1 ESTRUTURA ATÔMICA E TABELA PERIÓDICA1

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ESTRUTURA ATÔMICA 
E TABELA PERIÓDICA
ROSANNY C. DA SILVA
A Natureza Elétrica da Matéria (G. J. Stoney)
Tubos de descargas elétricas: Séc. XIX.
 1. normalmente caminham em linha reta;
 2. delineiam sombras;
 3. podem girar um pequeno moinho colocado em seu
caminho, sugerindo que eles são formados por
partículas;
 4. aquecem um folha metálica colocada entre os
eletrodos;
 5. podem ser curvados por um campo elétrico
magnético, numa direção tal que se deduz serem as
partículas eletricamente carregadas e que a carga é
negativa;
 6. são sempre os mesmos, independente da natureza
do material que compõe os eletrodos ou da espécie de
gás residual do interior do tubo.
Tubo de raios catódicos (J. J. Thomson, 1897)
Colocando-se placas, com cargas 
opostas, acima e abaixo do tubo, o feixe 
é defletido em direção à placa positiva;
A quantidade de deflexão que a partícula 
sofre é diretamente proporcional a carga;
A quantidade de deflexão também sera
inversamente proporcional a massa da 
partícula;
As influências da carga e da massa sobre a 
quantidade de deflexão depende da razão carga (e) 
e massa (m):
 𝑒 𝑚 = −1, 76 𝑥 108
A carga no elétron (Millikan, 1908)
 O conhecimento da massa da gota de óleo
(medida pela observação de sua velocidade
de queda, na ausência do campo elétrico) e
a quantidade de carga nas placas necessária
para manter a gota suspensa permitiu a
Millikan calcular a quantidade de carga na
gota.
 𝑒 𝑚 = −1, 76 𝑥 108 C/g
Carga nas gotas = múltiplos de -1,60 x 10-19
Massa do elétron = 9,11 x 10-28
Partículas positivas e espectrômetro de massa
As coisas ordinárias que 
encontramos são eletricamente 
neutras...
 Partículas positivas (observados 
como raios canais”)
Espectrômetro de massa: 
instrumento projetado para 
determinar a razão carga massa 
(e/m) de íons positivos;
 Para íons com mesma carga, os
raios de curvatura dependem de
sua massa;
 Para íons com mesma massa, o
grau de curvatura da trajetória é
diretamente proporcional às suas
cargas;
 Ìons com altas razões e/m são
mais defletidos, enquanto aqueles
com e/m menores são menos
defletidos.
1. Os íons positivos têm razão e/m muito menores que as dos elétrons. Isso 
quer dizer que tem massa muito maior que o elétron, ou que possuem cargas 
positivas muito pequenas. Uma vez que são formados a partir de átomos 
neutros pela perda de elétrons, a carga que transportam é igual à magnitude 
da carga do elétron ou a um múltiplo inteiro desta. Portanto, a fim de terem 
uma razão e/m muito maior que a do elétron, suas massas devem ser muito 
maiores. 
2. A razão e/m é dependente da natureza do gás introduzido no 
espectrômetro de massa, o que mostra que nem todos os íons positivos tem a 
mesma razão e/m.
 e/m do átomo de H = +9,63 x 104 C g-1
 Próton (+) é 1836 vezes mais pesado que o elétron (-)
Outros átomos (mais pesados que o H) possuem mais que um próton (+);
Cada átomo de um elemento particular possui o mesmo número de prótons (+);
O número de prótons de um elemento é chamado número atômico (Z);
Íons são formados a partir da partículas neutras, pela adição ou perda de 
elétrons, cada um dos quais adicionando ou retirando 1,60 x 10-19 C de carga, é 
conveniente expressar as cargas destas partículas desta dimensão
 1 e- = 1 unidade de carga
cátions He2+ ânios O2-
RADIOATIVIDADE (Henri Becquerel-1896)
Alguns elementos não são estáveis e emitem, espontaneamente, radiação de 
vários tipos (fenômeno chamado de radioatividade).
