1 Química (Completo) CBM

Prévia do material em texto

Aula 01
Química p/ Bombeiros-DF - Soldado (com videoaulas)
Professor: Wagner Bertolini
Química BOMBEIROS DF 
Teoria e exercícios 
Prof. WAGNER LUIZ ± Aula 01 
 
 
AULA: Modelos Atômicos. Atomística. Classificação e 
propriedades periódicas 
 
SUMÁRIO PÁGINA 
1. Conversa com o concursando 01 
2. Modelos Atômicos 02 
3. ATOMÍSITCA 10 
4. ELEMENTO QUIMICO 22 
5. CLASSIFICAÇÃO E PROPRIEDADES PERIÓDICAS 32 
 
 
1. Conversa com o concursando 
 
O assunto da aula é sobre a estrutura dos átomos e a classificação 
periódica dos elementos químicos. Teremos conceitos iniciais sobre 
modelos atômicos, átomos, partículas elementares, distribuição 
eletrônica, etc. Caso você já tenha segurança nestes tópicos pode 
avançar e ir direto para o assunto principal (Classificação e 
propriedades periódicas). 
Aproveito para dizer o seguinte a vocês: estudem bem os fundamentos 
dos tópicos básicos de cada assunto. Mas estudem pra não margem de 
erro (daí a importância de se fazer muitos exercícios. Fazendo muitos 
você se acostuma com as diversas maneiras de se abordar o mesmo 
assunto). Em um concurso não passa quem acerta as questões fora da 
normalidade. Entra quem não erra as questões básicas e acerta uma 
parte das mais exigentes. 
 
 
 
25754805071
2. Modelos Atômicos 
Modelo corpuscular da matéria 
Em 1808, John Dalton a partir da ideia filosófica de átomo estabelecida 
por Leucipo e Demócrito, realizou experimentos fundamentados nas 
Leis Ponderais, propôs uma Teoria Atômica, também conhecida como 
modelo da bola de bilhar, a qual expressa, de um modo geral, o 
seguinte: 
- O átomo é constituído de partículas esféricas, maciças, indestrutíveis 
e indivisíveis. 
- A combinação de átomos de elementos diferentes, numa proporção 
de números inteiros, origina substâncias químicas diferentes. 
- Numa transformação química, os átomos não são criados nem 
destruídos: são simplesmente rearranjados, originando novas 
substâncias químicas. 
- Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, 
formas e tamanhos diferentes. 
- Um conjunto de átomos com as mesmas massas, formas e tamanhos 
apresenta as mesmas propriedades e constitui um elemento químico. 
- Na época de Dalton haviam sido isolados apenas 36 elementos 
químicos e ainda se utilizavam símbolos vindos da alquimia para 
representar tais elementos. O próprio Dalton foi autor de uma destas 
simbologias. 
 
Modelo atômico de Thomson: natureza elétrica da matéria e 
H[LVWrQFLD�GR�HOpWURQ���³3XGLP�FRP�SDVVDV´� 
Já na Grécia antiga, os humanos já tinham percebido a propriedade de 
certos materiais de atrair outros. Uma explicação razoável para esse 
fenômeno é que toda matéria, no estado normal, contém partículas 
elétricas que se neutralizam mutuamente; quando ocorre atrito, 
algumas dessas partículas tendem a migrar de um corpo para outro, 
tornando-os eletrizados. O estudo de descargas elétricas em gases 
25754805071
(raios em uma tempestade, por exemplo) também contribuiu para o 
melhor entendimento da estrutura atômica. 
(VVHV�IDWRV�OHYDUDP�RV�FLHQWLVWDV�D�LPDJLQDU�TXH�HVVHV�³UDLRV´�VHULDP�
formados por pequenas partículas denominadas elétrons. Por 
convenção, a carga dessas partículas foi definida com negativa. Surgiu 
assim, pela primeira vez, uma ideia que contrariava a hipótese de 
Dalton. Observando o comportamento do gás após perder elétrons, 
observou-se que este apresentava carga positiva. Imaginou-se então 
a existência de uma segunda partícula subatômica, o próton. Com 
isso, Thomson propôs um novo modelo atômico, que explicasse os 
novos fenômenos observados. Ele imaginou que o átomo seria 
FRPSRVWR�SRU�XPD�³SDVWD´�GH�FDUJD�SRVLWLYD�³UHFKHDGD´�FRP�HOpWURQV�
de carga. 
 
O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente os 
seguintes fenômenos: 
- eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas 
elétricas; 
- corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons; 
- formação de íons, negativos ou positivos, conforme tivessem excesso 
ou falta de elétrons; 
- descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de 
seus átomos. 
 
 
 
Modelo atômico de Rutherford e núcleo atômico. 
25754805071
Rutherford realizou uma experiência que veio alterar e melhorar 
profundamente a compreensão do átomo. Veja abaixo o aparato que 
ele empregou em seu experimento: 
 
 
Os resultados evidenciaram três comportamentos diferentes: 
 
1. A maior parte das partículas alfa consegue atravessar a lâmina de 
ouro sem sofrer nenhum desvio. Esse fato indica que essas partículas 
não encontram nenhum obstáculo pela frente e seguem seu percurso 
em linha reta. 
 
2. Algumas partículas Į� FRQVHJXHP atravessar a lâmina, porém 
sofrendo um desvio muito forte em seu caminho. Esse fato mostra que 
essas partículas encontravam algum obstáculo, porém não muito 
grande, quando atravessavam os átomos da lâmina. 
 
3. Pouquíssimas partículas alfa não conseguem atravessar a lâmina e 
voltam para o mesmo lado de onde são lançadas. Esse fato evidencia 
que essas partículas encontram um obstáculo irremovível ao colidirem 
em algum ponto dos átomos da lâmina. 
 
Rutherford observou que a maior parte das partículas D ultrapassava a 
lâmina de ouro, enquanto apenas uma pequena parte era desviada ou 
rebatida. Como explicar isso? Ele se viu obrigado então, a admitir que 
lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e justapostos 
�³FRODGRV´� XQV� QRV� RXWURV�� FRPR� SHQVaram Dalton e Thomson. 
25754805071
Portanto, o átomo deveria ser constituído de núcleos pequenos e 
positivos, distribuídos em grandes espaços vazios: 
 
 
 
Isso explicaria o porquê de a maior parte das partículas ultrapassarem. 
Entretanto, se o núcleo é positivo, como explicar o fato de a lâmina de 
ouro ser eletricamente neutra? 
Para completar seu modelo, Rutherford imaginou que girando ao redor 
do núcleo estariam os elétrons, bem menores do que o núcleo, mas 
contrabalanceado a carga e garantindo a neutralidade elétrica do 
átomo. O espaço ocupado pelos elétrons é chamado de eletrosfera. 
Repare que o átomo teria modelo semelhante ao do sistema solar. O 
núcleo representaria o sol, e os elétrons representariam os planetas 
girando em órbitas ao redor do sol: 
 
 
Conclusões de RUTHERFORD 
- O átomo não é maciço, apresentando mais espaço vazio do que 
preenchido; 
- A maior parte da massa do átomo se encontra em uma pequena 
região central (núcleo) dotada de carga positiva, onde estão os 
prótons; 
25754805071
- Os elétrons estão localizados em uma região ao redor do núcleo, 
chamada de eletrosfera. 
- Esse modelo ficou conhecido como ³modelo do sistema solDU´� em 
que o sol seria representado pelo núcleo e os planetas pelos elétrons 
ao redor do núcleo (na eletrosfera) 
 
Problemas com o Modelo 
- De acordo com a teoria de Rutherford, os elétrons podiam orbitar o 
núcleo a qualquer distância. Quando os elétrons circundam em volta 
do núcleo, estariam mudando constantemente sua direção. A 
eletrodinâmica clássica (que trata do movimento dos elétrons) explica 
que, tais elétrons que mudam constantemente sua direção, seu 
sentido, sua velocidade ou ambos, devem continuamente emitir 
radiação. Ao fazer isto, perdem energia e tendem à espiralar para o 
núcleo. Isto poderia ser o colapso do átomo. 
 
