9 Qual a principal diferença entre o modelo atômico da física quântica e o modelo atômico proposto 
por Bohr?
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1.6 A confi guração eletrônica dos elementos
A existência dos orbitais mostra-nos que dois elétrons, mesmo estando na mesma camada das sete existentes, podem apresentar energias diferentes. Logo, as camadas ou níveis de 
energia existentes em um átomo estão divididas em subcamadas ou subníveis, os quais possuem 
energias diferentes. 
 Os subníveis foram, então, representados pelas letras s, p, d, f. Em cada camada, há um ou 
mais subníveis de energia presentes. Cada subnível é composto por um ou mais orbitais, os 
quais, no máximo, dois elétrons podem ocupar; e quando dois elétrons ocupam um orbital, seus 
spins devem estar emparelhados.
 O subnível s só possui um orbital, o p possui 3 orbitais, o subnível d tem exatamente 5 orbitais 
e, fi nalmente, o subnível f tem 7 orbitais.
subnível s (1 orbital):
subnível p (3 orbitais):
subnível d (5 orbitais):
subnível f (7 orbitais):
Fig.1.22
 Para a construção da confi guração fundamental de um elemento químico, devemos distribuir 
o total de elétrons do átomo em ordem nos orbitais. Essa ordem foi proposta por Linus Pauling, 
que fi cou conhecida como diagrama de Pauling, em que os elétrons estão distribuídos em ordem 
crescente de energia. O total de elétrons para um elemento no estado fundamental é igual a seu 
número atômico (Z), dado na Tabela Periódica.
2s2
1s2
1s2 2s2 3s2...2p5 7p6
2p6
3d10
4f14
ficando ...
5f14
4d10
5d10
6d10
3p6
4p6
5p6
6p6
7p6
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
 Os números que antecedem as letras representam as camadas ou níveis de energia.
Química
14 1ª série do Ensino Médio
 Elétrons na camada mais externa são chamados elétrons de valência e, portanto, a camada 
será a camada de valência. Em geral, somente os elétrons de valência podem ser perdidos em 
reações químicas. Quando o elemento perde elétron, ele se torna um cátion; se o elemento 
ganhar elétron, torna-se um ânion.
Exemplo:
Li+1 = elemento lítio perdeu um elétron.
Cl – 1 = elemento cloro ganhou um elétron.
Exercícios resolvidos
10 Utilizando o diagrama de Pauling, realize a distribuição eletrônica do elemento tungstênio (W), cujo 
número atômico (Z) é igual a 74.
Resolução:
 W (Z = 74) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d4
1.6.1 O número atômico (Z) e número de massa (A)
 Como dito anteriormente, elementos em seu estado fundamental possuem número de elétrons 
iguais ao número atômico. Esse número atômico corresponde ao número de prótons do átomo. 
Todos os átomos de um mesmo elemento químico possuem o mesmo número de prótons no 
núcleo. Como sabemos, um átomo também possui nêutrons. O total dessas partículas em um átomo, 
somado ao total de prótons ou número atômico, fornecerá o número de massa (A) do elemento:
A = Z + n
 Se dois átomos possuem o mesmo número de prótons, mas diferem-se na massa e no número 
de nêutrons, dizemos que eles são isótopos. Já dois átomos com número de massa iguais serão 
isóbaros, e os com mesmo número de nêutrons, isótonos. Também podemos ter dois átomos 
isoeletrônicos, ou seja, que possuem o mesmo número de elétrons.
Representação de um elemento químico:
Z
XA
em que:
X = símbolo do elementoZ e A = números atômicos e de massa, respectivamente.
Exercícios resolvidos
11 Observe esta tabela:
Partícula Número atômico (Z) Prótons Elétrons Nêutrons Número de massa (A)
A --- 83 83 126 ---
D --- 55 54 --- 133
E 16 --- 18 16 ---
G --- 56 54 --- 137
J 55 --- 55 82 ---
A estrutura atômica: dos gregos à atualidade
15Volume 1
 Baseado nos dados acima, indique quais são, respectivamente, isótopos e isóbaros entre si:
a) D e J; G e J.
b) D e G; A e E.
c) A e J; E e G.
d) G e J; A e D.
e) E e G; G e J.
Resolução:
 Completando a tabela, teremos:
A: 
Número atômico: 83 (igual ao número de prótons)
Número de massa: 209 (prótons + nêutrons)
D: 
Número atômico: 55 
Número de nêutrons: 78
E:
Prótons: 16
Massa: 32
G: 
Número atômico: 56
Número de nêutrons: 81
J:
Número de prótons: 55
Número de massa: 137
 Portanto a resposta correta é letra A.
Saiba mais
 O átomo de hidrogênio tem três isótopos que se diferenciam pelo número de massa e, consequentemente, 
pelo número de nêutrons. Tal fato faz com que tenham propriedades físicas e até algumas propriedades 
químicas diferentes. O seu isótopo com massa 2 u recebe o nome de deutério (D), e o de massa 3 u, trítio (T).
Hidrogênio
H
1
1 H
2
1 H
3
1
Deutério Trítio
Exercícios de sala
12 A corrosão de materiais de ferro envolve a transformação de átomos do metal em íons (ferroso ou 
férrico). Quantos elétrons há no terceiro nível energético do átomo neutro de ferro? Dados: 
26
Fe56
a) 2. 
b) 6.
c) 14
d) 16.
e) 18.
Química
16 1ª série do Ensino Médio
13 Um elemento, cujo átomo possui 20 nêutrons, apresenta distribuição eletrônica no estado fundamental 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Isso signifi ca que ele tem
a) número atômico 20 e número de massa 39.
b) número atômico 39 e número de massa 20.
c) número atômico 19 e número de massa 20.
d) número atômico 19 e número de massa 39.
e) número atômico 39 e número de massa 19.
14 A confi guração eletrônica do íon Ni2+ (Z = 28) é
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d7 
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8
15 Na confi guração eletrônica de um elemento químico há dois elétrons no subnível “3d”. Qual o número 
atômico desse elemento?
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Exercícios propostos
16 (ENEM) (H17) Os núcleos dos átomos são 
constituídos de prótons e nêutrons, sendo 
ambos os principais responsáveis pela sua 
massa. Nota-se que, na maioria dos núcleos, 
essas partículas não estão presentes na 
mesma proporção. O gráfi co mostra a 
quantidade de nêutrons (N) em função da 
quantidade de prótons (Z) para os núcleos 
estáveis conhecidos.
 O antimônio é um elemento químico que 
possui 50 prótons e possui vários isótopos 
– átomos que só se diferem pelo número de 
nêutrons. De acordo com o gráfi co, os isótopos 
estáveis do antimônio possuem 
a) entre 12 e 24 nêutrons a menos que o 
número de prótons.
b) exatamente o mesmo número de prótons 
e nêutrons.
c) entre 0 e 12 nêutrons a mais que o número 
de prótons.
d) entre 12 e 24 nêutrons a mais que o número 
de prótons.
e) entre 0 e 12 nêutrons a menos que o 
número de prótons.
N
úm
er
o 
de
 n
êu
tro
ns
 (N
)
160
150
140
130
120
110
10
20
30 40
50
60
70 80
90
100
110
120
130
140
150
160
170
180
190
200 210
220
230
240
250 260
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
0
0 10 20 30 40 50 60
Número de prótons (Z)
70 80 90 100 110
Z = N para os núcleos sobre esta linha
Núcleos estáveis
KAPLAN, I. Física Nuclear. Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 1978 (Adaptado)
A estrutura atômica: dos gregos à atualidade
17Volume 1
17 (UFG) Leia o poema apresentado a seguir.
 Pudim de passas
 Campo de futebol
 Bolinhas se chocando
 Os planetas do sistema solar
 Átomos
 Às vezes
 São essas coisas
 Em química escolar
LEAL, Murilo Cruz. Soneto de hidrogênio. São João del Rei: Editora UFSJ, 2011.O poema faz parte de um livro publicado em 
homenagem ao Ano Internacional da Química. 