 Radiação alfa, formada de íons He2+, chamados partículas alfa (a);
 Radiação beta, que consiste de elétrons, neste caso, chamados partículas b;
 Radiação gama (raios g), altamente energético, consistindo de ondas de luz altamente 
penetrante.
O fenômeno de radioatividade fornece, ainda, mais mais uma evidência de que
os átomos não são partículas indestrutíveis e que eles contem partes ainda
mais simples.
O átomo Nuclear (Ernest Rutherford-1911)
Insatisfeito com a teoria de Thomson,
atribuiu a um de seus estudantes a tarefa
de medir o espalhamento de partículas a
que se projetassem de encontro com um
fina folha de ouro.
Núcleo (+)
Diâmetro ~ 10-13cm
Diâmetro do átomo ~ 10-8 cm
Densidade do material nuclear
~ 1014 g cm-3
O Nêutron (Chadwiick-1932)
Apenas metade da massa nuclear poderia ser justificada pelos prótons;
Um átomo é composto de um núcleo denso que contem prótons e nêutrons.
Estas partículas fornecem, aproximadamente, toda a massa do átomo. O
núcleo esta rodeado de alguma forma pelos elétrons do átomo, que estãoi
distribuídos de algumas forma por todo volume restante do átomo.
Algumas propriedades das partículas 
subatômicas
Massa Carga
Gramas
Unidade unificada 
de massa atômica 
(u)
Coulombs
Unidade de Carga
Elétrica
Próton 1,67 x 10-24 1,007276 +1,602 x 10-19 +1
Nêutron 1,67 x 10-24 1,008665 0 0
Elétron 9,11 x 10-28 0,0005486 -1,602 x 10-19 -1
Isótopos
Nem todos os átomos do mesmo elemento têm massas idênticas (isótopos);
A maioria dos elementos são uma mistura de isótopos;
O número atômico identifica o elemento;
Qualquer diferença de massa existente entre átomos do mesmo elemento deve, 
então, originar-se de diferentes números de nêutrons;
𝑍
𝐴𝑋
A (massa) = p + n
n = A - Z
Quase todos os elementos encontrados na natureza ocorrem como mistura de 
isótopos.
 Ex.: O elemento cobre (Cu) contém os isótopos 29
63𝐶𝑢 e 29
65𝐶𝑢, cujas massas foram 
acuradamente determinadas, sendo, respectivamente, 62,9298 e 64,9278 u. Suas 
ambundâncias relativas são 69,09% e 30,91%.
O peso atômico do Cu é obtido como a média das massas isotópicas ponderais. 
Lei periódica e Tabela periódica
 1800 – havia acumulado uma
quantidade significativa de
informações relativas às propriedades
físicas e química dos elementos
conhecidos.
 1869 – foi imaginado a tabela periódica
que deu origem à usada atualmente
(Dimitri Mendeleev e Julius Lothar
Meyer).
 Ordem do aumento dos peses atômicos ;
 Elementos com propriedades semelhantes
ocorriam em intervalos periódicos.
Períodos = linhas (ordem crescente de 
massa atômica)
Grupos = colunas (elementos com 
propriedades químicas semelhantes)
 Estudos das propriedades físicas e químicas dos elementos;
Observação do surgimento de propriedades semelhantes após 
intervalos regulares de massas atômicas;
Li, Na, K, Rb, Cs + Cl  compostos solúveis em água do
tipo MCl: LiCl, NaCl, KCl ...
Be, Mg, Ca, Sr, Ba + Cl  compostos solúveis em água do
tipo MCl2: BeCl2, MgCl2 ...
Tabela Periódica moderna
 As propriedades químicas e físicas dos elementos variam com suas massas atômicas 
de um modo periódico, ou seja, em intervalos regulares;
Na época, os números atômicos ainda não eram conhecidos.
Tabela Periódica moderna
Exceções à lei periódica de Mendeleev =
Te e I, Ar e K (massas atômicas não eram
o conceito correto a ser associado à
repetição periódica das propriedades dos
elementos)
Quando os elementos são listados,
seqüencialmente, em ordem crescente de
número atômico, observa-se uma
repetição periódica em suas
propriedades de forma mais ou menos
regular.