- Outra dúvida: se o núcleo é formado por partículas positivas, porque 
estas não se repelem, desmoronando o núcleo? 
Alguns anos depois, foi descoberta a terceira partícula subatômica, o 
nêutron. Este não teria carga elétrica e teria o mesmo peso e tamanho 
GR�SUyWRQ��'H�FHUWD�PDQHLUD��RV�QrXWURQV�³LVRODP´�RV�SUyWRQV��HYLWDQGR�suas repulsões e mantendo o núcleo inteiro. 
 
 
Modelo atômico de Bohr: aspectos qualitativos. 
O modelo de Rutherford, apesar de explicar muitos fenômenos e 
proporcionar um entendimento melhor do átomo, possuía deficiências. 
Rutherford se viu obrigado a assumir que os elétrons giram em torno 
do núcleo pois, caso contrário, estes seriam atraídos pelo núcleo, 
desmontando-o. Entretanto, a assumir que os elétrons giravam, ele 
criou outro paradoxo. A Física Clássica diz que toda partícula elétrica 
25754805071
em movimento (como o elétron) emite energia. Portanto, o elétron 
perderia energia até se chocar com o núcleo. 
 
 
O cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou o modelo atômico de 
Rutherford utilizando a teoria de energia quantizada de Max Planck. 
Planck havia admitido a hipótese de que a energia não seria emitida 
GH�IRUPD�FRQWtQXD��PDV�HP�³SDFRWHV´��$�FDGD�³SDFRWH´�GH�HQHUJLD�IRL�
dado o nome de quantum. Assim, surgiram os postulados de Bohr: 
1- Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas circulares 
(modelo de Rutherford), porém sem emitir energia radiante (estado 
estacionário). 
2- Um átomo emite energia sob a forma de luz somente quando um 
elétron pula de um orbital de maior energia para um orbital de menor 
energia. ƩE = h.f, a energia emitida é igual a diferença de energia dos 
dois orbitais envolvidos no salto. 
3- As órbitas possíveis são aquelas em que o elétron possui um 
momento angular múltiplo inteiro de h/2Ⱥ. 
$R�³VDOWDU´�GH�XPD�yUELWD�HVWDFLRQiULD�SDUD�RXWUD��R�HOpWURQ�DEVRUYH�RX�
emite uma quantidade bem definida de energia, chamada quantum 
de energia. 
 
25754805071
 
Aplicações do modelo de Bohr 
Teste da chama; 
Fogos de artifício; 
Luminosos e lâmpadas (neônio e lâmpadas de vapor de Na ou Hg); 
Fluorescência e Fosforescência; 
Raio Laser; 
Bioluminescência: a luz dos vaga-lumes; 
 
MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD 
Os estudos sobre modelo atômico continuaram e foram obtidas novas 
informações. Sommerfeld solucionou o problema surgido logo após 
Niels Bohr enunciar seu modelo atômico, pois verificou-se que um 
elétron, numa mesma camada, apresentava energias diferentes. 
Tal fato não poderia ser possível se as órbitas fossem circulares. Então, 
Sommerfeld sugeriu que as órbitas fossem elípticas, pois elipses 
apresentam diferentes excentricidades, ou seja, distâncias diferentes 
do centro, gerando energias diferentes para uma mesma camada 
eletrônica. Para isto, Sommerfeld introduziu o número quântico 
secundário, que define o formato da órbita do elétron. 
 
Utilizando a Teoria da Relatividade Restrita, Sommerfeld foi capaz de 
explicar o desdobramento da série clássica de Balmer relativa ao átomo 
de Hidrogênio. 
 
25754805071
 
 
A série de Balmer corresponde às transições entre o nível 2 e os níveis 
3,4,5... 
 
NOVAS CONTRIBUIÇÕES PARA O ESTUDO DO ÁTOMO 
Louis Victor De Broglie (1925): propõe que o elétron também 
apresenta, tal como a luz, uma natureza dualística de onda e partícula 
(comportamento duplo), justificado mais tarde, em 1929, pela 
primeira difração de um feixe de elétrons obtida pelos cientistas 
Davisson e Germer. 
 
Werner Heisenberg (1927): demonstrou, matematicamente, que 
é impossível determinar ao mesmo tempo, a posição, a velocidade e 
a trajetória de uma partícula subatômica, sendo importante 
caracterizá-la pela sua energia, já que não é possível estabelecer 
órbitas definidas. Este enunciado recebeu a denominação de Princípio 
da Incerteza ou Indeterminação de Heisenberg. 
 
Erwin Schrödinger (1933): valendo-se do comportamento 
ondulatório do elétron, estabeleceu complexas equações matemáticas 
que permitiam determinar a energia e as regiões de probabilidade de 
encontrar os elétrons (orbitais, e não órbitas definidas). Schrödinger 
recebe o Prêmio Nobel por seu trabalho sobre Mecânica Quântica 
25754805071
Ondulatória e suas aplicações à estrutura atômica. Abandonava-se 
definitivamente o modelo planetário do átomo de Rutherford-Bohr e 
surgia um novo modelo atômico, o modelo mecânico-quântico do 
átomo. 
 
Assim, segue um resumo das informações mais importantes para 
trabalharmos com o estudo dos átomos: 
- O átomo pode ser dividido; 
- Como o átomo pode ser dividido, ele é, obviamente, composto por 
partículas menores; 
- As partículas básicas que compõem o átomo são os prótons, os 
neutros e os elétrons. (Estas também podem ser divididas, mas isto 
não é abordado neste nível). Estas são as chamadas partículas 
fundamentais; 
- A maior parte da massa do átomo está no seu núcleo; 
- Os elétrons não estão posicionados a uma distância qualquer do 
núcleo, mas sim em regiões bem determinadas, chamadas de órbitas. 
- Os orbitais também são chamados de camadas, e as camadas são 
denominadas pelos símbolos K, L, M, N, O, P e Q. 
- Quanto mais afastada do núcleo é a órbita (camada) de um elétron, 
maior é a sua energia; 
- Quando um elétron pula de um orbital para outro ele deve emitir ou 
absorver energia na forma de luz (um fóton). 
 
 
 
3. ATOMÍSTICA 
Prótons, nêutrons e elétrons. Número atômico e número de 
massa. 
- Partículas fundamentais do átomo 
25754805071
Vários experimentos levaram os cientistas a suporem que o átomo é 
divisível, sendo constituído de uma parte central, chamada de núcleo, 
existindo, ao redor, os elétrons, que constituem a coroa ou eletrosfera. 
Os elétrons são partículas dotadas de carga elétrica, que 
convencionamos atribuir o valor negativo. No núcleo existem os 
prótons, que convencionamos atribuir o valor positivo, e os nêutrons, 
sem carga elétrica. Essas três partículas são denominadas de partículas 
fundamentais, pois todas devem estar presentes em um átomo neutro 
(única exceção é o Hidrogênio comum, que não tem nêutron, mas tem 
um próton e um elétron). 
 
Massas relativas das partículas fundamentais 
As massas do próton e a do nêutron são praticamente iguais. A massa do 
próton (e, consequentemente, a massa do nêutron) é cerca de 1840 
vezes maior que a massa do elétron. Portanto, podemos generalizar que 
a massa de um átomo é a massa de seu núcleo, porque contém as 
partículas fundamentais que são mais pesadas, pois, consideramos a 
massa do elétron praticamente desprezível quando comparada à das 
demais partículas. 
Dimensões do átomo e do núcleo 
Através de experimentos realizados admitem-se os seguintes valores 
para os diâmetros do átomo e do núcleo: o diâmetro do átomo é cerca de 
10 000 vezes maior que o do núcleo. Como comparação, se o diâmetro 
do núcleo tivesse 1cm, o diâmetro da eletrosfera teria 100m. 
 