 A composição metafórica presente nesse poema remete:
a) aos modelos atômicos propostos por Thomson, Dalton e Rutherford.
b) às teorias explicativas para as leis ponderais de Dalton, Proust e Lavoisier.
c) aos aspectos dos conteúdos de cinética química no contexto escolar.
d) às relações de comparação entre núcleo/eletrosfera e bolinha/campo de futebol.
e) às diferentes dimensões representacionais do sistema solar.
18 (UNESP) A Lei da Conservação da Massa, enunciada por Lavoisier em 1774, é uma das leis mais 
importantes das transformações químicas. Ela estabelece que, durante uma transformação química, 
a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Essa teoria pôde ser 
explicada, alguns anos mais tarde, pelo modelo atômico de Dalton. Entre as ideias de Dalton, a que 
oferece a explicação mais apropriada para a Lei da Conservação da Massa de Lavoisier é a de que:
a) Os átomos não são criados, destruídos ou convertidos em outros átomos durante uma transfor-
mação química.
b) Os átomos são constituídos por 3 partículas fundamentais: prótons, nêutrons e elétrons.
c) Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos de caracterização.
d) Um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específi cas de energia.
e) Toda a matéria é composta por átomos.
19 (UFMG) Na experiência de espalhamento de partículas alfa, conhecida como “experiência de Rutherford”, 
um feixe de partículas alfa foi dirigido contra uma lâmina fi níssima de ouro, e os experimentadores 
(Geiger e Marsden) observaram que um grande número dessas partículas atravessava a lâmina sem 
sofrer desvios, mas que um pequeno número sofria desvios muito acentuados.
 Esse resultado levou Rutherford a modifi car o modelo atômico de Thomson, propondo a existência 
de um núcleo de carga positiva, de tamanho reduzido e com, praticamente, toda a massa do átomo.
 Assinale a alternativa que apresenta o resultado que era previsto para o experimento de acordo 
com o modelo de Thomson.
a) A maioria das partículas atravessaria a lâmina de ouro sem sofrer desvios e um pequeno número 
sofreria desvios muito pequenos.
b) A maioria das partículas sofreria grandes desvios ao atravessar a lâmina.
c) A totalidade das partículas atravessaria a lâmina de ouro sem sofrer nenhum desvio.
d) A totalidade das partículas ricochetearia ao se chocar contra a lâmina de ouro, sem conseguir 
atravessá-la.
20 A luz amarela emitida por uma lâmpada de sódio é energia liberada pelos átomos do metal, quando 
elétrons
a) escapam dos átomos para o meio ambiente.
b) colidem com os núcleos atômicos.
c) retornam a níveis de menor energia.
d) passam a ocupar níveis de energia mais externos.
e) unem-se a prótons para formar nêutrons.
Química
18 1ª série do Ensino Médio
21 (UNESP-SP) Em 2013 comemorou-se o centenário do modelo atômico proposto pelo físico 
dinamarquês Niels Bohr para o átomo de hidrogênio, o qual incorporou o conceito de quantização 
da energia, possibilitando a explicação de algumas propriedades observadas experimentalmente. 
Embora o modelo atômico atual seja diferente, em muitos aspectos, daquele proposto por Bohr, a 
incorporação do conceito de quantização foi fundamental para o seu desenvolvimento.
 Com respeito ao modelo atômico para o átomo de hidrogênio proposto por Bohr em 1913, é 
correto afi rmar que
a) o espectro de emissão doátomo de H é explicado por meio da emissão de energia pelo elétron em 
seu movimento dentro de cada órbita estável ao redor do núcleo do átomo.
b) o movimento do elétron ao redor do núcleo do átomo é descrito por meio de níveis e subníveis 
eletrônicos.
c) o elétron se move com velocidade constante em cada uma das órbitas circulares permitidas ao 
redor do núcleo do átomo.
d) a regra do octeto é um dos conceitos fundamentais para ocupação, pelo elétron, das órbitas ao 
redor do núcleo do átomo.
e) a velocidade do elétron é variável em seu movimento em uma órbita elíptica ao redor do núcleo 
do átomo.
22 (UEPB) O átomo possui inúmeras partículas, tais como mésons, neutrinos etc., que não têm interesse 
signifi cativo para a Química. Do ponto de vista quântico, podemos dizer que os átomos são formados 
apenas por prótons, elétrons e nêutrons. Com base nesta afi rmação, assinale a alternativa que contém 
o nome do descobridor da cada partícula atômica, respectivamente.
a) Rutherford, Thomson e Chadwick.
b) Thomson, Goldstein e Stoney.
c) Rutherford, Goldstein e Chadwick.
d) Crookes, Rutherford e Goldstein.
e) Goldstein, Chadwick e Stoney.
23 (UFG-GO) Os modelos atômicos são elaborados no intuito de explicar a constituição da matéria e têm 
evoluído ao longo do desenvolvimento da ciência, desde o modelo fi losófi co dos gregos, passando 
pelos modelos de Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr, até o modelo atual. O modelo mais recente 
caracteriza-se pela
a) quantização dos níveis de energia dos elétrons.
b) indivisibilidade do átomo em partículas menores.
c) forma esférica de tamanho microscópico.
d) distribuição dos elétrons em órbitas circulares em torno do núcleo.
e) distribuição dos elétrons de maneira uniforme na superfície do átomo.
24 (UFPA) Os isótopos do hidrogênio recebem os nomes de prótio (
1
H1), deutério (
1
H2) e trítio (
1
H3). 
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.
25 (UFSC) O número de elétrons em cada subnível do átomo estrôncio (38Sr) em ordem crescente de 
energia é:
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 3d10 5s2
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4p6 4s2 3d10 5s2
e) 1s2 2s2 2p6 3p6 3s2 4s2 4p6 3d10 5s2
A estrutura atômica: dos gregos à atualidade
19Volume 1
26 (FUVEST-SP) A seguir são mostradas quatro confi gurações eletrônicas:
I) 1s2 2s2 2p6
II) 1s2 2s2 2p6 3s2
III) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
IV) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
a) Qual das confi gurações corresponde a cada um dos átomos Cl, Mg, Ne?
b) Quais confi gurações apresentam o mesmo número de elétrons na camada de valência? (Dados os 
números atômicos: Cl = 17, K = 19, Al = 13, Ne = 10 e Mg = 12).
27 (UFRGS-RS) O íon monoatômico A2- apresenta a confi guração eletrônica 3s2 3p6 para o último nível. 
O número atômico do elemento A é:
a) 8
b) 10
c) 14
d) 16
e) 18
28 Um cátion metálico trivalente tem 76 elétrons e 118 nêutrons. O átomo do elemento químico, do qual 
se originou, tem número atômico e número de massa, respectivamente,
a) 76 e 194.
b) 79 e 194.
c) 76 e 197.
d) 79 e 197.
e) 79 e 200.
29 Um átomo do elemento químico X perde 3 elétrons para formar o cátion X3+ com 21 elétrons. O 
elemento químico X é isótopo do elemento químico W, que possui 32 nêutrons. Outro átomo do 
elemento químico Y possui número de massa (A) igual a 55, sendo isóbaro do elemento químico X. 
Com bases nas informações fornecidas, determine:
a) o número de massa (A) e o número atômico (Z) do elemento químico X.
b) o número de massa (A) do elemento químico W.
30 (UECE) Em relação aos átomos dos elementos X e Y, sabe-se que:
 X+4 tem 40 elétrons
 X e Y são isóbaros
 Y tem número de massa 101
 Então o número de nêutrons do átomo X é:
a) 44
b) 57
c) 61
d) 65
Exercícios de aprofundamento
31 (ITA) São defi nidas quatro espécies de átomos neutros em termos de partículas nucleares:
 Átomo I – possui 18 prótons e 21 nêutrons
 Átomo II – possui 19 prótons e 20 nêutrons
 Átomo III – possui 20 prótons e 19 nêutrons
 Átomo IV – possui 20 prótons e 20 nêutrons
Química
20 1ª série do Ensino Médio
 Pode-se concluir que:
a) os átomos III e IV são isóbaros.
b) os átomos II e III são isoeletrônicos.
c) os átomos II e IV são isótopos.
d) os átomos I e II pertencem ao mesmo período da Classifi cação Periódica.
e) os átomos II e III possuem o mesmo número de massa.