Tabela Periódica moderna
Permite estudar 
sistematicamente o modo como 
as propriedades variam com a 
posição de um elemento na 
tabela, bem como, facilitar o 
entendimento e a memorização 
das diferenças entre os 
elementos. 
Organização dos elementos com 
ênfase na distribuição 
eletrônica
Períodos = ordem crescente de número atômico;
Grupos = elementos quimicamente semelhantes.
G
ru
po
s/
F
a
m
íl
ia
s
(C
ol
un
a
s 
V
e
rt
ic
a
is
)
Períodos
(Linhas Horizontais)
1
2
3
4
56
7
= 2
= 8
= 8
= 18
= 18
= 32 (17 + 15)
= 32 (17 + 15)
= 15
= 15
L
A
L
A
Tabela Periódica moderna
Grupos Representativos (Principais, Grupos A) = Elementos representativos
Tabela Periódica moderna
IA VIIIA
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
M
E
T
A
I
S
 A
L
C
A
L
I
N
O
S
 T
E
R
R
O
S
O
S
M
E
T
A
I
S
 A
L
C
A
L
I
N
O
S
 
C
A
L
C
O
G
Ê
N
I
O
S
H
A
L
O
G
Ê
N
I
O
S
G
A
S
E
S
 N
O
B
R
E
S
Metais Alcalinos
Elementos que pertencem ao Grupo IA (Grupo 1);
Formam compostos com oxigênio solúveis em água originam soluções 
fortemente alcalinas.
2 Na(s) + 2 H2O(l)  2 Na
+
(aq) + 2 OH
-
(aq) + H2 (g)
Reação altamente exotérmica
Tabela Periódica moderna
Metais Alcalinos Terrosos
Elementos que pertencem ao Grupo IIA (Grupo 2);
Formam compostos alcalinos com oxigênio, a maioria pouco solúvel em água, e 
são encontrados em depósitos naturais no solo.
Mg (s) + O2 (g)  MgO (s)
Tabela Periódica moderna
Calcogênios
Elementos que pertencem ao Grupo VIA (Grupo 16);
Recebem este nome pois são componentes de muitos minérios.
Tabela Periódica moderna
“ouro dos tolos”
Halogênios
Elementos que pertencem ao Grupo VIIA (Grupo 17);
Recebem este nome pois são elementos capazes de formar sais com 
facilidade.
Tabela Periódica moderna
Gases Nobres
Elementos que pertencem ao Grupo VIIIA (Grupo 18);
Não se combinam facilmente com os demais elementos, em virtude de 
sua baixa reatividade química (alta estabilidade em razão do octeto completo).
Tabela Periódica moderna
Grupos de Transição (Subgrupos, Grupos B) = Elementos de transição
IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIB
VIIIB
Tabela Periódica moderna
Elementos de Transição Interna (L = lantanóides; A = actinóides)
L
A
Tabela Periódica moderna
Quando os átomos se combinam durante as reações químicas, são os elétrons que 
envolvem os núcleos que interagem, pois apenas as partes externas dos átomos ficam 
em contato.
 Portanto as propriedades químicas dos elementos são determinadas pela forma como os elétrons estão 
arrumados nesse átomo. ESTRUTURA ELETRÔNICA
CHAVE DA ESTRUTURA ELETRÔNICA
Análise da luz que os átomos emitem quando 
são excitados
Radiação Eletromagnética e o Espectro atômico
Energia
Fóton
Radiação Eletromagnética e o Espectro atômico
Fóton
Onda eletromagnética
Radiação Eletromagnética e o Espectro atômico
Raio X
Luz Visível
LUZ Radiação Ultra Violeta (UV) Radiação eletromagnética
Infravermelho (IR)
Ondas de Rádio
ONDAS
Viaja a uma 
Velocidade constante
= 3,00 x 108 m s-1
CRISTA
VAZIOComprimento 
(l)
amplitude
l . n = c
Uma estação de radioamador transmite na frequência de 14,2 MHz. Qual é o 
comprimento das ondas de rádio geradas pelo transmissor?