Carga elétrica relativa das partículas fundamentais 
Como as cargas elétricas das partículas fundamentais são muito 
pequenas, criou-se uma escala relativa, tomando a carga do próton 
como unitária e atribuindo-lhe o valor de 1 u.e.c., isto é, uma unidade 
elementar de carga elétrica. Assim, os elétrons possuem carga elétrica 
negativa, de mesmo valor absoluto que a dos prótons, e que se 
representa por -1 u.e.c. Quando o átomo é neutro, concluímos que o 
25754805071
número de elétrons é igual ao de prótons. Há Z prótons, cuja carga total 
é +Ze, e Z elétrons, cuja carga total é -Ze. A carga total do átomo é nula. 
Os átomos podem se combinar e formar um conjunto denominado 
molécula. Dependendo dos átomos envolvidos nestas combinações 
estas moléculas serão classificadas em dois tipos de substâncias: 
 
Resumindo, temos o seguinte: 
 
 
Carga 
elétrica 
Valor 
relativo das 
cargas 
Massa 
relativa 
Próton Positiva +1 1 
Nêutron Não existe 0 1 
Elétron Negativa -1 1/1836- Número atômico (Z) e massa atômica (A) 
O número atômico geralmente é representado pela letra Z. O número 
atômico de um átomo, por definição, é o número de prótons existentes 
no seu núcleo; Z representa, portanto, a carga nuclear relativa e 
caracteriza cada tipo de átomo. 
Atualmente, o número atômico Z é colocado à esquerda (subescrito) do 
símbolo que identifica o átomo de dado elemento químico (convenção 
internacional). 
O átomo de magnésio (Mg) tem número atômico 12 (Z = 12). 
 
Significado: no núcleo do átomo de Mg existem 12 prótons. No átomo 
neutro de Mg existem 12 prótons e 12 elétrons. 
 
25754805071
 
 
Número de massa (A) 
O número de massa (A) de um átomo é obtido fazendo-se a soma do 
número de prótons e de nêutrons do núcleo desse átomo. 
Representa-se geralmente pela letra A. 
Assim, sendo N o número de nêutrons de um núcleo, é evidente que: 
 
 
Observação: o número de massa somente pode apresentar 
valores inteiros (pois, não temos partículas fracionárias para 
prótons e nêutrons). 
 
Exemplo: 
Um átomo neutro de um certo elemento E tem 19 prótons e 21 nêutrons, 
portanto: 
Z = 19 
N = 21 
A = Z + N = 19 + 21 = 40 
 
 
 
Neste tópico é comum pessoas terem certa dificuldade porque pensam 
ser necessário DECORAR as características das igualdades entre átomos. 
Mas, se lembrar que ISO significa ³LJXDO´� ³PHVPR´ e buscar a letra que 
indica próton, massa e nêutron tudo fica muito mais fácil. 
 
Exemplificando: 
 
25754805071
ISÓTOPOS ISÓBAROS ISÓTONOS 
Mesmo nº de Prótons mesmo nº de Massa mesmo nº de 
Nêutrons 
 
Além da parte conceitual é comum serem cobradas questões com 
cálculos. Caso sejam exigidos cálculos entre átomos basta 
igualar o que estes têm numericamente em comum, conforme 
será verificado em questões futuras. 
 
 
ISÓTOPOS 
Os elementos químicos são identificados pelo número de prótons no 
núcleo. Em alguns casos acontece de um mesmo elemento ter átomos 
com número de nêutrons diferentes. Nestes casos são chamados de 
isótopos. Portanto, isótopos são átomos que têm o mesmo número de 
prótons no núcleo, ou seja, possuem o mesmo número atômico 
(pertencem ao mesmo elemento químico) e diferem quanto ao número 
de nêutrons e de massa. Podemos citar como exemplo o Hidrogênio, que 
possui três isótopos: 
 
 
Hidrogênio Comum ou Prótion ± 1H 
-formado por 1 próton, 1 elétron e 0 nêutron ± É o isótopo mais 
abundante do hidrogênio. 
Deutério ± 2H 
25754805071
- formado por 1 próton, 1 elétron e 1 nêutron ± É muito utilizado na 
indústria nuclear. 
Trítio ± 3H 
 - formado por 1 próton, 1 elétron e 2 nêutrons ± Utilizado nas reações de 
fusão nuclear. 
Podemos observar que nos três isótopos do hidrogênio o número de 
prótons é igual; diferem quanto ao número de nêutrons. 
 
OBS: Somente os isótopos do Hidrogênio apresentam nomes 
³HVSHFLDLV´� Os demais elementos têm seus isótopos diferenciados pelo 
número de massa (EX: Cloro 35 ou Cloro 37). 
Exemplos 
 
 
 
ISÓBAROS 
Chamam-se isóbaros os elementos que têm mesmo número de 
massa. Logo, estes átomos provavelmente não pertencem ao mesmo 
elemento químico. 
Exemplos 
 
25754805071
Observe que ambos têm o mesmo número de massa (28), porém, são 
representados por símbolos diferentes; apresentam números atômicos 
diferentes (12 e 14) e também números de nêutrons diferentes (16 e 14). 
 
ISÓTONOS 
Chamam-se isótonos os elementos cujos átomos têm mesmo número 
de nêutrons. 
 
Observe que ambos têm diferentes números de massa (10 e 11); são 
representados por símbolos diferentes (elementos diferentes), pois, 
apresentam números atômicos diferentes (5 e 4). Entretanto os números 
de nêutrons são iguais (6) (B= 11 ± 5) (Be= 10 ± 4). 
Resumindo: 
 
 
Muitos isótopos não são estáveis, com o tempo o seu núcleo se 
decompõe. Por exemplo, o núcleo do trítio se decompõe com o passar dos 
anos; nessa decomposição ele emite uma radiação, portanto ele é 
radioativo. Esses isótopos com núcleos não estáveis são importantes e 
têm várias aplicações: 
Na determinação da idade de objetos pré-históricos, utiliza-se o isótopo 
do carbono, o carbono-14. O tipo mais comum do carbono é o carbono-
12. Como no ar existe gás carbônico que tem o C-14 em quantidades 
muito pequenas, as plantas absorvem esse gás na atmosfera, que é 
25754805071
sempre o mesmo e, em consequência, a concentração nas plantas 
também é a mesma. Quando a planta morre e para de absorver o gás 
carbônico e o C-14, esse C-14 sofre decomposição; a concentração desse 
isótopo começa a diminuir aproximadamente pela metade a cada 5.500 
anos. 
Medindo o quanto de C-14 ainda resta, pode-se determinar a idade de 
fósseis. Esta técnica é aplicável à madeira, carbono, sedimentos 
orgânicos, ossos, conchas marinhas, ou seja, todo material que conteve 
carbono em alguma de suas formas. Como o exame se baseia na 
determinação de idade através da quantidade de carbono-14 e que esta 
diminui com o passar do tempo, ele só pode ser usado para datar 
amostras que tenham entre 50 mil e 70 mil anos de idade. 
Na Medicina, os isótopos radioativos são muito utilizados. Por exemplo, 
o Cobalto-60, utilizado no tratamento do câncer; como esse isótopo 
emite radiação de muita energia, ele penetra no corpo e mata as células 
doentes. O problema é que, como são muito penetrantes, afetam 
também outras células sadias, ocasionando a queda de cabelo, 
queimadura na pele e outros. Além disso, são utilizados em radiologia 
diagnóstica, na utilização de feixes de raios X que geram imagem numa 
chapa fotográfica, para que o médico possa ver internamente o problema 
do paciente. 
Em Biologia, é usado nas áreas de Genética ± estudo das mutações 
genéticas em insetos induzidos por radiação, botânica na localização e 
transporte de moléculas nas plantas, entre outros. 
 
ÍONS 
Como vimos anteriormente, um átomo é eletricamente neutro quando o 
número de prótons é igual ao número de elétrons. Porém, um átomo 
pode perder ou ganhar elétrons na eletrosfera, sem sofrer alteração no 
seu núcleo, originando partículas carregadas positiva ou negativamente, 
denominadas íons. 
25754805071
Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, chamado 
ânion. 
 
 
 
Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado 
cátion. 
 
 
As bancas adoram trabalhar com íons, pois, muitos candidatos erram 
a determinação das partículas elementares. O aluno tem a tendência 
em pensar que quando um íon tem carga positiva significa que ele 
ganhou prótons. E acaba errando questões básicas. Basta você sempre 
pensar no seguinte: NUNCA terá ganhou ou perda de próton na 
formação de íons. Apenas, ganhou ou perda de ELÉTRONS. 
Portantno, passo a você um esqueminha: p = e + c. 
Onde: 
p = quantidade de prótons 
e = quantidade de elétrons 
c = carga do íon. 
 
