distribuicao_eletronica_e_tabela_periodica

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QUÍMICA GERAL e TECNOLÓGICA 
Curso de Engenharia Básico 
 
Prof. Dr. Djalma Albuquerque Barros Filho 
Profa Dra Patrícia Dantoni 
Profa Dra Rosely A. L. Imbernom 
Profa Dra Silvania Maria Netto 
 
 
Março de 2006 
 
1 
DDIISSTTRRIIBBUUIIÇÇÃÃOO EELLEETTRRÔÔNNIICCAA EE TTAABBEELLAA PPEERRIIÓÓDDIICCAA ddooss EELLEEMMEENNTTOOSS 
 
 
INTRODUÇÃO 
O conhecimento químico é necessário para uma melhor compreensão sobre as propriedades físicas, 
químicas e mecânicas dos materiais utilizados, por exemplo, na fabricação de componentes eletrônicos e na 
construção civil, tais como, metais, madeiras, materiais cerâmicos, vidros, polímeros, borrachas, tintas e betumes, 
concretos e argamassas. Desta forma, faz-se necessário o entendimento de como os átomos encontram-se unidos 
nestes materiais. 
 
DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS 
 
Sabe-se, por fatos experimentais que os elétrons se distribuem 
em níveis em torno do núcleo (os quais também podem ser chamados 
de camadas). Estes são números infinitos mas, só existem átomos na 
natureza que precisam de, no máximo, sete níveis para acomodar seus 
elétrons. Em cada nível há um número máximo de elétrons que podem 
ser acomodados. 
 
 
Nível 1 2 3 4 5 6 7 
Camada K L M N O P Q 
Número máximo de elétrons 2 8 18 32 32 18 2 
 
 
Muitos químicos e físicos estudaram profundamente a estrutura do átomo, no início do século XX, e 
chegaram à conclusão que os elétrons de um átomo se distribuem em níveis, e estes, se subdividem em subníveis. 
Já os subníveis são compostos por orbitais. 
Orbital descreve uma região específica de maior densidade eletrônica, ou seja, é a região mais provável de 
se encontrar o elétron (ATENÇÃO orbital é diferente de órbita!). 
São quatro os subníveis que os elétrons ocupam: s, p d, f. Em cada um destes também existe um número 
máximo de elétrons, veja: s = 2 , p = 6, d = 10 e f = 14. 
Os cientistas perceberam que os elétrons de um átomo sempre ocupam posições de energia crescente (da 
posição de menor energia para as de maior energia), onde, as posições de menor energia são aquelas mais 
próximas do núcleo. 
Linus Pauling, que era químico, esquematizou um diagrama para facilitar o entendimento da forma como 
os elétrons se distribuem, vejamos o esquema a abaixo: 
 
Diagrama de Linus Pauling 
 
1s 
2s 2p 
3s 3p 3d 
4s 4p 4d 4f 
5s 5p 5d 
6s 6p 
7s 
 
 Pode-se entender o diagrama acima, da seguinte forma: o subnível 1s tem energia < que o subnível 2s < 
2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d.... 
 
E
N
E
R
G
IA
 
 
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Vejamos alguns exemplos de distribuições eletrônicas: 
11Na = 11p e 11e: 1s
2 2s2 2p6 3s1 (camada de valência = 3s1 = 1e) 
11Na
+ = 11p e 10e: 1s2 2s2 2p6 (camada de valência = 2s2 , 2p6 = 8e) 
20Ca = 20p e 20e: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (camada de valência = 4s2 = 2e) 
20Ca
2+ = 20p e 18e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (camada de valência = 3s2 , 3p6 = 8e) 
9F = 9 p e 9e: 1s
2 2s2 2p5 (camada de valência = 2s2 , 2p5 = 7e) 
9F
- = 9p e 10e: 1s2 2s2 2p6 (camada de valência = 2s2 , 2p6 = 8e) 
17Cl = 17p e 17e: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5 (camada de valência = 3s2 , 3p5 = 7e) 
17Cl 
- = 17p e 18e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (camada de valência = 3s2 , 3p6 = 8e) 
Você reparou, que nos exemplos acima, nós apresentamos o número de elétrons da camada de valência? 
Camada de valência corresponde a última camada de um átomo, ou seja, aquela com maior energia, portanto, os 
elétrons aí contidos são os responsáveis por todas as reações químicas que ocorrem na natureza. O número de 
elétrons da camada de valência vai nos fornecer informações valiosas sobre os átomos. É a partir destes que 
entenderemos porque um vidro tem a propriedades que tem, por que um metal conduz eletricidade e a madeira 
não, por que o silício é um semicondutor e assim por diante. O número de elétrons da camada de valência vai nos 
orientar a entender a formação da Tabela Periódica. 
 