Qual o comprimento de onda, em nanômetros, da luz verde que tem frequência de 
6,67 x 1014 Hz? 
Qual a frequência da radiação infravermelha que tem um comprimento de onda de 
1,25 x 103 nm?
Ex.:
Série de 
Balmer
R = constante de Rydberg
(3,29 x 1015 Hz) 
Série de Balmer Série de Lyman
Série de Paschen Série de Brucktt
Calcule o comprimento de onda da terceira linha da série de Brackett para o 
hidrogênio.
Ex.:
O modelo atômico de Bohr imaginava que o elétron movia-se ao redor do núcleo em 
orbita e tamando de energia fixo
E = -A 
1
𝑛2
2,18 x 10-18 J
n = serve para identificar a orbita do elétron e a energia de um elétron em 
uma orbita particular depende do valor de n.
 Não existe energia negativa!!!
DE = En2 – En1 DE = (-A 
1
𝑛2
) - (-A 
1
𝑛2
)
DE = A(
1
𝑛1
2 -
1
𝑛2
2)
Ateoria de Bohr do átomo de Hidrogênio
Número quântico (1,2,3...∞)
Se esta diferença for dada como fóton, este terá uma frequência n, dada por:
DE = hn sabendo que l.n = c DE = hc . 1/l
e que DE = A(
1
𝑛1
2 -
1
𝑛2
2) temos: 1/l =109 730 cm-1(
1
𝑛1
2 -
1
𝑛2
2)
Ex.: Calcule a energia liberada quando um elétron cai do quinto para o segundo 
nível energético no hidrogênio.
Teoria mais aceite, que explica o comportamento dos elétrons nos átomos (Louis 
Broglie - 1924). PARTÍCULA ONDA....
Einstein havia demonstrado que a energia, E, equivalente de uma partícula de massa, 
m é : E = mc2 .
Max Planck mostrou que a energia de um fóton é dada por: E = hc/l
3,63 x 10-34 J s
hc/l = mc² h/mc = l h/m u = l
Susbtitui velocidade da luz por 
velocidade da partícula u
Mecânica ondulatória
Qual o comprimento de onda de um grão de areia que pesa 0,000010 g e estar se 
movendo a uma velocidade de 0,010 m s-1
Ex.:
Os elétrons se movem como ondas em torno do núcleo
ONDAS EM TRÊS DIMENSÕES = nº quânticos inteiros
Erwin Schrödinger = investigação sobra as ondas estacionárias
Equação de onda
Descrever as formas e energias das ondas 
eletrônicas = ORBITAL.
Abriu os estudos sobre a mecânica quântica 
Conjunto de funções matemáticas chamados de 
FUNÇÕES DE ONDAS (y)
Orbital = cada orbital em um átomo possui uma energia característica e é visto como
uma descrição da região em torno do núcleo onde se espera poder encontrar o
elétron.
Número quântico principal (n) =
FUNÇÕES DE ONDAS (y)
São caracterizados pelos valores de 3 nº quânticos.
Quanto maior o valor de n maior a
energia média dos níveis pertencente as
camadas.
Número quântico azimutal (l) ou secundário = 
Número quântico magnético (m) = 
Determina a forma de um orbital e
apresenta o valor máximo de n-1, para
cada camada
Um orbital dentro de uma subcamada
particular é caracterizado por um valor
de m, que serve para determinar sua
orientação no espaço em relação aos
demais.
Na descrição das ondas eletrônicas num átomo, podemos atribuir a cada uma um 
conjunto de valores para n, l, m.
Ex.: Uma onda terá
n = 1
l = 0
m = 0
Diagrama de níveis de energia
Em adição aos números quânticos n, l, m, que aparecem na resolução da equação de 
ondas, existe ainda outro número (s).
e- comportam-se como se estivessem girando no próprio eixo
eletroímãs 
Materiais diamagnéticos
Mteriais paramagnéticos
SPIN do elétron e o pricípio da exclusão de 
Pauli
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICAS DOS 
ELEMENTOS
Exemplo: Qual é o conjunto dos
quatro números quânticos que
caracteriza o elétron mais
energético do 9F?