Há uma outra possibilidade de igualdade que pode aparecer (e acho 
que é bem legal você entender a importância desta igualdade para 
ligações químicas: espécies ISOELETRÔNicas. 
Pelo destaque que dei ao nome da igualdade ficou fácil saber do que 
se trata: são espécies que apresentam o mesmo número de elétrons. 
Se um átomo A tem 9 elétrons e ganha um elétron ela passa a ter 10 
elétrons e passa a ser representada como íon A-, certo? 
25754805071
Se um átomo B tem 11 elétrons e perde um elétron ele passa a ter 10 
elétrons também e passa a ser representado pelo íon B+. Portanto, A- 
e B+ são espécies isoeletrônicas. 
 
 
QUESTÕES RESOLVIDAS 
01. Os fogos de artifício propiciam espetáculos em diferenteseventos. 
Para que esses dispositivos funcionem, precisam ter em sua 
composição uma fonte de oxigênio, como o clorato de potássio (KClO3), 
combustíveis, como o enxofre (S8) e o carbono (C), além de agentes 
de cor como o SrCl2 (cor vermelha), o CuCl2 (cor verde esmeralda) e 
outros. Podem conter também metais pirofóricos como Mg que, 
durante a combustão, emite intensa luz branca, como a do flash de 
máquinas fotográficas. 
a) Escreva as equações químicas, balanceadas, que representam: 
² a decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de 
potássio e oxigênio diatômico; 
² a combustão do enxofre; 
² a combustão do magnésio. 
b) Considerando o modelo atômico de Rutherford-Bohr, como se 
explica a emissão de luz colorida pela detonação de fogos de artifício? 
Gab: 
a) Decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de potássio 
e oxigênio diatômico; 
2KClO3(s) o 2KCl(s) + 3O2(g) 
A combustão do enxofre; 
2S(s) + 3O2(g) o 2SO3(g) 
A combustão do magnésio; 
2Mg(s) + O2(g) o 2MgO(s) 
b) Durante o processo de queima, ocorre a excitação dos elétrons para 
níveis mais externos que, de acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, 
possuem maior energia. Quando esses elétrons retornarem para níveis 
25754805071
mais internos, de menor energia, ocorrerá liberação de luz de cores 
diferentes para elementos diferentes. 
 
02. Dalton, na sua teoria atômica, propôs, entre outras hipóteses, que: 
a) ³RV�iWRPRV�VmR�LQGLYLVtYHLV� 
b) ³RV�iWRPRV�GH�XP�GHWHUPLQDGR�HOHPHQWR�VmR�LGrQWLFRV�HP�PDVVD´� 
Á luz dos conhecimentos atuais, quais são as críticas que podem ser 
formuladas a cada uma dessa hipóteses? 
Gab: 
a) não. Os átomos são considerados, atualmente, como partículas 
divisíveis. 
b) não. Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em 
número de prótons. 
 
03. O sucesso do modelo atômico de Niels Bohr estava na explicação 
da emissão de luz pelos átomos. A emissão de luz é provocada por uma 
descarga elétrica através do gás sob investigação. Bohr desenvolveu 
um modelo do átomo de Hidrogênio que lhe permitiu explicar esse 
fenômeno. 
a) Descreva o modelo de Bohr. 
b) Descreva o que ocorre, segundo o modelo do átomo de Bohr, com o 
elétron do Hidrogênio quando submetido à descarga elétrica. 
Gab: 
a) No modelo atômico de Niels Bohr, existem elétrons circulando em 
órbitas ao redor de um pequeno núcleo positivo de grande massa. É o 
famoso "modelo atômico planetário" análogo ao sistema solar. 
b) Submetido à descarga elétrica, o elétron passa para uma órbita mais 
afastada do núcleo e mais energética. Ao retornar à órbita original, a 
energia absorvida é emitida na forma de radiação eletromagnética. 
 
04. A fabricação de fogos de artifício requer um controle rigoroso das 
variações do processo como, por exemplo, a proporção dos 
25754805071
componentes químicos utilizados e a temperatura de explosão. A 
temperatura necessária para acionar os fogos de artifício de médio e 
grande porte é de cerca de 3600 ºC. É a geração desse calor que é 
responsável pela produção de ondas luminosas, pois provoca a emissão 
atômica, ou seja, a emissão de luz que ocorre quando o elétron sofre 
uma transição de um nível mais energético para outro de menor 
energia. Considerando este assunto, responda aos itens abaixo: 
a) A qual modelo atômico esse fenômeno de emissão de luz está ligado? 
b) Explique esse fenômeno de emissão de luz em termos de elétrons e 
níveis de energia. 
Gab: 
a) Ao modelo de Böhr (Rutherford-Böhr). 
b) Quando um elétron recebe energia sob a forma de quanta, ele salta 
para um nível de maior conteúdo energético. Em seguida, ele retorna 
ao nível de energia inicial emitindo, sob a forma de fótons, a energia 
absorvida durante o salto quântico 
 
05. Considerando-se um átomo que apresente número de massa igual 
ao dobro do número atômico, é correto afirmar que 
a) possui mais elétrons do que nêutrons. 
b) possui a mesma quantidade de elétrons, nêutrons e prótons. 
c) possui duas vezes mais prótons do que nêutrons. 
d) possui duas vezes mais nêutrons do que prótons. 
e) o número atômico é o dobro do número de nêutrons. 
RESOLUÇÃO: 
A = 2Z = Z + N 
2Z ± Z = N ׵ Z = N 
np = ne 
Resposta: B 
 
06 - (UNIRIO RJ) Um átomo do elemento químico X perde 3 elétrons 
para formar o cátion X3+ com 21 elétrons. O elemento químico X é 
25754805071
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 base nas informações fornecidas: 
a) determine o número de massa (A) e o número atômico (Z) do 
elemento químico X; 
b) o número de massa (A) do elemento químico W. 
Gab: 
a) A = 55; Z = 24 
b) 56 
 
07 - (UEG GO) Isótopos são átomos do mesmo elemento químico que 
apresentam as mesmas propriedades químicas e diferentes 
propriedades físicas. Para a caracterização de um átomo é necessário 
conhecer o seu número atômico e o seu número de massa. Sobre esse 
assunto, considere os elementos químicos hipotéticos (a + 7)X(3a) e (2a + 
2)Y(3a + 2). Sabendo-se que esses elementos são isótopos entre si, 
responda ao que se pede. 
a) Calcule a massa atômica e o número atômico para cada um dos 
elementos químicos X e Y. 
b) Obtenha, em subníveis de energia, a distribuição eletrônica do 
íon X2+. 
c) O íon X2+ deverá apresentar maior ou menor raio atômico do que 
o elemento X? Explique. 
Gab: 
a) massa atômica e número atômico de X. 
Z = 12 
A = 15 
massa atômica e número atômico de Y. 
Como X e Y são isótopos, então o número atômico de Y é igual a 12. 
A = 17 
b) Distribuição eletrônica do íon X2+ 
1s2 2s2 2p6 
25754805071
c) O íon apresentará menor raio atômico em relação ao elemento 
X. Isso porque, quando o átomo de determinado elemento perde 
elétrons, se transformando em um íon positivo, a carga nuclear efetiva 
aumenta, resultando na diminuição do raio atômico. Alia-se a isso, o 
fato do íon X2+ apresentar um menor número de camadas eletrônicas 
que o elemento X. 
 
08- (INATEL SP) São dados três átomos distintos A, B e C. O átomo 
A tem número atômico 35 e número de massa 80. O átomo C tem 47 
nêutrons, sendo isótopo de A. O átomo B é isóbaro de C e isótono de 
A. Determine o número de prótons do átomo B. 
Gab: 37 
 
 
 
 
4. ELEMENTO QUÍMICO 
Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número 
atômico (Z). Assim, o conjunto de todos os átomos de número atômico 
11 (11 prótons) é o elemento químico sódio. Os químicos descobriram, 
até o momento, 117 elementos químicos, dos quais 90 são naturais e o 
restante, artificiais. Assim, o número atômico 11 define o elemento 
químico sódio. Quando se fala no sódio, devemos pensar imediatamente 
no número atômico 11. Portanto, elemento químico é um conjunto de 
átomos de mesmo número de prótons. 
Simbologia 
Cada elemento químico, natural ou sintetizado, é representado por um 
símbolo que o identifica graficamente. Desde o tempo dos alquimistas os 
elementos químicos conhecidos já eram representados por símbolos. Por 
exemplo: o ouro era identificado pelo símbolo do Sol e a prata pelo 
símbolo da Lua. 
Atualmente adota-se o método de J. J. Berzelius sugerido em 1811. 
25754805071
Os símbolos são adotados internacionalmente. Qualquer que seja a 
língua ou alfabeto o símbolo é o mesmo. O símbolo é a letra inicial, 
maiúscula, do seu nome latino seguida, quando necessário, de uma 
segunda letra OBRIGATORIAMENTE minúscula. 
Exemplos 
- O átomo de Hidrogênio tem o núcleo constituído por um único próton. 
E tem somente um elétron. Já os átomos do elemento Hélio (gásnobre, 
He) apresentam dois prótons (Z=2) e dois elétrons. Observa-se que 
o Hélio tem 2 nêutrons (e, portanto, neste caso número de massa A=4). 
 