 
 
 
TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
 
Desde o século XVIII, busca-se classificar os elementos químicos de acordo com suas propriedades. Várias 
tentativas foram feitas; dentre elas destacamos a de Lavoisier, que agrupou os elementos em metais e não metais. 
Algumas classificações consideravam as massas atômicas dos elementos em ordem crescente; outras, as 
semelhanças em suas propriedades. Dessa forma, as Tríades de Dobereiner apresentavam os elementos em grupo 
de três; o Parafuso Telúrico de Chancourtois distribuía os elementos de forma espiralada e, de acordo com 
propriedades similares, notava-os numa mesma vertical. Já nas oitavas de Newlands, a distribuição dos elementos 
fazia-se na horizontal e as semelhanças das propriedades ocorriam em intervalos de oito elementos. 
A Tabela Periódica dos Elementos Químicos (Figura 1) é a disposição sistemática dos elementos em função 
de suas propriedades. Foi criada pelo químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleyev e publicada em 1869 em seu 
livro Princípios da Química. 
A tabela periódica relaciona os elementos em linhas (períodos) e colunas (grupos). A tabela moderna é 
ordenada segundo o número atômico, propriedade não-periódica, baseada nos trabalhos de Henry G. J. Moseley 
sobre a carga nuclear dos átomos, com a qual concorda numericamente, se a unidade de carga tiver sido dada em 
termos da carga elementar (positiva) do próton. O trabalho de Moseley serviu para dirimir um erro em que a 
Química se encontrava na época, por desconhecimento: os elementos eram ordenados pela massa atômica e não 
pelo número atômico. Em 1913, medindo as as freqüências de linhas espectrais específicas de raios X de um 
número de 40 elementos contra a carga do núcleo. Com seu trabalho, pode identificar algumas inversões na 
ordem correta da tabela periódica, sendo, portanto, o primeiro dos trabalhos experimentais a ratificar o modelo 
atômico de Bohr. 
 
 
 
 
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Legenda: 
Metais alcalinos2 Metais alcalinos-terrosos2 Lantanídeos1, 2 Actinídeo, 2 Metais de transição2 
Outros metais Metalóides Não-Metais Halogênios3 Gases nobres3 
1 Actinídios e lantanídios são conhecidos coletivamente como "Metais-terrosos raros"; 
2 Metais alcalinos, alcalinos-terrosos, de transição, actinídios e lantanídios são conhecidos como "Metais"; 
3 Halogêneos e gases nobres também são não-metais. 
Estado do elemento nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP): 
· aqueles com o número atômico em vermelho são gases nas CNTP; 
· aqueles com o número atômico em azul são líquidos nas CNTP; 
· aqueles com o número atômico em preto são sólidos nas CNTP. 
Ocorrência natural 
· Sem borda indica existência de isótopo mais antigo que a Terra (elemento primordial). 
· Borda tracejada indica que o elemento surge do decaimento de outros. 
· Borda sólida indica que o elemento é produzido artificialmente (elemento sintético). 
· A cor mais clara indica elemento ainda não descoberto. 
 
Figura 1. Tabela Periódica dos Elementos de acordo com a resolução da IUPAC que, em 1986, sugeriu uma 
mudança na forma de identificação dos grupos, identificando-os de 1 a 18. 
 
A classificação dos elementos é efetuada de acordo com algumas propriedades e divide os elementos 
químicos em metais, ametais, metalóides e gases nobres: 
· Os metais são bons condutores de eletricidade ,calor e são sólidos nas condições ambientes – com exceção 
domercúrio; 
· Os ametais são maus condutores de calor e de eletricidade, com exceção do carbono na forma de grafita, 
que é um bom condutor elétrico. São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes; 
· Os metalóides têm propriedades intermediárias entre a dos metais e ametais e vários deles são 
semicondutores elétricos, como o silício por exemplo, e usados na fabricação de circuitos integrados e chips de 
computadores; 
· Os gases nobres apresentam reatividade muito pequena, sendo considerados, até pouco tempo, inertes. 
 
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São apresentadas na Tabela 1 as principais características dos metais e ametais. 
 