Tabela Periódica Moderna
Tabela Periódica
52
s p
d
f
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
n = 5
n = 6
n = 7
Tabela Periódica
Tabela Periódica Moderna
Subcamada mais energética dos elementos.
53
1
2
3
4
5
6
7
2s
3s
4s
5s
6s
7s
1s
3d
4d
5d
6d
2p
3p
4p
5p
6p
7p
4f
5f
Tabela Periódica
Configurações Eletrônicas
Regras para localização dos elementos:
1º) Fazer a distribuição eletrônica
2º) Verificar a terminação:
Se terminar em “s” ou “p” = observar a camada de valência
O elemento pertence ao Grupo A
Se terminar em “d” ou “f” = observar a camada mais energética
Terminação “d”: o elemento pertence ao Grupo B
Terminação “f”: o elemento é de transição interna 54
Tabela Periódica
Configurações Eletrônicas
Regras para localização dos elementos:
3º) Localizando o Grupo quando terminar em “ndx”
nd1 = IIIB
nd2 = IVB
nd3 = VB
nd4 = VIB
nd5 = VIIB
nd6 = VIIIB (1º coluna)
nd7 = VIIIB (2º coluna)
nd8 = VIIIB (3º coluna)
nd9 = IB
nd10 = IIB
55
1º 2º 3º 
*
*
* Terminam em “f”Tabela Periódica
Configurações Eletrônicas
Regras para localização dos elementos:
4º) Localizando o Período quando terminar em “nfx”
O período do elemento é encontrado quando somar-se 
2 ao número quântico principal (n)
Ex.: 57 La = 
Período: 4 + 2 = 6º (série dos Lantanídeos/1º coluna)
Ex.: 89 Ac = 
Período: 5 + 2 = 7º (série dos Actinídeos/1º coluna)
56
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14
5d10 6p6 7s2 5f 1
Tabela Periódica
Classificação Química
57
Tabela Periódica
Classificação Química
Metais:
Bons condutores de calor e eletricidade
em razão da elevada condutividade térmica e elétrica;
Maleáveis (podem ser transformados em lâminas);
Dúcteis (podem ser transformados em fios);
Alta refletividade (espelhos: Ag);
Brilho metálico (reluzente);
São os elementos mais numerosos da 
tabela.
58
Tabela Periódica
Classificação Química
Metais:
Sólidos à temperatura ambiente (exceção: Hg)
Dureza em grau variável;
Propriedades químicas bastante variadas:
 Baixa reatividade: Au, Pt
 Elevada reatividade: Na
59
Mercúrio
Na
Tabela Periódica
Classificação Química
Metais:
Metais de Transição: Grupo B
Menor reatividade que os metais alcalinos e alcalinos 
terrosos (geralmente sofrem oxidação);
Possuem mais de um estado de oxidação (Nox):
 Fe2+ (FeO)
 Fe3+ (Fe2O3)
60
Tabela Periódica
Classificação Química
Metais:
Metais de Transição Interna: Lantanídeos e Actinídeos
Foram postos separados do metais de transição inicial-
mente por uma simples questão de espaço;
Ficaram em local apropriado em razão de suas configu-
rações eletrônicas.
61
Tabela Periódica
Classificação Química
Metais:
Metais de Pós-Transição:
Aparecem a partir da 13° coluna (Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi)
São mais eletronegativos que os demais metais;
Possuem menores PF e PE.
62
Tabela Periódica
Classificação Química
Não-Metais:
Pobres condutores térmicos e elétricos
(exceção: Cgrafite);
Sólidos ou gases em temperatura 
ambiente (exceção: Br);
Quebradiços no estado sólido
Refletividade e brilho metálico
Reatividade química variável
63
C
Tabela Periódica
Classificação Química
Semi-Metais (Metalóides):
Propriedades intermediárias entre
os metais e os não-metais;
São semi-condutores elétricos. 