 
- O átomo de lítio tem o núcleo constituído por três prótons e quatro 
nêutrons. Tem três elétrons. 
 
- O átomo de neônio tem o núcleo constituído por dez prótons e nove 
nêutrons. Tem dez elétrons. 
 
Distribuição Eletrônica no Estado Fundamental 
Camadas eletrônicas ou níveis de energia 
25754805071
Para os elementos atuais, os elétrons estão distribuídos em sete 
camadas eletrônicas (ou sete níveis de energia). As camadas são 
representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q ou 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 
6º e 7º níveis de energia. Até o momento, temos o seguinte número 
máximo de elétrons nas camadas. 
 
 
Subníveis de energia 
Em cada camada, os elétrons estão distribuídos em subcamadas ou 
subníveis de energia, representados pelas letras s, p, d e f (subníveis 
usados até Z =114). O número máximo de elétrons que cabe em cada 
subnível é o seguinte. 
 
O número de subníveis conhecidos em cada camada é dado pela tabela 
a seguir. 
 
25754805071
 
Os elétrons preenchem sucessivamente os subníveis de energia em 
ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons 
permitido em cada subnível. 
Como consequência da regra do Aufbau, somente o subnível de maior 
energia preenchido poderá ter número de elétrons menor que o 
permitido, ou seja, somente o subnível de maior energia preenchido 
poderá estar incompleto. 
A ordem de preenchimento é 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 
�G� �S� �V� �I� �G«� $� Uegra mnemônica a seguir ajuda bastante na 
compreensão do princípio da construção, uma vez que não é muito 
prático desenhar o diagrama acima cada vez que se deseja fazer a 
distribuição eletrônica de um átomo. Veja abaixo o Diagrama de Linus 
Pauling: 
 
 
Para escrever a configuração eletrônica de um elemento neutro, da 
forma escrita acima, basta seguir o passo-a-passo: 
a) Identificar o número total de elétrons 
25754805071
b) distribuir os elétrons nos subníveis de menos energia, de acordo 
com as suas respectivas capacidades máximas, até chegar à 
distribuição de todos os elétrons. 
c) SEMPRE seguir a ordem energética, determinada pelas diagonais do 
Diagrama de Linus Pauling. 
d) Lembrar também que os subníveis energéticos comportam um 
número máximo de elétrons (s², p6, d10, f14). 
 
Exemplo: Configuração do 19K 
a) Número total de elétrons: 19 
Como devemos proceder? 
Devemos saber que a ordem de preenchimento deve seguir a ordem 
energética. 
Subníveis em ordem energética: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 
4f 5d 6p 7s 5f 6d. 
 
Vamos começar? Pense que cada elétron eu representei pelo esquema 
abaixo: 
Temos dentro deste box 19 bolinhas que representam os 19 elétrons. 
Cada subnível será representado por diferentes cores e tamanhos, em 
função dos diferentes valores de elétrons que cada um comporta. Veja 
abaixo o box com 19 elétrons. 
 
O primeiro subnível a receber elétrons é o s da primeira camada. Logo, 
o 1s só pode receber 2 elétrons. Como temos 19 eletrons não cabem 
todos dentro deste subnível. O que farei? Deixo sempre o valor máximo 
e os elétrons que faltarem passo para o subnível seguinte. Ao lado 
mostrarei o box com os eletrons a serem ainda distribuídos. 
25754805071
 
Veja que temos mais elétrons dentro do box e continuaremos a 
distribuí-los. 
Agora, o próximo subnível de energia será o 2s. Sabemos que este 
comporta apenas dois elétrons, no máximo. Portanto, vou deixar 2 
elétrons neste subnível. 
 
O próximo subnível de energia será o 2p. Sabemos que este comporta 
apenas seis elétrons, no máximo. Portanto, vou deixar 6 elétrons neste 
subnível. 
 
O próximo subnível de energia será o 3s. Sabemos que este comporta 
apenas dois elétrons, no máximo. Portanto, vou deixar 2 elétrons neste 
subnível. 
 
 
O próximo subnível de energia será o 2p. Sabemos que este comporta 
apenas seis elétrons, no máximo. Portanto, vou deixar 6 elétrons neste 
subnível. 
25754805071
 
Veja que agora só temos dentro do box um único elétron. Este será 
distribuído no próximo subnível. O próximo subnível de energia será o 
4s. Sabemos que este comporta apenas dois elétrons, no máximo. 
Como só temos um eletron, deixaremos este cara dentro deste 
subnível. 
 
Terminamos, assim, a distribuição dos eletrons do potássio, em ordem 
crescente de energia. Vamos usar a representação que usamos na 
Química para representar os subniveis e as quantidades de energia que 
cada um apresenta: 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s1. Os valores que estão 
acima das letras corresponde a quantos eletrons foram colocados 
dentro de cada subnível. 
Repare que se somarmos o número de elétrons em cada orbital, 
teremos o número total (2+2+6+2+6+1=19). 
Uma observação importante: quando o elemento químico tem até 20 
elétrons não ocorre a mistura de camadas entre os subníveis. 
Porém, elementos acima de 20 elétrons apresentarão esta mistura. 
Daí, surgirão dois termos que você deve saber distinguir bem: subnível 
mais energético e subnível mais externo. 
O subnível mais energético é o que finaliza a distribuição 
eletrônica, sempre. 
Para os elementos que terminarem a distribuição eletrônica em 
subnível s ou p o subnível mais energético também será o mais 
externo. 
Porém, cuidado com os elementos que terminarem a distribuição em 
subnível d ou f. Nestes casos, o subnível mais energético NÃO é o 
subnível mais externo. 
25754805071
Vejamos uma distribuição para o elemento de número atômico 21. 
 
A distribuição fica assim: 
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 
Veja que a quarta camada foi atingida e aparece internamente na 
distribuição. 
Para átomos eletricamente carregados (íons) basta escrever a 
configuração como se o átomo fosse neutro e ao final, retirar/colocar 
a quantidade de elétrons do subnível mais externo e não no mais 
energético. 
 
Depois que você fizer a distribuição por subnível em ordem crescente 
de energia pode-VH� ³DMXVWDU�� RUJDQL]DU´� a distribuição obtida de 
acordo com as camadas eletrônicas, chamada de ordem geométrica. 
Mas, cuidado: não será feita nova distribuição, apenas um ajuste. 
 