Tabela 1. Principais características dos metais e ametais quanto as suas propriedades físicas e químicas. 
Metais Ametais 
PROPRIEDADES FÍSICAS 
Bons condutores de eletricidade Maus condutores de eletricidade 
Maleáveis Não-maleáveis 
Dúcteis Não-dúcteis 
Brilhantes Não-brilhantes 
Sólido Sólido, líquido ou gás 
Elevado ponto de fusão Baixo ponto de fusão 
Bons condutores de calor Maus condutores de calor 
PROPRIEDADES QUÍMICAS 
Reagem com ácidos Não reagem com ácidos 
Formam óxidos básicos (reagem com ácidos) Formam óxidos ácidos (reagem com bases) 
Formam cátions (perdem elétrons) Formam ânions (ganham elétrons) 
Formam haletos iônicos (transferem elétrons) Formam haletos covalentes (compartilham elétrons) 
 
A classificação pode, ainda, ser feita em função da distribuição eletrônica dos elementos químicos e, desta 
forma, tem-se os elementos representativos e os de transição: 
 
· Representativos: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em “s” ou “p”. 
Exemplos: 
12Mg: 1s
2 2s2 2p6 3s2 
14Si: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p2 
33As: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 
Uma atenção especial deve ser dada aos gases nobres que, embora apresentem distribuição eletrônica 
finalizada em “s” ou “p”, têm o último nível completo (8 elétrons), com exceção do He (2 elétrons). 
Exemplo: 
18Ar: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
· Transição: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em “d”. Alguns elementos de transição não 
seguem rigorosamente as regras de distribuição eletrônica: aqueles que terminam em “d4” ou “d9” apresentam 
promoção de um elétron do subnível “s” anterior para o subnível “d”, resultando, respectivamente, as 
configurações “s1 d5” e “s1 d10”. 
Exemplos: 
21Sc: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 
24Cr: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 
 … 4s1 3d5 
29Cu: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d9 
 … 4s1 3d10 
57La: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1 
 
 
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De acordo com a distribuição eletrônica e com a classificação baseada nas propriedades dos elementos, a 
tabela periódica atual é construída de tal modo que as colunas apresentam os elementos químicos com a mesma 
configuração eletrônica nos últimos subníveis e são denominados por grupos. As linhas horizontais apresentam 
elementos com o mesmo número de níveis e são chamados períodos. A localização dos elementos na tabela pode 
ser determinada indicando-se o período e o grupo em que os elementos se encontram: 
 
· Períodos - são em número de sete, e o número do período indica o número de níveis que o elemento possui. 
Exemplos: 
3Li: 1s
2 2s1 - está no 2º período porque possui dois níveis de energia 
19K: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - está no 4º período porque possui quatro níveis de energia 
27Co: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 - está no 4º período 
 
· Grupos – para os elementos representativos o número de elétrons do último nível é o número do grupo. 
Exemplos: 
3Li: 1s
2 2s1 - está no grupo 1 porque possui 1 elétron na camada de valência (última camada) 
19K: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 grupo 1 Metais alcalinos 
20Ca: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 grupo 2 Metais alcalino-terrosos 
21Sc: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 grupo 3 Grupo do escândio 
22Ti: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 grupo 4 Grupo do titânio 
23V: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 grupo 5 Grupo do vanádio 
24Cr: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 grupo 6 Grupo do crômio 
25Mn: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 grupo 7 Grupo do manganês 
26Fe: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 grupo 8 Grupo do ferro 
27Co: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 grupo 9 Grupo do cobalto 
28Ni: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 grupo 10 Grupo do níquel 
29Cu: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 grupo 11 Grupo do cobre 
30Zn: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 grupo 12 Grupo do zinco 
31Ga: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 grupo 13 Grupo do boro 
32Ge: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 grupo 14 Grupo do carbono 
33As: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 grupo 15 Grupo do nitrogênio 
34Se: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4 grupo 16 Calcogênios 
35Br: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 grupo 17 Halogênios 
36Kr: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 grupo 18 Gases nobres 
 
Analisando as propriedades físicas e químicas das substâncias simples e de seus elementos, verifica-se que 
estas podem estar relacionadas com a posição dos elementos na tabela periódica. A variação dessas propriedades 
em função do número atômico pode ser: 
 
· Propriedades aperiódicas – são aquelas cujo valor aumenta ou diminui em função do número atômico 
como, por exemplo, número de nêutrons, massa atômica e calor específico; 
 
· Propriedades periódicas – são aquelas que para intervalos regulares de números atômicos apresentam 
valores próximos, tais como, raio atômico, eletronegatividade e energia de ionização. Para uma melhor 
compreensão destas grandezas têm-se as seguintes definições: 
 
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o Raio atômico –é a distância entre o centro do átomo e a sua camada de valência, que é o nível 
de energia com elétrons mais externo deste átomo isto é, a distância média entre o núcleo e o 
último nível eletrônico. 
 