32 (UNICAMP-SP) Glow sticks ou light sticks são pequenos tubos plásticos utilizados em festas por 
causa da luz que eles emitem. Ao serem pressionados, ocorre uma mistura de peróxido de hidrogênio 
com um éster orgânico e um corante. Com o tempo, o peróxido e o éster vão reagindo, liberando 
energia que excita o corante, que está em excesso. O corante excitado, ao voltar para a condição não 
excitada, emite luz. Quanto maior a quantidade de moléculas excitadas, mais intensa é a luz emitida. 
Esse processo é contínuo, enquanto o dispositivo funciona. Com base no conhecimento químico, é 
possível afi rmar que o funcionamento do dispositivo, numa temperatura mais baixa, mostrará uma luz
a) mais intensa e de menor duração que numa temperatura mais alta.
b) mais intensa e de maior duração que numa temperatura mais alta.
c) menos intensa e de maior duração que numa temperatura mais alta.
d) menos intensa e de menor duração que numa temperatura mais alta.
A Tabela Periódica e suas propriedades
21Volume 1
2. A Tabela Periódica e suas propriedades
ATabela Periódica é uma maneira de representar e organizar as informações sobre os elementos químicos conhecidos. Ela passou por muitas modifi cações ao longo dos anos para que fosse 
elaborada como a temos hoje. Sua organização atual é feita com base na ordem crescente do 
número atômico. Os químicos descobriram que, quando são listados em ordem crescente de seu 
número atômico e arranjados em linhas e colunas, os elementos formam famílias que mostram 
tendências regulares em suas propriedades. 
 Portanto, em resumo, o critério utilizado na classifi cação para a elaboração da Tabela Periódica 
são as semelhanças entre propriedades físicas e químicas dos elementos, como a confi guração 
eletrônica da camada de valência.
NÚMERO ATÔMICO
Massa atômica
() - Número de Massa
do isótopo mais estável
NO
M
E 
DO
 E
LE
M
EN
TO
EL
ÉT
RO
NS
 N
AS
 C
AM
AD
AS
Símbolo
1 Com massas atômicas referidas ao isótopo 12 do Carbono
He
H
ÊL
IO
4,002 602(2)
2 2
18
NeNEÔNIO
20.1797(6)
10 2
8
H
H
ID
R
O
G
ÊN
IO
1.007 94(7)
1 1
AMETAIS METAIS
Ar
AR
G
Ô
N
IO
39.948(1)
18 2
8
8
Rn
R
AD
Ô
N
IO
[222]
86 2
8
18
32
18
8
Kr
C
R
IP
TÔ
N
IO
83.798(2)
36 2
8
18
8
Xe
XE
N
Ô
N
IO
131.293(6)
54 2
8
18
18
8
13 14 15 16 17
FFLÚOR
18.998 4032(5)
9 2
7
CICLORO
35.453(2)
17 2
8
7
BrBROMO
79.904(1)
35 2
8
18
7
At
AS
TA
TO
[210]
85 2
8
18
32
18
7
IIÔDO
126.904 47(3)
53 2
8
18
18
7
Po
PO
LÔ
N
IO
[209]
84 2
8
18
32
18
6
Te
TE
LÚ
R
IO
127.60(3)
52 2
8
18
18
6
Se
SE
LÊ
N
IO
78.96(3)
34 2
8
18
6
S
EN
XO
FR
E
32.065(5)
16 2
8
6P
FÓ
SF
O
R
O
30,973 761(2)
15 2
8
5
O
O
XI
G
ÊN
IO
15.9994(3)
8 2
6
N
N
IT
R
O
G
ÊN
IO
14.0067(2)
7 2
5
C
C
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BO
N
O
12,0107(8)
6 2
4
Sb
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Ô
N
IO
121.760(1)
51 2
8
18
18
5
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N
IO
74.921 60(2)
33 2
8
18
5Ge
G
ER
M
ÂN
IO
72,64(1)
32 2
8
18
4
Hg
M
E
R
C
Ú
R
IO
200.59(2)
80 2
818
32
18
2
SiSILÍCIO
28.0855(3)
14 2
8
4
BBORO
10.811(7)
5 2
3
Bi
BI
SM
U
TO
208.980 38(2)
83 2
8
18
32
18
5
Pb
C
H
U
M
BO
207.2(1)
82 2
8
18
32
18
4
TITÁLIO
204.3833(2)
81 2
8
18
32
18
3
ZnZINCO
65.409(4)
30 2
8
18
2
Sn
ES
TA
N
H
O
118.710(7)
50 2
8
18
18
4InÍNDIO
114.818(3)
49 2
8
18
18
3
GaGÁLIO
69.723(1)
31 2
8
18
3
AI
AL
U
M
ÍN
IO
26.981 538(2) 
13 2
8
3
(12C = 12,000)
121110987653 4
Cd
C
ÁD
M
IO
112.411(8)
48 2
8
18
18
2
111 112
Au
Rg Cn
O
U
R
O
196.966 55(2)
79 2
8
18
32
18
1
Ag
P
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107.8682(2)
47 2
8
18
18
1
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C
O
B
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63.546(3)
29 2
8
18
1
110
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P
L
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A
195.078(2)
78 2
8
18
32
17
1
Pd
P
A
L
Á
D
IO
106.42(1)
46 2
8
18
18
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58.6934(2)
28 2
8
16
2
M
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IO
109 2
8
18
32
32
15
2
IrIRÍDIO
192.217(3)
77 2
8
18
32
15
2
Rh
R
Ó
D
IO
102.905 50(2)
45 2
8
18
16
1
Co
C
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LT
O
58.933 200(9)
27 2
8
15
2
Mt
B
Ó
H
R
IO
107 2
8
18
32
32
13
2
Re
186.207(1)
75 2
8
18
32
13
2
Tc
98
43 2
8
18
13
2
Mn
M
A
N
G
A
N
Ê
S
54.938 049(9)
25 2
8
13
2
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H
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108 2
8
18
32
32
14
2
Os
190.23(3)
76 2
8
18
32
14
2
Ru
101.07(2)
44 2
8
18
15
1
Fe
F
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R
R
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55.845(2)
26 2
8
14
2
Hs
R
U
T
Ê
N
IO
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S
M
IO
[277]
106 2
8
18
32
32
12
2
W
183.84(1)
74 2
8
18
32
12
2
Mo
95.94(2)
42 2
8
18
13
2
Cr
C
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51.9961(6)
24 2
8
13
1
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D
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G
S
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Ê
N
IO
[266]
105 2
8
18
32
32
11
2
Ta
180.9479(1)
73 2
8
18
32
11
2
Nb
92.906(2)
41 2
8
18
12
1
V
VA
N
Á
D
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50.9415(1)
23 2
8
11
2
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IO
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B
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IO
104 2
8
18
32
32
10
2
Hf
178.49(2)
72 2
8
18
32
10
2
Zr
91.224(2)
40 2
8
18
10
2
Ti
T
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Â
N
IO
47.867(1)
22 2
8
10
2
Rf
Z
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N
IO
H
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88.905 85(2)
39 2
8
18
9
2
Sc
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S
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Â
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D
IO
44.955 910(8)
21 2
8
9
2
ÍT
R
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ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
2
K
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S
S
IO
39.0983(1)
19 2
8
8
1
LiLÍTIO
6.941(2)
3 2
1
Be
B
E
R
ÍL
IO
9.012 182(3)