Distribuição eletrônica em íons 
Para os íons faça a distribuição eletrônica do átomo neutro e adicione 
(no caso de anions) ou retire os elétrons da camada mais externa 
(no caso dos cátions) 
Vou fazer um exemplo para você observar. Para o caso de cátions a 
chance de erro é maior. Não se deixe levar por ser afoito. Veja, um 
exemplo para o cátion 26Fe2+. 
A distribuição normal ficaria assim, para o átomo de Ferro neutro: 
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Para o cátion 26Fe2+ teremos que retirar dois elétrons mais externos. 
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 3d6 
Viram que retirei os eletrons mais externo (quarta camada) e não os 
³GH� IRUD´�� RX� VHMD�� R� TXH� WHUPLQD� D� GLVWULEXLomR�� R� VXEQtYHO� PDLV�
energético? 
25754805071
Para o cátion 26Fe3+ teremos que retirar três elétrons mais externos. 
Como já havíamos chegadoaoresultado abaixo observe a resultado 
para o nosso caso: 
Fe = 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Fe2+ = 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 3d6 
Fe2+ = 1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 3d5 
 
 
Exceções ao diagrama de Linus Pauling 
Todos os elementos obedecem ao Diagrama de Linus Pauling? 
Vou dizer que sim. Mas, que existem algumas exceções (que vou 
chamar de ajustes a serem feitos). 
Quando um elemento tiver a sua distribuição eletrônica terminando em 
d4 ou d9 precisamos fazer uma simples alteração. 
Observe que nestes casos teremos internamente o subnível da camadamais externa, sendo (sempre um subnível s2. Então, ficaremos com as 
seguintes distribuições corrigidas: 
Vamos ver para o caso de elemento que termine em d4 e isto serve 
para qualquer elemento que termine assim. Vou usar o 24X. 
A distribuição normal ficaria assim: 
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 
Após a correção ficaria assim: 
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 
 
Vamos ver para o caso de elemento que termine em d9 e isto serve 
para qualquer elemento que termine assim. Vou usar o 29X. 
A distribuição normal ficaria assim: 
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 
Após a correção ficaria assim: 
1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 
 
25754805071
Atualmente, utiliza-se um código para estas representações 
eletrônicas, principalmente para os elementos com muitos elétrons. 
Observe o exemplo: Configuração do fósforo (P), de Z = 15 
Representação completa = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
Representação codificada = [Ne] 3s2 3p3 
 
O Código [Ne] indica uma configuração igual do gás nobre neônio 
(Z = 10): 1s2 2s2 2p6. Assim, a representação codificada significa 
que o fósforo tem uma configuração eletrônica semelhante a do 
neônio, acrescida de 3s2 3p3 no último nível 
 
Questões 
01. O íon Sc3+ tem l8 elétrons e é isoeletrônico do íon X3-. Qual a 
estrutura eletrônica do átomo de escândio? 
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 
 
02. 05. (PROFESSOR DE QUÍMICA - PM TAIAÇU ± INSITUTO 
SOLER/2013). Na mitologia grega havia um rei, Midas, o qual 
era capaz de transformar tudo em que tocava em ouro (Au). 
Talvez, acreditando nessa lenda, muitos alquimistas tentaram 
em vão transformar metais comuns como ferro (26 Fe) e 
chumbo (82 Pb) em ouro. Assinale a alternativa que representa 
a distribuição eletrônica correta para o átomo de ferro. 
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8. 
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2. 
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. 
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2. 
RESOLUÇÃO: 
A distribuição eletrônica deve seguir a ordem crescente de energia em 
subníveis, de acordo com o diagrama de Linus Pauling. Seria 1s2 2s2 
25754805071
2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
5HVSRVWD��³&´� 
 
 
 
5. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS 
 
Primeiramente gostaria de dizer a vocês que várias tentativas foram 
feitas para se classificar os elementos químicos conhecidos em suas 
diferentes épocas. Todas elas foram baseadas na massa crescente 
dos elementos químicos. A atual é baseada no número de prótons 
crescente. 
 
Em 1869, Mendeleyev apresentou uma classificação, que é a base da 
classificação periódica moderna, colocando os elementos em ordem 
crescente de suas massas atômicas, distribuídos em oito faixas 
horizontais (períodos) e doze colunas verticais (famílias). Verificou que 
as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a 
massa atômica. 
Na tabela periódica moderna, os elementos são colocados em ordem 
crescente de número atômico. Podemos dizer que Mendeleyev 
estabeleceu a chamada lei da periodicidade: 
³0XLWDV� SURSULHGDGHV� ItVLFDV� H� TXtPLFDV� GRV� HOHPHQWRV� YDULDP�
SHULRGLFDPHQWH�QD�VHTXrQFLD�GH�VXDV�PDVVDV�DW{PLFDV´� 
 
Classificação Periódica Moderna 
A Classificação Periódica atual, além de incluir elementos descobertos 
depois de Mendeleyev, apresenta os elementos químicos dispostos em 
ordem crescente de números atômicos. Henry G. J. Moseley introduziu 
o conceito de número atômico (número de prótons no núcleo do 
átomo). 
 
25754805071
 
 
A lei da periodicidade ganhou um novo enunciado: 
³0XLWDV� Sropriedades físicas e químicas dos elementos variam 
SHULRGLFDPHQWH�QD�VHTXrQFLD�GH�VHXV�Q~PHURV�DW{PLFRV´� 
 
Os períodos 
As linhas horizontais são chamadas de períodos e reúnem elementos 
de propriedades diferentes. Átomos de elementos de um mesmo 
período têm o mesmo número de níveis eletrônicos. Ao todo, são 7 
períodos. 
O número do período indica o número de níveis eletrônicos em 
seu estado fundamental. 
 
As famílias ou grupos 
As colunas são chamadas famílias ou grupos e reúnem elementos 
semelhantes. Temos 18 famílias ou 18 grupos. 
Alguns desses grupos recebem nomes especiais: 
Grupo 1 - Metais Alcalinos 
Grupo 2 - Metais Alcalinos Terrosos 
Grupo 16 - Calcogênios 
Grupo 17 - Halogênios 
Grupo 18 - Gases Nobres 
25754805071
 
 
É ainda importante considerar os seguintes aspectos: 
- O Hidrogênio, embora apareça na coluna 1A, não é um metal alcalino. 
Aliás, o Hidrogênio é tão diferente de todos os demais elementos 
químicos que, em algumas classificações, prefere-se colocá-lo fora da 
Tabela Periódica. 
- Quando a família não tem nome especial, é costume chamá-la pelo 
nome do primeiro elemento que nela aparece; por exemplo, os da 
coluna 5A são chamados de elementos da família ou do grupo do 
nitrogênio. 
 
Elementos Representativos 
Elementos representativos são os elementos localizados nos grupos 1, 
2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18. São, portanto, oito as famílias de elementos 
representativos, entre os quais se encontram alguns metais, todos os 
não-metais e todos os gases nobres (ou gases raros). Um dado 
interessante, como vimos a pouco, válido para todos os elementos 
representativos, está no fato de a última camada dos seus átomos 
possuir um número de elétrons igual à unidade do número que designa 
a família a que eles pertencem. 
Então, a última camada dos átomos dos elementos da família 15 
possui 5 elétrons, da família 14, 4 elétrons, e assim por diante. 
- As colunas A são as mais importantes da tabela. Seus elementos são 
denominados elementos típicos, ou característicos, ou representativos 
da Classificação Periódica. Em cada coluna A a semelhança de 
propriedades químicas entre os elementos é máxima. 
25754805071
 
 
 
 
Elementos de Transição 
Os elementos de transição são os pertencentes aos grupos de 3 a 12. 
Todos eles são metais. Os metais que constituem os elementos de 
transição são classificados em elementos de transição externa e 
elementos de transição interna. 
 
Os elementos de transição interna pertencem ao grupo 3 e dividem-se 
em dois grupos: 
 
a) Lantanídeos ± são os elementos de número atômico de 57 a 71 e 
situam-se no sexto período; 
b) Actinídeos ± são os elementos de número atômico de 89 a 103 e 
situam-se no sétimo período 
 
Como são 15 lantanídeos e 15 actinídeos, eles são desdobrados em 
duas séries, colocadas logo abaixo da tabela. Os actinídeos, são todos 
radioativos, sendo que os de números atômicos de 93 a 103 são todos 
artificiais, isto é, obtidos em laboratório, não sendo encontrados na 
natureza. Os elementos de número atômico 93 (Netúnio) e 94 
(Plutônio) são também produzidos artificialmente, mas já foram 
encontrados, embora em pequena quantidade, na natureza. 
Todos os outros elementos de transição, não pertencentes aos 
lantanídeos e actinídeos, são elementos de transição externa ou 
simples. 
- Note que, em particular, a coluna 8B é uma coluna tripla. 
 
25754805071
 
 
Classificação dos elementos 
Metais 
Apresentam-se como bons condutores de calor e de eletricidade, alta 
condutividade elétrica e térmica; em geral são densos, têm a 
propriedade de refletir a luz, manifestando brilho típico (brilho 
metálico); apresentam altos pontos de fusão e ebulição; apresentam 
ductibilidade (que é a propriedade de serem facilmente em fios), 
maleabilidade (que é a propriedade de serem transformados em 
lâminas); perdem facilmente elétrons dando origem a íons positivos 
(cátions); poucos elétrons na última camada (menos de 4); À exceção 
do mercúrio, todos os metais são sólidos a temperatura ambiente de 
25º e 1 atm. 
 