64
Si
circuito em 
silício
Tabela Periódica
Propriedades Periódicas
Propriedades periódicas em função do número atômico;
Elétrons exteriores: preenchem a camada mais exterior do 
átomo (camada de valência, ou, camada ocupada com o ma-
ior valor de “n”). Estes são os únicos que interagem com os 
dos outros átomos durante as reações.
Elétrons Interiores: estão profundamente 
ligados ao núcleo e não tomam parte na 
formação das ligações químicas. Exercem
efeito de blindagem da carga nuclear aos
elétrons exteriores.
65
Tabela Periódica
Propriedades Periódicas
Carga Nuclear Efetiva (CNE): quantidade de carga positiva 
sentida pelos elétrons de valência após o efeito de blindagem 
parcial da carga nuclear pelos elétrons interiores.
3Li = 1s
2 2s1
Carga nuclear: +3
Carga elétrons interiores: -2 (efeito de blindagem)
CNE: +1
66
Elétron de valência (elétron exterior)
Elétrons interiores (efeito de blindagem)
Tabela Periódica
Propriedades Periódicas
Propriedades periódicas: são aquelas que, à medida que o 
número atômico varia, seja assumindo valores crescentes ou 
decrescentes, repetem-se periodicamente.
Raio Atômico / Raio Iônico
Energia de Ionização
Afinidade Eletrônica
67
Tabela Periódica
Raio Atômico
Delimita uma região que abriga 90% da densidade eletrônica 
total (nuvem eletrônica) em um átomo;
Os átomos geralmente ficam maiores 
quando se desloca de cima para baixo 
em um grupo e ficam menores quando 
o deslocamento dar-se da esquerda 
para a direita ao longo de um período.
68
Aumento do Raio Atômico:
Fe
0,124 nm
Tabela Periódica
Raio Atômico
Mesmo Grupo: a CNE é constante porém, a distância do 
núcleo aos elétrons de valência aumenta de cima para baixo 
(devido ao aumento do número quântico principal da camada 
de valência). Isso resulta no aumento do raio atômico.
3Li = 1s
2 2s1  CNE = +1 
11Na = 1s
2 2s2 2p6 3s1  CNE = +1 
19K = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1  CNE = +1 
69
aumento do
raio atômico
Tabela Periódica
Raio Atômico
Mesmo Período: 
Elementos Representativos (Grupos s e p): a distância dos 
elétrons de valência ao núcleo atômico permanece pratica-
mente constante, porém, a carga nuclear efetiva aumenta, o 
que atrai mais os elétrons de valência e reduz o raio atômico.
3Li = 1s
2 2s1  CNE = +1 9F = 1s
2 2s2 2p5  CNE = +7
70
redução do
raio atômico
Tabela Periódica
Raio Atômico
Mesmo Período: 
Elementos de Transição (Grupo d) e Trans. Interna (Grupo f):
as variações em tamanho são menos pronunciadas pois a car-
ga nuclear efetiva permanece constante e a distância do nú-
cleo aos elétrons de valência também permanece constante, 
sendo o efeito de blindagem resultante apenas dos elétrons
que vão gradualmente preenchendo os subníveis d e f. Geran-
do uma redução menos pronunciada do raio atômico.
21Sc = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1  CNE = +2
26Fe = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6  CNE = +2
71
72
Tabela Periódica
Tabela Periódica
Raio Iônico
Quando átomos ganham ou perdem elétrons para formar íons 
estes revelam mudanças significativas em suas dimensões.
Íons negativos (ânions): são sempre maiores que os átomos 
que lhes deram origem. Ao receber elétrons, a repulsão ele-
trostática entre estas subpartículas causa um maior afasta-
mento dos elétrons, que passam a ocupar um volume maior, 
ampliando o raio iônico.
73
Tabela Periódica
Raio Iônico
Íons positivos (cátions): são sempre menores que os átomos 
que lhes deram origem. A remoção de elétrons gera uma di-
minuição da repulsão eletrostática e permite que os elétrons 
remanescentes fiquem mais próximos do núcleo e também uns 
dos outros. Isso reduz o volume iônico e o tamanho do raio. 