4 2
2
NaSÓDIO
22.989 770(2)
11 2
8
1 Mg
M
A
G
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S
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24.305(6)
12 2
8
2
Rb
R
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IO
85.4678(3)
37 2
8
18
8
1
Ca
C
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LC
IO
40.078(4)
20 2
8
8
2
Sr
E
S
T
R
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N
C
IO
87.62(1)
38 28
18
8
2
CsCÉSIO
132.905 45(2)
55 28
18
18
8
1
BaBÁRIO
137.327(7)
56 28
18
18
8
2
Fr
F
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C
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[233]
87 28
18
32
18
8
1
RaRÁDIO
[226]
88 28
18
32
18
8
2
[272] [273][271][261]R
U
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[262]
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[264] [268] D
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138,9055(2)
57 2
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18
18
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[145]
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140,116(1)
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18
20
8
2
Pr
P
R
A
S
E
O
D
ÍM
IO
140,907 65(2)
59 2
8
18
21
8
2
Nd
N
E
O
D
ÍM
IO
144,24(3)
60 2
8
18
22
8
2
Sm
S
A
M
Á
R
IO
150,36(3)
62 2
8
18
24
8
2
Eu
E
U
R
Ó
P
IO
151,964(1)
63 2
8
18
25
8
2
Gd
G
A
D
O
LÍ
N
IO
157,325(3)
64 2
8
18
25
9
2
Tb
T
É
R
B
IO
158,925 34(2)
65 2
8
18
27
8
2
Ho
H
Ó
LM
IO
164,930 32(2)
67 2
8
18
29
8
2
Dy
D
IS
P
R
Ó
S
IO
162,500(1)
66 2
8
18
28
8
2
ErÉRBIO
167,259(3)
68 2
8
18
30
8
2
Tm
T
Ú
LI
O
168,934 21(2)
69 2
8
18
31
8
2
Yb
IT
É
R
B
IO
173,04(3)
70 2
8
18
32
8
2
Ac
A
C
T
ÍN
IO
[227]
89 2
8
18
32
18
9
2
Pa
P
R
O
TA
C
T
ÍN
IO
231,035 88(2)
91 2
8
18
32
20
9
2
ThTÓRIO
232,038(1)
90 2
8
18
32
18
10
2
U
U
R
Â
N
IO
238,028 91(3)
92 2
8
18
32
21
9
2
Np
N
E
P
T
Ú
N
IO
[237]
93 2
8
18
32
22
9
2
Pu
P
LU
T
Ô
N
IO
[244]
94 2
8
18
32
24
8
2
CmCÚRIO
[247]
96 2
8
18
32
25
9
2
Am
A
M
É
R
IC
O
[243]
95 2
8
18
32
24
9
2
Cf
C
A
LI
F
Ó
R
N
IO
[251]
98 2
8
18
32
28
8
2
Bk
B
E
R
Q
U
É
LI
O
[247]
97 2
8
18
32
27
8
2
Es
E
IN
S
T
Ê
N
IO
[252]
99 2
8
18
32
29
8
2
Md
M
E
N
D
E
LÉ
V
IO
[258]
101 2
8
18
32
30
9
2
Fm
F
É
R
M
IO
[257]
100 2
8
18
32
30
8
2
No
N
O
B
É
LI
O
[259]
102 2
8
18
32
31
8
2
Lu
LU
T
É
C
IO
174,967(1)
71 2
8
18
32
9
2
Lr
LA
U
R
Ê
N
C
IO
[262]
103 2
8
18
32
32
9
2
28.0855(3)
2
8
18
32
32
18
2
Fl
FL
ER
O
VI
U
M
114
Lv
LI
VE
R
M
O
R
IU
M
116
Fig.2.1
2.1 As famílias e os períodos da Tabela Periódica
Na Tabela Periódica encontramos elementos metálicos (são a maioria dos elementos, bons condutores de eletricidade e calor e sólidos à temperatura ambiente, com exceção do 
mercúrio) e ametálicos (possuem características opostas aos metais).
 Podemos resumir suas características da seguinte forma:
Metais
Têm brilho e várias cores, embora a maioria seja prateada.
Os sólidos são maleáveis e dúcteis.
Bons condutores de calor e eletricidade.
Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos.
Tendem a formar cátions em soluções aquosas.
Química
22 1ª série do Ensino Médio
Não metais
Não têm brilho; mas têm várias cores.
Os sólidos são geralmente quebradiços; alguns são 
duros e outros macios.
Pobres condutores de calor e eletricidade.
Muitos óxidos não metálicos são substâncias moleculares 
que formam soluções ácidas.
Tendem a formar ânions ou oxiânions em soluções 
aquosas.
 Todos esses elementos estão dispostos em colunas e linhas.
 As colunas verticais da Tabela Periódica são chamadas grupos ou famílias e numeradas de 1 a 
18.
 Algumas dessas famílias recebem nomes especiais:
Grupo 1: Metais alcalinos
Grupo 2: Metais alcalinoterrosos
Grupo 16: Calcogênios
Grupo 17: Halogênios
Grupo 18: Gases nobres
Lembre-se de que:
 O hidrogênio não é um metal alcalino!
 Os elementos constituintes de um mesmo grupo possuem propriedades químicas e físicas 
semelhantes pelo fato de, com raras exceções, possuírem a mesma confi guração eletrônica da 
camada de valência.
 Os grupos de 3 a 12 são chamados de metais de transição, e existem também os lantanídeos 
e actinídeos que aparecem abaixo da distribuição da Tabela Periódica.
 Já os períodos são as linhas horizontais da Tabela Periódica, nos quais, como já dito, os 
elementos estão dispostos em ordem crescente de número atômico. O número do período 
em que um elementose encontra indicará o número de camadas ocupadas por elétrons nesse 
elemento, como veremos a seguir:
18
13 14 15 16 17
121110987653
2
1
2
3
4
5
6
7
4
G
as
es
 n
ob
re
s
H
al
og
ên
io
s
C
al
co
gê
ni
os
M
et
ai
s 
al
ca
lin
os
fe
rr
os
os
M
et
ai
s 
al
ca
lin
os
Metais de transição
Lantanídeos
Actinídeos
N
úm
er
os
 d
os
 p
er
ío
do
s Números dos grupos
Fig.2.2 - A estrutura da Tabela Periódica, mostrando os nomes das regiões e dos grupos. Os grupos estão em colunas verticais numeradas de 1 a 
18. Os períodos estão nas linhas horizontais numeradas de 1 a 7. Os elementos do grupo principal são os dos grupos 1, 2 e 13-18, juntos com o 
hidrogênio.
A Tabela Periódica e suas propriedades
23Volume 1
Exercícios resolvidos
1 Qual é o símbolo e o nome do elemento químico que está situado no grupo dos calcogênios, 5º 
período?
Resolução:
 O grupo dos calcogênios é o grupo 16 da Tabela Periódica; o quinto período será a quinta linha da 
tabela. Logo, o elemento em questão é o telúrio (Te).
2.2 A localização do elemento e sua confi guração eletrônica
Como já dito anteriormente, o número do período em que um elemento se encontra determinará quantas camadas ele possui preenchidas com elétrons. Por exemplo, um 
elemento do terceiro período tem 3 camadas preenchidas com elétrons; o do quarto período 
tem 4 e assim sucessivamente. 
 Também já foi citado que, quando colocados em uma mesma família, os elementos possuem 
camada de valência com a mesma confi guração eletrônica. Os elementos dos grupos 1 e 2 são 
chamados de elementos do bloco s; elementos dos de 3 a 12 são os elementos do bloco d; 
elementos dos de 13 a 18 são os do bloco p, e, fi nalmente, elementos lantanídeos e actinídeos 
(com algumas exceções) compõem o bloco f. Pensando assim, saberemos a confi guração 
eletrônica de um elemento apenas pela sua localização na Tabela Periódica.