Não-Metais: apresentam propriedadesopostas às dos metais. São 
os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são 
bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e 
não possuem brilho como os metais (em geral, são opacos). Têm 
tendência a ganhar elétrons, transformando-se em íons negativos 
(ânions). Apresentam, via de regra, muitos elétrons (mais de 4) na 
última camada 
 
Os semimetais têm propriedades intermediárias entre os metais e os 
não-metais. Os gases nobres, ou gases raros, têm comportamento 
químico específico. 
 
25754805071
Hidrogênio: o Hidrogênio é considerado um grupo à parte, pois é 
um elementos químico com propriedades diferentes de todos os 
outros. Ele é inodoro, incolor, combustível e o elemento químico menos 
denso conhecido. Possui a propriedade de se combinar com metais e 
não-metais. Nas condições ambientes, é um gás extremamente 
inflamável. É empregado como combustível em foguetes espaciais. 
 
 
Configuração eletrônica dos elementos ao longo da Tabela 
Periódica 
Podemos relacionar a distribuição do diagrama de Pauling à tabela 
periódica. 
Caminhando horizontalmente ao longo dos sete períodos da Tabela, ao 
SDVVDUPRV�GH�XPD�³FDVD´�SDUD�D�VHJXLQWH��R�Q~PHUR�DW{PLFR�DXPHQWD�
de uma unidade. Esse acréscimo indica que a eletrosfera está 
recebendo um novo elétron. Desse modo, teremos as distribuições 
eletrônicas ao longo dos dois primeiros períodos da Tabela Periódica, 
de acordo com o seguinte quadro: 
 
 
 
Gostaria que você observasse muito bem a posição dos elementos 
químicos e o tipo de subnível que termina a distribuição eletrônica e a 
localização destes subníveis na Tabela Periódica. 
 
25754805071
 
 
É muito importante notar que: 
- Os 7 períodos da Tabela Periódica correspondem às 7 camadas ou 
níveis eletrônicos dos átomos. Desse modo, exemplificando, o ferro 
(Fe-26) está no 4º período, e por isso já sabemos que seu átomo possui 
4 camadas eletrônicas (K, L, M, N). 
- Nas colunas A, o número de elétrons na última camada eletrônica é 
igual ao próprio número da coluna. Por exemplo, o nitrogênio está na 
coluna 5A e, portanto, sua última camada eletrônica tem 5 elétrons (s2 
p3). É por esse motivo que os elementos de uma mesma coluna A têm 
propriedades químicas muito semelhantes, o que justifica o fato de tais 
elementos (em azul ou em verde, na tabela anterior) serem chamados 
de elementos típicos, característicos ou representativos da 
Classificação Periódica. 
- Devemos, porém, avisar que, nas colunas B, aparecem algumas 
irregularidades na distribuição eletrônica dos elementos, cuja 
explicação foge ao objetivo do nosso curso. 
- Há um modo abreviado de representar a distribuição eletrônica de 
um elemento químico: seguindo a Tabela Periódica escrevemos o 
25754805071
símbolo do último gás nobre que aparece antes do elemento (isto é, 
GR� JiV� QREUH� GR� SHUtRGR� ³GH� FLPD´��� HP� VHJXLGD�� UHSUHVHQWDPRV�
apenas os elétrons que o elemento tiver a mais em relação a esse gás 
nobre. 
 
 
Símbolos de elementos mais comuns. 
Nos itens anteriores trabalhamos com alguns símbolos de elementos 
químicos mais comuns. Mas, o que recomendo a você é que dê uma 
olhada nos símbolos e observe que alguns são bem diferentes do seu 
nome em português (porque derivam do latim). Mas não se preocupe 
em decorá-los, pois, a fixação destes símbolos deve vir com a leitura e 
exemplos aqui abordados. 
 
 
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS QUÍMICOS 
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 aperiódica ou 
periódica. 
 
Propriedades aperiódicas 
São aquelas cujo valor aumenta ou diminui em função do número 
atômico. Colocado os valores de uma propriedade aperiódica num 
gráfico, obtemos uma curva crescente ou decrescente. São exemplos 
de propriedades aperiódicas: número de nêutrons (que aumenta com 
o Z), número de massa (que aumenta com o Z), massa atômica (que 
aumenta com o Z) e calor específico. 
25754805071
 
Propriedades periódicas 
Quando observamos uma propriedade periódica pode verificar que a 
intervalos mais ou menos regulares os valores da propriedade citada 
são semelhantes, à medida que o Z aumenta. 
Colocando os valores de uma propriedade periódica num gráfico, 
obtemos uma curva com máximos e mínimos. Verifica-se que 
elementos de um mesmo grupo ficam em posições correspondentes na 
curva. 
São exemplos de propriedades periódicas: raio atômico, densidade, 
ponto de fusão e ebulição, energia (potencial) de ionização, afinidade 
eletrônica, eletropositividade, eletronegatividade e volume atômico 
 
Vejamos as principais propriedades periódicas: 
 
 
Raio atômico ± O raio de um átomo é uma propriedade difícil de ser 
determinada, pois a eletrosfera de um átomo não tem fronteira 
definida. O raio atômico de um elemento depende de dois fatores: 
a) Número de níveis eletrônicos (camadas): numa família, quanto 
maior o número atômico, maior é o raio atômico. 
b) Carga nuclear (número atômico): num período, quanto maior o 
número atômico, menor é o raio atômico. 
O raio atômico pode ser considerado como uma medida do tamanho 
do átomo. É difícil medir o raio de um átomo, pois D� ³QXYHP de 
elétURQV´ que o circunda não tem limites bem definidos. Costuma-se 
25754805071
então medir, com o auxílio de raios-X, a distância d entre dois núcleos 
vizinhos e dizer que o raio atômico r é a metade dessa distância. 
 
 
 
Resumindo: o raio atômico representa a distância do núcleo à camada 
de valência do átomo. 
Ânion: tem raio maior que seu átomo correspondente. 
Cátion: tem raio menor que seu átomo correspondente. 
 
 
 
Vejamos alguns valores para os elementos representativos 
25754805071
 
 
 
Raio Iônico - Para íons isoeletrônicos (iguais números de elétrons), o 
de menor número atômico será o maior, pois apresenta menor atração 
entre o núcleo e os elétrons. 
8O2- > 9F1- > 11Na1+ > 12Mg2+ 
 
Potencial de ionização ± É a energia necessária para remover um 
elétron de um átomo isolado no estado gasoso. À medida que aumenta 
o tamanho do átomo, aumenta a facilidade para a remoção de um 
elétron de valência. Portanto, quanto maior o tamanho do átomo, 
menor o potencial de ionização. 
Essa energia é, em geral, expressa em elétron-volt (eV), que é a 
energia ou trabalho necessário para deslocar um elétron contra uma 
diferença de potencial de 1 volt 
 
 
Li(g) ĺ Li+(g) + 1e- 1ºPI = 124kcal/mol 
25754805071
Li+(g) ĺLi++(g) + 1e- 2.ºPI = 1744kcal/mol 
Li++(g) ĺ Li+++(g) + 1e- 3.ºPI = 2823kcal/mol 
Resumindo: 
1.º PI < 2.º PI < 3.º PI <... 
 
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade 
Se para afastar um elétron de um átomo é necessário fornecer energia, 
para adicionar um elétron a um átomo neutro é necessário retirar-lhe 
energia. Quando se adiciona um elétron a um átomo neutro, isolado 
(individualizado), no estado gasoso e no mais baixo estado energético 
(estado fundamental), ocorre liberação de uma certa quantidade de 
energia. A essa energia dá-se o nome de Afinidade Eletrônica. 
Em outras palavras, chama-se eletroafinidade ou afinidade eletrônica 
a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo 
neutro no estado gasoso. Essa energia é também expressa, em 
geral, em elétron-volt (eV) e mede a intensidade com que o átomo 
³VHJXUD´ esse elétron adicional. 
 
 
 
 
Eletronegatividade (caráter não-metálico) ± É a propriedade pela 
qual o átomoapresenta maior tendência a ganhar elétrons. Esta 
propriedade depende de dois fatores: número de elétrons na última 
camada e tamanho do átomo. 
É uma característica típica da maioria dos ametais. 
 