 
 
 
Como o átomo não é 
rígido torna-se impossível 
calcular o seu raio atômico 
exato e, por esta razão, 
determina-se então o seu raio 
atômico médio. Devido a 
dificuldade em obter-se o raio 
de átomos isolados 
determina-se, através de 
difração de raios X, a 
distância entre os núcleos de 
dois átomos ligados do 
mesmo elemento, no estado 
sólido. O raio atômico será a 
média da distância calculada 
e, com estes valores, é 
possível projetar um gráfico 
para facilitar a visualização 
sobre a tendência destes 
valore quando comparados 
aos números atômicos. 
 
 
 
O tamanho atômico varia 
consistentemente através da tabela 
periódica. Observe que ao descermos 
em um grupo, os átomos aumentam, 
enquanto que ao longo dos períodos os 
átomos tornam-se menores. Isto 
ocorre porque à medida que o número 
quântico principal aumenta (descemos 
em um grupo), a distância do elétron 
mais externo ao núcleo aumenta e, 
conseqüentemente, o raio atômico 
aumenta. Ao longo de um período na 
tabela periódica, o número de elétrons 
mais internos mantém-se constante. 
Entretanto, a carga nuclear aumenta e, 
conseqüentemente, aumenta a atração 
entre o núcleo e os elétrons mais 
externos. Essa atração faz comque o 
raio atômico diminua. 
 
 
 
 
o Raio iônico – O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico e, também, 
depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de 
valência. 
 
 
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Os cátions deixam 
vago o orbital mais 
volumoso e são 
menores do que os 
átomos que lhes 
dão origem. 
 
 
Os ânions 
adicionam elétrons 
ao orbital mais 
volumoso e são 
maiores do que os 
átomos que lhe dão 
origem. 
 
 
 
 
Para íons de mesma 
carga, o tamanho do íon 
aumenta à medida que 
descemos em um grupo na 
tabela periódica. 
Todos os membros de 
uma série isoeletrônica têm 
o mesmo número de 
elétrons e quando a carga 
nuclear aumenta em uma 
série isoeletrônica, os íons 
tornam-se menores : 
 
O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
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o Eletronegatividade – é a tendência do átomo em atrair elétrons. 
 
 
 
A eletronegatividade de um 
átomo está intimamente relacionado 
com o seu raio atômico, pois quanto 
menor o raio atômico, maior a atração 
que o núcleo do átomo exerce sôbre o 
elétron que vai adquirir, portanto maior 
a sua eletronegatividade. Como 
consequência, esta propriedade tende 
a crescer na tabela periódica. 
 
 
Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendência de um átomo em atrair elétrons. 
Arbitrou para o fluor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos demais elementos foram 
determinadas a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é o frâncio (0,7). A eletronegatividade não 
possui unidade porque são valores relativos. 
 
 
o Eletroafinidade – é a energia envolvida quando o átomo de um elemento químico no estado 
gasoso recebe um elétron. 
 
A afinidade eletrônica é o oposto da 
energia de ionização: 
 
Cl(g) + e ® Cl
-
(g) 
 
A afinidade eletrônica pode ser tanto 
exotérmica (como o exemplo acima) quanto 
endotérmica: 
 
Ar(g) + e ® Ar
-
(g) 
 
 
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o Energia de ionização – é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo de um 
elemento químico no estado gasoso, denominada primeira energia de ionização: 
Na(g) ® Na
+
(g) + e 
A segunda energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um íon 
gasoso: 
Na+(g) ® Na
2+
(g) + e 
 
 
 
 
 
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Em um grupo a energia de 
ionização cresce de baixo para cima, 
a medida em que as camadas 
eletrônicas diminuem, sendo o 
elétron mais fortemente atraído pelo 
núcleo. No período, cresce da 
esquerda para a direita, 
acompanhando o crescimento do 
número atômico (Z), o que faz a 
camada de valência ficar mais 
próxima do núcleo. 
 
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. Veja o 
quadro abaixo: 
 
 
o Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição – as temperaturas correspondentes aos pontos de fusão e 
ebulição das substâncias simples estão relacionadas com a posição dos elementos nos grupos e 
nos períodos. 
 
 
 
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o Densidade – o valor da densidade das substâncias simples está relacionado com a posição dos 
respectivos elementos nos grupos e períodos. 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
BROWN, T.L. et al. Química a Ciência Central. 9 ed. São Paulo: Pearson-Prentice Hall, 2005. 
KOTZ, J.C.; TREICHEL, P. Jr. Química Geral e Reações Químicas. 1 ed. São Paulo: Thomson Pioneira, Vol. 1., 
2005. 
LEE, J. D.. Química Inorgânica Não Tão Concisa - Tradução da 5ª Ed., Ed. Edgard Blücher, 2003