1s1
2s1
6s1
7s1
2s2
6s2
7s2
3d1
4d1
4f
5f
3d2
4d2
5d2
6d2
3d3
4d3
5d3
6d3
3d4
4d4
5d4
6d4
3d5
4d5
5d5
6d5
3d6
4d6
5d6
6d6
3d7
4d7
5d7
7d7
3d8
4d8
5d8
6d8
3d9
4d9
5d9
6d9
3d10
4f1 4f2 4f3 4f4 4f5 4f6 4f7 4f8 4f9 4f10 4f11 4f12 4f13 4f14 5d1
5f1 5f2 5f3 5f4 5f5 5f6 5f7 5f8 5f9 5f10 5f11 5f12 5f13 5f14 6d1
4d10
5d10
6d10
4p1
5p1
6p1
4p2
5p2
6p2
4p3
5p3
6p3
4p4
5p4
6p4
4p5
5p5
6p5
4p6
3p1 3p2 3p3 3p4 3p5 3p6
2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6
4s2
5p6
6p6
SSS dddddd4d44d44d4 4dd4d5d55dd5d5d56dd6d5d5 4dd4d6d65dd5d6d66dd6d6d6 pppppp
4pp4p3p35pp5p3p3 4pp4p4p45pp5p4p4 4pp4p5pp5p3pp3p3p3 3pp3p4p4 3pp3p
ffffffffff4ff4f7f74f74ff4f74f 4ff 4fffffff5ff5f7f75f75ff5f75f 5ff 5f
3s1
4s1
5s1
3s2
4s2
5s2
Fig.2.3
 • Note que: para o bloco d, o último nível ou camada é dado subtraindo uma unidade no 
período em que se encontra.
Exercícios resolvidos
2 Um elemento X apresenta a confi guração 5s2 5p3 na camada de valência. Indique o grupo e a família 
desse elemento na Tabela Periódica:
a) 5º período e família dos calcogênios.
b) 15º período e família dos halogênios.
c) 3º período e família do nitrogênio.
d) 5º período e família do nitrogênio.
e) 5º período e família dos gases nobres.
Química
24 1ª série do Ensino Médio
Resolução:
 Camada de valência “5” signifi ca 5º período, que será a quinta linha da Tabela Periódica. Subnível 
p3 indica o grupo 15 da tabela, que é a família do nitrogênio. Logo, a resposta é a letra D.
Exercícios de sala
3 O aço tem como um dos componentes que lhe dá resistência e ductibilidade o elemento vanádio; sobre 
o vanádio, podemos afi rmar que seu subnível mais energético e seu período são, respectivamente: 
(Dado: 
23
V.)
a) 4s2 e 4º período.
b) 3d3 e 4º período.
c) 4s2 e 5º período.
d) 3d3 e 5º período.
e) 4p3 e 4º período.
4 Com relação à classifi cação periódica moderna dos elementos, assinale a afi rmação verdadeira:
a) Na Tabela Periódica, os elementos químicos estão colocados em ordem decrescente de massas 
atômicas.
b) Em uma família, os elementos apresentam propriedades químicas bem distintas.
c) Em uma família, os elementos apresentam geralmente o mesmo número de elétrons na última 
camada.
d) Em um período, os elementos apresentam propriedades químicas semelhantes.
e) Todos os elementos representativos pertencem aos grupos B da Tabela Periódica.
5 (FUVEST-SP) Observe a posição do elemento químico ródio (Rh) na Tabela Periódica:
1
1
2
3
4
5
6
7
He
18
Ne
H
Ar
Rn
Kr
Xe
13 14 15 16 17
F
CI
Br
At
I
Po
Te
Se
SP
ONC
Sb
AsGe
Hg
Si
B
BiPbTI
Zn
SnIn
Ga
AI
121110987653 4
Cd
Au
Rg
Ag
Cu
Pt
Pd
Ni
Ir
Rh
Co
Mt
Re
Tc
Mn
Bh
Os
Ru
Fe
Hs
W
Mo
Cr
Sg
Ta
Nb
V
Db
Hf
Zr
Ti
Rf
Y
Sc
2
K
Li Be
Na Mg
Rb
Ca
Sr
Cs Ba
Fr Ra Ds
La PmCe Pr Nd Sm Eu Gd Tb HoDy Er Tm Yb
Ac
*
**
PaTh U Np Pu CmAm CfBk Es MdFm No
Lu
Lr
Lu
Lr
 Assinale a alternativa correta a respeito do ródio.
a) Possui massa atômica menor que a do cobalto (Co).
b) Apresenta reatividade semelhante à do estrôncio (Sr), característica do 5º período.
c) É um elemento não metálico.
d) É uma substância gasosa à temperatura ambiente.
e) É uma substância boa condutora de eletricidade.
A Tabela Periódica e suas propriedades
25Volume 1
6 Considere os seguintes conjuntos de elementos químicos:
I) H, Hg, F, He
II) Na, Ca, S, He 
III) K, S, C, Ar 
IV) Rb, Be, I, Kr
 O conjunto que apresenta metal alcalino, metal alcalinoterroso, calcogênio e gás nobre, 
respectivamente, é:
a) I
b) II
c) III
d) IV
e) V
2.3 Propriedades periódicas dos elementos químicos
Existem certas propriedades de um átomo que se repetem a cada período e são conhecidas como propriedades periódicas. Cada uma dessas propriedades dependerá de pelo menos dois 
fatores.
 Para se estudarem essas propriedades, além de conhecer a confi guração eletrônica de um 
átomo, é preciso conhecer a intensidade da força de atração entre o núcleo e os elétrons mais 
externos. 
 A força de atração aumenta na mesma proporção da carga nuclear e diminui à medida que o 
elétron se afasta do núcleo. Em um átomo, cada elétron é simultaneamente atraído pelo núcleo 
e repelido pelos outros elétrons. Esse campo elétrico é equivalente ao campo gerado por uma 
carga localizada no núcleo, chamada carga nuclear efetiva, Zef, a qual é dada por:
Zef = Z – S
em que:
Z = número de prótons do átomo;
S = elétrons entre o núcleo e o elétron que se analisa. 
2.3.1 Raio atômico
 O raio atômico é a distância do núcleo até o elétron mais externo do átomo.
 Com base no que já foi exposto anteriormente, podemos determinar que:
• em um mesmo grupo da Tabela Periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo, já 
que há um aumento no número de camadas 
ocupadas por elétrons.
• em um mesmo período, o número de 
camadas ocupadas por elétrons será o mesmo. 
Logo, deveremos observar a carga nuclear 
efetiva. Da esquerda para direita, há aumento 
do número de prótons e, portanto, aumento 
da carga nuclear. Com isso, os elétrons da 
eletrosfera serão mais fortemente atraídos 
pelo núcleo, diminuindo o raio.
2.3.2 Raios atômicos e iônicos
 O tamanho de um íon também depende de sua carga nuclear, do número de elétrons que ele 
possui e dos orbitais nos quais os elétrons de nível mais externo se localizam. Baseando-se nisso, 
podemos dizer:
Fig.2.4
Química
26 1ª série do Ensino Médio
• Os cátions, por perderem elétrons, são menores que os átomos que lhes dão origem.
• Os ânions, por ganharem elétrons,são maiores que os átomos que lhes dão origem.
• Se os íons possuem mesma carga, o tamanho aumenta à medida que descemos no grupo da 
Tabela Periódica.
0,68 1,34
família 1
Sentido de crescimento dos raios atômicos
Se
nt
id
o 
de
 c
re
sc
im
en
to
 d
os
 ra
io
s 
at
ôm
ic
os
Li+ Li Be2+ Be B3+ B O O2- F F-
Na+ Na Mg2+ Mg Al3+ Al S S2- Cl Cl-
K+ K Ca2+ Ca Ga3+ Ga Se Se2- Br Br-
Rb+ Rb Sr2+ Se In3+ In Te Te2- I I-
família 2 família 3 família 16 família 17
0,90 0,82 0,73 1,40 1,330,710,31 0,23
0,97 1,54 1,30 1,18 1,02 1,84 1,810,990,66 0,51
1,33 1,96 1,74 1,26 1,16 1,98 1,961,140,99 0,62
1,47 2,11 1,92 1,44 1,35 2,21 2,201,331,13 0,81
Fig.2.5
2.3.3 O potencial ou energia de ionização
 Já sabemos, pelo modelo atômico de Bohr, que se um átomo absorver energia, elétrons 
podem ser transferidos de um nível para outro mais afastado do núcleo. Se essa energia for 
sufi cientemente alta, esse elétron pode ser arrancado do átomo para que este se transforme em 
um cátion. 