Quando um metal forma mais de um cátion, o tamanho dos 
íons diminue com o aumento de sua carga positiva.
74
0,124 nm 0,074 nm 0,064 nm 
Fe Fe2+ Fe3+
75
Tabela Periódica
Tabela Periódica
Energia de Ionização (EI)
É a energia necessária para remover um elétron de um átomo 
ou íon isolado em seu estado fundamental (estado gasoso).
É expressa em kJ/mol = neste caso, refere-se à energia ne-
cessária para arrancar 1 mol de elétrons de 1 mol da espécie
em questão no estado gasoso. Também pode ser expressa 
em elétron-volt (eV).
76
M(g) + EI  M
+
(g) + e
-
(g) (Energia de Ionização)
Tabela Periódica
Energia de Ionização (EI)
São processos endotérmicos, ou seja, que consomem energia. 
Assumem, portanto, valores positivos. Os primeiros elétrons a 
serem removidos são sempre os elétrons exteriores.
Átomos que possuem mais de um elétron também apresenta 
mais de uma energia de ionização. 
As energias de ionização sucessivas aumentam pois cada 
elétron está sendo removido de um íon cada vez mais positivo, 
implicando em maior gasto energético. 77
Li(g)  Li
+
(g) + 1e
- 1° EI = + 570 kJ/mol 
Li+(g)  Li
2+
(g) + 1e
- 2° EI = + 7297 kJ/mol 
Li2+(g)  Li
3+
(g) + 1e
- 3°EI = + 11810 kJ/mol
Tabela Periódica
Energia de Ionização (EI)
A EI aumenta de baixo para cima num grupo e da esquerda 
para a direita em um período;
Existem várias exceções quando a análise é feita nos períodos, 
pois a variação de EI torna-se um pouco irregular; 
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Tabela Periódica
Energia de Ionização (EI)
EI é oposta ao RA ou RI. Quando o RA aumenta a EI diminui, 
pois os elétrons exteriores ficam mais distantes do núcleo, e 
portanto, sofrem menos atração eletrostática, o que facilita sua 
remoção do átomo e reduz a energia associada neste processo. 
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Tabela Periódica
Afinidade Eletrônica (AE)
É a variação de energia associada com a adição de um elétron
a um átomo ou íon em seu estado fundamental (estado gasoso). 
É expressa em kJ/mol = neste caso, refere-se à variação de 
energia associada com a adição de 1 mol de elétrons à 1 mol 
da espécie em questão no estado gasoso. Também pode ser 
expressa em elétron-volt (eV).
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M(g) + e
-  M-(g) + AE (Afinidade Eletrônica)
Tabela Periódica
Afinidade Eletrônica (AE)
Na maioria dos casos são processos exotérmicos, assumindo 
valores negativos. Contudo existem algumas exceções onde o 
efeito torna-se endotérmico.
Em geral, embora existam exceções, as afinidades eletrônicas 
ficam mais exotérmicas da esquerda para a direita nos períodos 
e de baixo para cima em um grupo.
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Tabela Periódica
Afinidade Eletrônica (AE)
Nos casos exotérmicos (favoráveis energeticamente), o elétron 
adicionado aproxima-se do núcleo atômico sofrendo atração 
eletrostática deste;
A medida que o raio da espécie diminui, mais energia será 
liberada durante a adição do elétron;
A adição de um elétron a um íon negativo são processos endo-
térmicos, uma vez que é preciso forçar o elétron a aproximar-
se de uma espécie que já possui um excesso de desta subpar-
tícula atômica.
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Tabela Periódica 
Literatura Consultada
BRADY, J. E.; RUSSELL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: A
Matéria e Suas Transformações. Livros Técnicos e Científicos, 3ª
edição, Vol. 1, Rio de Janeiro, 2003.
BROWN; LEMAY; BURSTEN. Química: A Ciência Central, 9ª
edição, 2005.
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