 A essa energia damos o nome de 
energia de ionização. Portanto energia de 
ionização é a energia mínima necessária 
para retirar um elétron de um átomo que 
se encontra isolado, gasoso e no estado 
fundamental.
 Na Tabela Periódica, essa propriedade 
segue a seguinte ordem:
• Em um grupo, cresce de baixo para cima, 
já que ocorre diminuição no número de 
camadas ocupadas por elétrons. Estando 
mais próximos do núcleo, aumenta-se a 
atração sobre eles, necessitando de uma 
maior energia para arrancá-los.
• Em um período, aumenta com o número 
atômico, ou seja, da esquerda para direita, 
já que, nesse sentido, o raio diminui e os 
elétrons estarão mais atraídos pelo núcleo.
energia de ionização
1000
0
500
Au
me
nto
 da
 en
er
gia
 de
 io
niz
aç
ão
Aumento da energia de ionização
3A
8A7A
6A5A
4A
2A1A
1500
2500
2500
l
En
er
gi
a 
de
 Io
ni
za
çã
o 
(K
J/
m
ol
)
Fig.2.6
A Tabela Periódica e suas propriedades
27Volume 1
2.3.4 Afi nidade eletrônica
 Assim como o átomo pode perder elétrons, ele também pode receber, porém, nesse caso, ele 
irá liberar energia. A essa energia é que damos o nome de afi nidade eletrônica. Essa quantidade 
de energia liberada será maior quanto mais fortemente o elétron se ligar ao átomo. 
H
-73
Na
K
SrRb
Ca
-53
-48
-47 -11
-4
Mg
>0
Be
>0
B
-27
C
-122
N
>0
F
-328
Al
-43
Te
-190
Sb
-103
Sn
-107
Se
-195
As
-178
Ge
-119
In
-30
Ga
-30
S
-200
Ar
>0
Xe
>0
I
-295
Kr
>0
Ne
>0
He
>0
Br
-325
Cl
-349
P
-72
Si
-134
O
-141
Li
-60
Fig.2.7
2.3.5 Eletronegatividade
 Indica a tendência de um átomo em atrair elétrons. Se a afinidade eletrônica é alta, é 
energeticamente favorável que um elétron seja ligado a um átomo. Um átomo doa elétrons de 
forma relutante se a energia de ionização é alta. Logo, elementos com ambas as propriedades 
tendem a ganhar elétrons, sendo classificados como altamente eletronegativos.
 Esse conceito será fundamental para a compreensão de ligações químicas no próximo 
capítulo.
H
Na
K
SrRb
0,95
0,890,79
1,8 2,12,0
2,02,02,32,0
2,1 2,7
Ca
Mg
Be B C N F
Al
Te
PoBiPbTlBaCs
SbSn
SeAsGe
In
Ga
S Ar
Xe
RnAt
I
Kr
Ne
He
Eletronegatividade
4,0-
3,0-3,9
2,0-2,9
1,0-1,9
0-0,99
S P
18171615141321
Br
ClPSi
OLi
1,0
0,93 1,3 1,6 1,9 2,2 2,6 3,2
3,02,62,2
2,2
2,01,61,3
0,82
0,82
1,6 2,0 2,6 3,0 3,4 4,0
Fig.2.8 - A variação da eletronegatividade dos elementos dos grupos principais (exceção para gases nobres).
Química
28 1ª série do Ensino Médio
Exercícios resolvidos
7 (ENEM) (H25) O cádmio, presente nas baterias, pode chegar ao solo quando esses materiais são 
descartados de maneira irregular no meio ambiente ou quando são incinerados. Diferentemente 
da forma metálica, os íons Cd2+ são extremamente perigosos para o organismo, pois eles podem 
substituir íons Ca2+, ocasionando uma doença degenerativa nos ossos, tornando-os muito porosos e 
causando dores intensas nas articulações. Podem ainda inibir enzimas ativadas pelo cátion Zn2+, que 
são extremamente importantes para o funcionamento dos rins. A fi gura mostra a variação do raio de 
alguns metais e seus respectivos cátions 
Ca Na Cd Al Zn
Ca2+ Na1+ Cd3+ Al2+ Zn2+
137 pm143 pm152 pm191 pm197 pm
102 pm 103 pm 83 pm53 pm100 pm
Raios atômicos e iônicos de alguns metais.
A
T
K
IN
S,
 P
; J
O
N
ES
. P
ri
n
cí
p
io
s 
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Q
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b
ie
n
te
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o
rt
o
 A
le
g
re
: B
o
o
km
an
, 2
0
0
1 
(A
d
ap
ta
d
o
)
 Com base no texto, a toxicidade do cádmio em sua forma iônica é consequência de esse elemento
a) apresentar baixa energia de ionização, o que favorece a formação do íon e facilita sua ligação a 
outros compostos.
b) possuir tendência de atuar em processos biológicos mediados por cátions metálicos com cargas 
que variam de + 1 a + 3.
c) possuir raio e carga relativamente próximos aos de íons metálicos que atuam nos processos 
biológicos, causando interferência nesses processos.
d) apresentar raio iônico grande, permitindo que ele cause interferência nos processos biológicos em 
que, normalmente, íons menores participam.
e) apresentar carga +2, o que permite que ele cause interferência nos processos biológicos em que, 
normalmente, íons com cargas menores participam.
Resolução:
 Pela posição na Tabela Periódica e pela fi gura mostrada, percebemos que o cádmio tem raio e 
carga muito próximas a dos íons que atuam nos sistemas biológicos, podendo, assim, interferir no 
processo. Logo, a alternativa correta é a letra C.
Exercícios de sala
8 Na tabela a seguir, é reproduzido um trecho da classifi cação periódica dos elementos. 
B C N O F Ne
Al Si P S Cl Ar
Ga Ge As Se Br Kr
A Tabela Periódica e suas propriedades
29Volume 1
 A partir da análise das propriedades dos elementos, está correto afi rmar que
a) a afi nidade eletrônica do neônio é maior que a do fl úor.
b) o fósforo apresenta maior condutividade elétrica que o alumínio.
c) o nitrogênio é mais eletronegativo que o fósforo.
d) a primeira energia de ionização do argônio é menor que a do cloro.
e) o raio do íon Al3+ é maior que o do íon Se2-
9 Consultando a Tabela Periódica, assinale a opção em que os átomos a seguir estejam apresentados 
em ordem crescente de eletronegatividade: B, C, N, O, Al.
a) N < C < B < O < Al
b) O < N < C < B < Al
c) Al < B < C < N < O
d) B < Al < C < O < N
10 As confi gurações eletrônicas no estado fundamental dos átomos dos elementos E1, E2 e E3 são:
 E1 1s2 2s2 2p6 3s1 
 E2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 E3 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
 Sendo assim, é possível dizer que
a) o elemento E2 tem maior raio atômico que o elemento E1. 
b) o elemento E1 tem maior potencial de ionização que o elemento E3. 
c) o elemento E3 tem maior afi nidade eletrônica que o elemento E2. 
d) os elementos E1 e E2 são metais e o elemento E é não metal. 
e) o elemento E3 e os íons E- 2 e E+ 1 são isoeletrônicos.
11 Observe as equações a seguir:
 A + energia → A+ + 1 elétron
 B + 1 elétron → B- + energia
 As propriedades periódicas relacionadas respectivamente com essas equações são
a) afi nidade eletrônica e energia de ionização.
b) energia de ionização e afi nidade eletrônica.
c) energia de ionização e eletronegatividade.
d) eletropositividade e eletronegatividade.
e) eletropositividade e afi nidade eletrônica.
Exercícios propostos
12 O número de elétrons na camada de valência de um átomo determinamuitas de suas propriedades 
químicas. Sobre o elemento ferro (Z = 26), pode-se dizer que
a) possui 4 níveis com elétrons.
b) possui 8 elétrons no subnível d.
c) deve ser mais eletronegativo que o potássio.
d) deve possuir raio atômico maior que o do rutênio.
e) no íon de carga +3, possui 5 elétrons em 3d.
13 (FUVEST) Um astronauta foi capturado por habitantes de um planeta hostil e aprisionado numa cela, 
sem seu capacete espacial. Logo começou a sentir falta de ar. Ao mesmo tempo, notou um painel 
como o da fi gura:
Química
30 1ª série do Ensino Médio
2
43
1
6
5
 em que cada quadrado era uma tecla. Apertou duas delas, voltando a respirar bem. As teclas apertadas 
foram
a) 1 e 2
b) 2 e 3
c) 3 e 4
d) 4 e 5
e) 5 e 6
14 (ITA) Dadas as confi gurações eletrônicas dos seguintes átomos no seu estado fundamental: 
I) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
II) 1s2 2s2 2p6 3s2 
III) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
IV) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 é errado afi rmar que
a) dentre os átomos anteriores, o átomo I tem o maior potencial de ionização. 
b) a perda de dois elétrons pelo átomo II leva à formação do cátion Mg2+ . 
c) dentre os átomos anteriores, o átomo III tem a maior afi nidade eletrônica. 
d) o ganho de um elétron pelo átomo IV ocorre com a liberação de energia. 
e) o átomo IV é o mais eletronegativo. 
15 (FUVEST-SP) Os elementos químicos se relacionam de diferentes maneiras com os organismos 
vivos. Alguns elementos são parte da estrutura das moléculas que constituem os organismos vivos. 
Outros formam íons essenciais à manutenção da vida. Outros, ainda, podem representar riscos para 
os seres vivos: alguns, por serem tóxicos; outros, por serem radioativos. Observe o esquema da Tabela 
Periódica, no qual estão destacados quatro elementos químicos, identifi cados pelas letras w, x, y e z.
Z
X
Y
W
A Tabela Periódica e suas propriedades
31Volume 1
 Considerando suas posições na Tabela Periódica, assinale a alternativa que melhor associa esses 
quatro elementos químicos com as propriedades discutidas anteriormente.
Elemento w Elemento x Elemento y Elemento z
a) elemento radiotativo íon essencial metal tóxico elemento estrutural
b) metal tóxico íon essencial elemento estrutural elemento radiotativo
c) elemento radioativo elemento estrutural íon essencial metal tóxico
d) elemento estrutural elemento radioativo íon essencial metal tóxico
e) elemento radioativo metal tóxico elemento estrutural íon essencial
16 (UNESP-SP) O estrôncio, por apresentar comportamento químico semelhante ao do cálcio, pode 
substituir este nos dentes e nos ossos dos seres humanos. No caso do isótopo Sr-90, radioativo, essa 
substituição pode ser prejudicial à saúde. Considere os números atômicos do Sr = 38 e do Ca = 20. 
É correto afi rmar que a semelhança de comportamento químico entre o cálcio e o estrôncio ocorre 
porque
a) apresentam aproximadamente o mesmo raio atômico e, por isso, podem ser facilmente intercam-
biáveis na formação de compostos.
b) apresentam o mesmo número de elétrons e, por isso, podem ser facilmente intercambiáveis na 
formação de compostos.
c) ocupam o mesmo grupo da Classifi cação Periódica, logo têm o mesmo número de elétrons na 
camada de valência e formam cátions com a mesma carga.
d) estão localizados no mesmo período da Classifi cação Periódica.
e) são dois metais representativos e, por isso, apresentam as mesmas propriedades químicas.
17 Considere as seguintes características:
 - tem baixa eletronegatividade;
 - ao perder elétrons, torna-se isoeletrônico do argônio;
 - seu raio iônico é menor que seu raio atômico.
 Essas características podem pertencer ao elemento químico
a) sódio.
b) cloro. 
c) enxofre. 
d) cálcio. 
e) magnésio.
18 (UEG) O gráfi co a seguir indica a primeira variação do potencial de ionização, em função dos números 
atômicos. Analise o gráfi co, consulte a Tabela Periódica e responda às questões a seguir:
Ne
Kr Xe Rn
CsRbKNaLi
40 90
Número atômico
Primeiro
pontencial de
ionização
807060503020
20
10
10
0
Ar
He
a) Considere os elementos Na, F e S. Coloque-os em ordem crescente de potencial de ionização.
b) O gráfi co mostra que os gases nobres apresentam altos ou baixos potenciais de ionização em 
relação aos seus números atômicos? Explique. 
Química
32 1ª série do Ensino Médio
19 (UECE) Dados os elementos: 
 G : 1s2 . J : 1s2 2s1 .
 L : 1s2 2s2 . M : 1s2 2s2 2p6 3s2 . 
 Apresentam propriedades semelhantes: 
a) G e L, pois são gases nobres. 
b) G e M, pois têm dois elétrons no subnível mais energético. 
c) J e G, pois são metais alcalinos. 
d) L e M, pois são metais alcalinoterrosos. 
e) J e L, pois são metais de transição. 
20 (VUNESP) Os elementos I, II e III têm as seguintes confi gurações eletrônicas em suas camadas de 
valência: 
I) 3s2 3p3 .
II) 4s2 4p5 . 
III) 3s2 . 
 Com base nessas informações, assinale a afi rmação errada: 
a) O elemento I é um não metal. 
b) O elemento II é um halogênio. 
c) O elemento III é um metal alcalinoterroso. 
d) Os elementos I e III pertencem ao terceiro período da Tabela Periódica. 
e) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica.
21 A tabela a seguir mostra o símbolo hipotético de alguns elementos químicos, suas distribuições 
eletrônicas e seus raios atômicos:
Elemento Distribuição eletrônica Raio atômico (Angstron)
A 1s2 2s2 1,13
B 1s2 2s2 2p8 3s2 x
C 1s2 2s2 2p8 3s2 3p8 4s2 1,97
 Com relação às informações anteriores, pode-se afi rmar que o raio atômico do elemento B deve 
ser:
a) menor que 1,13 Å e que A, B e C pertencem à mesma família da Tabela Periódica.
b) menor que 1,13 Å e que A, B e C pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica.
c) menor que 1,97 Å e que A, B e C pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica.
d) maior que 1,13 Å e menor que 1,97 Å e que A, B e C pertencem à mesma família da Tabela Periódica.
e) maior que 1,13 Å e menor que 1,97 Å e que A, B e C pertencem ao mesmo período da Tabela 
Periódica
A união entre os átomos: as ligações químicas
33Volume 1
3. A união entre os átomos: as ligações químicas
O sal que você utiliza na cozinha, o gás oxigênio necessário para sua sobrevivência, o tecido de suas roupas, enfi m: você já parou para pensar em como as inúmeras substâncias que 
conhecemos se formam? 
 Já tentou entender por que cada substância se comporta de uma determinada maneira e tem 
suas próprias características? Por que isso ocorre?
 A resposta para essas e muitas perguntas se dá quando 
compreendemos as ligações químicas, ou seja, a maneira como 
os átomos se combinam para darem origem a todos os tipos de 
materiais conhecidos. 
 As ligações químicas ocorrem para que os átomos com 
camada de valência incompleta busquem a estabilidade, ou 
seja, elas se formam se o arranjo resultante da união entre dois 
átomos (de seus núcleos e elétrons) possui energia mais baixa 
que a energia total dos átomos separados.
G. N. Lewis e as ligações químicas
 Gilbert Newton Lewis, um químico americano, sugeriu uma maneira de mostrar os elétrons 
envolvidos em uma ligação, que seriam os elétrons de valência. Essa maneira consiste em mostrar 
o símbolo do elemento químico rodeado por “pontos”, os quais deveriam totalizar a quantidade 
de elétrons de valência desse elemento.
 Exemplo:
 
1
Be
Ne
F
O
N
C
B
H
3
8
7
6
5
4
2
Representação pela
notação de Lewis
Elétrons de
valência
 Relembrando:
 Encontramos os elétrons de valência através da distribuição eletrônica de seus elétrons.
 11Na 1s
2 2s2 2p6 3s1
 Portanto representa-se o sódio como:
 Na•
Fig.3.1
Química
34 1ª série do Ensino Médio
A regra do octeto:
 Os cientistas, ao buscarem por elementos químicos, puderam perceber que a maioria deles 
não são encontrados isoladamente, mas sim unidos a outros. Porém osátomos de gases nobres 
eram encontrados isolados e mesmo assim eram estáveis. Também perceberam que os gases 
nobres raramente reagiam com outros elementos e não reagiam entre si.
 Mas por que isso acontece?
 Isso ocorre porque os gases nobres possuíam sua camada de valência completa com 8 
elétrons (exceto o hélio que possui 2). Com 8 elétrons na última camada, a força de atração entre 
o núcleo e esses elétrons atinge um valor máximo, é por isso que os gases nobres são estáveis.
 Sendo assim, os elementos, para se estabilizarem, tendem a se ligar a outros para perder 
ou ganhar elétrons, a fi m de apresentar oito elétrons na camada de valência. Tal norma fi cou 
conhecida como regra do octeto.
Distribuição eletrônica dos gases nobres
gás nobre
Camadas
K L M N O P
hélio 2
neônio 2 8
argônio 2 8 8
criptônio 2 8 18 8
xenônio 2 8 18 18 8
radônio 2 8 18 32 18 8
3.1 A diferença de eletronegatividade: ligação iônica
Uma ligação iônica ocorre entre elementos de eletronegatividade bem diferentes, ou seja, geralmente entre um metal e um ametal. Nesse tipo de ligação ocorre transferência de 
elétrons, em que o metal, por ter menor eletroafi nidade, doa elétrons para o ametal até que este 
se torne estável. 
 Ao doar ou receber elétrons, os elementos adquirem cargas positivas e negativas, 
respectivamente. Sendo assim, a ligação iônica resulta da atração eletrostática de íons com 
cargas opostas.
 Se considerarmos os átomos de sódio e cloro com suas distribuições eletrônicas (e 
considerando a regra do octeto), teremos:
Na
(Z = 11)
 = 1s2 2s2 2p6 3s1
Cl
(Z = 17)
 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
 Nenhum deles é estável, pois não possuem camada de valência completa. Porém, se o 
sódio transferir um elétron para o cloro, os dois fi cam estáveis, ocorre a atração eletrostática e o 
composto formado será o sal de cozinha, NaCl:
Na NaCl Cl
+ -
A união entre os átomos: as ligações químicas
35Volume 1
 Os compostos iônicos são arranjados em estruturas tridimensionais; se ampliássemos, por 
exemplo, um cristal de sal de cozinha, conseguiríamos ver, na verdade, um “amontoado” de 
cátions Na+ e Cl-. Dizemos, então, que os compostos iônicos formam retículos cristalinos:
A fórmula de um composto iônico
 Como vimos acima, os compostos iônicos formam retículos cristalinos. Logo, como não 
existem moléculas distintas, só será possível escrever a fórmula mínima para essas substâncias. 
 Os elementos metálicos dos grupos 1, 2 e 13 possuem 1, 2 e 3 elétrons na camada de 
valência, respectivamente. Logo, terão que perdê-los para se estabilizarem (exceto o boro). Já os 
elementos dos grupos 15, 16 e 17, que possuem 5, 6 e 7 elétrons em suas camadas de valência, 
deverão ganhar elétrons para obedecer à regra do octeto. Portanto, de forma geral, a fórmula de 
um composto iônico se dá por:
(CÁTION X+ )Y ( ÂNION 
Y+)X
Exercícios resolvidos
1 Ao unir os elementos Ferro (Fe) e enxofre (grupo 16), qual será a estrutura de Lewis e a fórmula 
molecular?
Resolução:
 Estrutura eletrônica (Lewis):
 
Fe
Fe
Fe
2 
-2 
S
S
S
S
+3
3
 Fórmula molecular:
 Fe+3 S-2
 Fe
2
S
3
Química
36 1ª série do Ensino Médio
Características dos compostos iônicos:
 Devido à forte atração eletrostática, os compostos iônicos possuem as seguintes características:
 • Têm altos pontos de fusão e ebulição.
 • São sólidos à temperatura e pressão ambiente.
 • São frágeis. (Duros e quebradiços).
 • Possuem diversidade de cores.
 • Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em água.
 • Normalmente possuem boa solubilidade em água.
CsCl ZnS CaF2
Fig.3.2
Saiba mais
 Além do sal de cozinha, existem muitos outros compostos iônicos que utilizamos no dia a dia. Por exemplo:
 • Bicarbonato de sódio: Usado como antiácido (neutraliza o excesso de suco gástrico presente no 
estômago) e também no fermento químico, por liberar CO
2
.
Fig.3.3
H
O
O
O
C
Na
Fig.3.4
 • Fluoreto de sódio: De fórmula NaF, é usado na prevenção de cáries, na fabricação de pastas de dentes e 
inseticidas, na fl uoretação de água potável etc.
Fig.3.5
A união entre os átomos: as ligações químicas
37Volume 1
 • Sulfato de cálcio: De fórmula CaSO
4
, é matéria-prima para o giz. Quando hidratado, forma o gesso, 
utilizado na construção civil e na ortopedia.
Fig.3.6 Fig.3.7
Exercícios de sala
2 (Covest) Um composto iônico é geralmente formado a partir de elementos que possuem
a) energias de ionização muito distintas entre si.
b) elevadas energias de ionização.
c) raios atômicos semelhantes.
d) elevadas afi nidades eletrônicas.
e) massas atômicas elevadas.
3 (UNESP) Têm-se dois elementos químicos A e B, com números atômicos iguais a 20 e a 35, 
respectivamente.
a) Escreva as confi gurações eletrônicas dos dois elementos. Com base nelas, diga a que grupo da 
Tabela Periódica pertence cada um.
 _______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
b) Qual será a fórmula do composto formado pelos elementos A e B? Qual o tipo de ligção? Justifi que.
 _______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
4 (UNICAMP) Considerando os elementos sódio, magnésio, enxofre e cloro, escreva as fórmulas dos 
compostos iônicos quem podem ser formados por eles.
 _______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________
Química
38 1ª série do Ensino Médio
5 A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a camada mais externa de outro 
elemento Y tem 7 elétrons. Uma provável fórmula de um composto formado por esses elementos é:
a) XY
3
.
b) X
5
Y.
c) X
3
Y.
d) X
7
Y
3
.
e) XY.
6 (Mackenzie-SP) Para reciclar o alumínio, a partir de latinhas de refrigerantes descartadas, usam-se 
apenas 5% da energia necessária para produzi-las a partir do óxido de alumínio presente na bauxita. 
A fórmula do óxido de alumínio é:
 Dados: O (Z = 8); Al (Z = 13).
a) AlO.
b) AlO
3
.
c) AlO
2
.
d) Al
2
O.
e) Al
2
O
3
.
3.2 Compartilhando: a ligação covalente
Os ametais também podem reagir entre si para formar um composto. Nesse caso, porém, como ambos precisam de receber elétrons, os elétrons necessários para alcançar a 
estabilidade serão compartilhados entre os 
átomos envolvidos. Além dos ametais, o 
hidrogênio, por completar sua camada de 
valência apenas com 2 elétrons, também se 
une a outros átomos por ligação covalente.
 Os compostos formados por ligação 
covalente são chamados de compostos 
moleculares, podendo ser sólidos, líquidos 
e gasosos. Apesar de os núcleos dos átomos 
que se unem se repelirem devido ao fato de 
possuírem carga elétrica de mesmo sinal, o 
elétron que ficará presente entre esses dois 
núcleos exerce atração suficiente para mantê-
los unidos.
Fórmula Molecular Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural
H
2
H H Hxx+H H H
O
2
+O O OO OO
N
2 +N N N N NN
H
2
O H HO HH O
CO
2
O OC O OC
Fig.3.8
F