25754805071
 
O cientista Linus Pauling propôs uma escala de valores para a 
eletronegatividade, que, basicamente podemos listar abaixo os 
principais elementos e suas eletronegatividades crescentes: 
F O N Cl Br I S C P metais 
 
Eletronegatividade crescente 
 
 
Eletropositividade (caráter metálico) 
É a capacidade que um átomo apresenta de perder elétrons. É uma 
característica típica da maioria dos metais. 
 
 
 
Densidade 
A densidade indica a massa contida em uma unidade de volume, ou 
seja, densidade absoluta (d) ou massa específica de um elemento é 
o quociente entre sua massa (m) e seu volume (v). No caso de 
sólidos e líquidos, costuma-se representá-la em g/cm3 ou g/mL. 
25754805071
 
 
Veja como varia a densidade em função do número atômico: 
 
 
 
Ponto de fusão e ebulição 
As temperaturas nas quais os elementos entram em fusão 
(temperatura em que uma substância passa do estado sólido para o 
estado líquido) ou em ebulição (temperatura em que uma substância 
passa do estado líquido para o estado gasoso) são, também, funções 
periódicas de seus números atômicos. 
 
25754805071
 
 
A variação periódica do ponto de fusão e ebulição é a seguinte: nos 
períodos, os PF e PE são máximos no centro, diminuindo em 
direção às extremidades; nas famílias, crescem com o número 
atômico. OBS: Constituem exceção a família dos metais alcalinos e 
alcalinos terrosos, que tem seus pontos de fusão e ebulição 
aumentados com a diminuição do número atômico. 
 
 
 
 
QUESTÕES RESOLVIDAS 
01. O correto uso da tabela periódica permite determinar os elementos 
químicos a partir de algumas de suas características. Recorra a tabela 
periódica e determine: 
a) O elemento que tem distribuição eletrônica s2p4 no nível mais 
energético, é o mais eletronegativo de seu grupo e forma, com os 
metais alcalinos terrosos, compostos do tipo XY. 
25754805071
b) O número atômico do elemento que perde dois elétrons ao formar 
ligação iônica e está localizado no 3º período da tabela periódica. 
Gab: 
a) Oxigênio 
b) Nº Atômico 12 
 
02. O íon Sc3+ tem l8 elétrons e é isoeletrônico do íon X3-. Pergunta-
se: 
a)qual a estrutura eletrônica do átomo de escândio? 
b)a que número atômico, família e período da Classificação Periódica 
pertence o elemento X? 
Gab: 
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 
b) 15, 5A, terceiro 
 
03. Um elemento metálico X reage com cloro, dando um composto de 
fórmula XCl. Um outro elemento Y, também metálico, reage com cloro 
dando um composto de fórmula YCl2. As massas atômicas relativas de 
X e Y são próximas. 
a) em que grupo da Tabela Periódica estariam os elementos X e Y? 
b) consulte a Tabela Periódica e dê o símbolo de dois elementos que 
poderiam corresponder a X e Y. 
Gab: 
a) X: 1A; Y= 2A. 
b) Li e Be; Na e Mg; K e Ca etc. 
 
04. Os elementos D, E, G e J têm números atômico, respectivamente, 
7, 10, 11 e 15. Quais desses elementos são do mesmo período? 
Gab: 
D e E são do 2o período, enquanto que os elementos G e J são 
do 3o período. 
25754805071
 
05. O diagrama de Pauling foi utilizado para ao obtenção das estruturas 
eletrônicas dos elementos com números atômicos 53 e 87. 
a) apresente as estruturas correspondentes a cada um dos elementos 
indicados. 
b) aponte, nas estruturas obtidas, detalhes estruturais que caracteriza 
as famílias a que pertencem os elementos. 
Gab: 
a) Z=53:1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 
Z=87: 1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 
7s1 
b) Z=53 ± última camada: 5s25p5 (7 elétrons) ± família 7A ± 
halogênio; 
Z=87 ± última camada: 7s1 (1 elétrons) ± família 1A ± metal 
alcalino; 
 
06. Sobre a posição de um determinado elemento químico na Tabela 
Periódica sabe-se que: 
I. Pertence a um dos dois períodos longos; 
II. Inicia a primeira série dos elementos de transição; 
III. O elemento químico que o precede é o cálcio. 
Tomando como base essas informações, consulte a Tabela Periódica e 
escreva o nome, o número atômico, a massa atômica e a configuração 
eletrônica de um átomo e de um íon bivalente desse elemento químico. 
Gab: 
Nome: Escândio 
Z:21 
MA: 45 
Configuração do átomo: 1s22s22p63s23p64s23d1 
Configuração do íon: 1s22s22p63s23p63d1 
 
25754805071
07. 2� OLYUR� ³$� 7DEHOD� 3HULyGLFD´�� GH� 3ULPR� /HYL�� UH~QH� UHODWRV�
autobiográficos e contos que têm a química como denominador 
comum. Cada um de seus 21 capítulos recebeu o nome de um dos 
seguintes elementos da tabela periódica: Argônio, Hidrogênio, Zinco, 
Ferro, Potássio, Níquel, Chumbo, Mercúrio, Fósforo, Ouro, Cério, 
Cromo, Enxofre, Titânio, Arsênio, Nitrogênio, Estanho, Urânio, Prata, 
Vanádio, Carbono. 
Escreva o símbolo do elemento que dá nome a um capítulo e 
corresponde a cada uma das seis descrições a seguir. 
I ± É metal alcalino. 
II ± É líquido na temperatura ambiente. 
III ± É o de menor potencial de ionização do grupo 15. 
IV ± É radioativo, usado em usinas nucleares. 
V ± Aparece na natureza na forma de gás monoatômico. 
VI ± É lantanídeo. 
Gab: 
I ± K 
II ± Hg 
III ± As 
IV ± U 
V ± Ar 
VI- Cério 
 
08. Baseando-se nas configurações eletrônicas em ordem crescente de 
energia dos elementos abaixo, assinale a alternativa correta. 
A: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2. 
B: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2. 
C: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2. 
D: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f2. 
a) A e C pertencem ao mesmo grupo, mas estão em períodos 
diferentes. 
25754805071
b) B é elemento de transição. 
c) C e D estão no mesmo período da tabela periódica. 
d) C está no grupo 2A (ou 2). 
e) A, B, C, D são todos metais alcalino terrosos. 
RESOLUÇÃO: 
A ĺ 4 camadas ׵ 4.º período 
Elemento representativo 
Subgrupo A número do grupo = número de e± 
Grupo IIA ou 2 de valência, ou seja, 2e± 
Metal alcalinoterroso 
B ĺ Elemento de transição 
Subgrupo B número do grupo: IIIB ± IVB 
Grupo: IVB ou 4 d1 d2 
4.º período ĺ 4 camadas
 
C ĺ Elemento representativo 
4 camadas ׵ 4.º período número do grupo: 4s2 4p2 (4e±) 
Subgrupo A 
Grupo IVA ou 14 
D ĺ Elemento de transição interna 
Grupo IIIB ou 3 
6 camadas ׵ 6.º período 
Resposta: B 
 
QUESTÕES 
01. (TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO JÚNIOR - 
PETROBRÁS -CESGRANRIO/2012). Para um mesmo período na 
Tabela Periódica, os metais alcalinos, quando comparados com 
os metais alcalinos terrosos, apresentam 
(A) maior dureza 
(B) maiores pontos de fusão 
25754805071
(C) maiores pontos de ebulição 
(D) menores energias de ionização 
(E) menores raios iônicos 
RESOLUÇÃO: 
O assunto aborda propriedades periódicas. Quanto mais à esquerda e 
em um mesmo período temos para os elementos maio raio atômico e 
menor energia de ionização. 
5HVSRVWD��³'´� 
 
02. (TÉCNICO DE LABORATÓRIO ± UNIPAMPA ± CESPE/2013). 
Os metais apresentam pequeno raio atômico, alto potencial de 
ionização, baixa afinidade eletrônica e baixa 
eletronegatividade. 
RESOLUÇÃO: 
Os metais apresentam grande raio atômico, baixo potencial de 
ionização, baixa afinidade eletrônica e baixa eletronegatividade. 
5HVSRVWD��³(55$'2´� 
 
03. (PROFESSOR I DE QUIMICA ± CEPERJ/2013). Estudos 
relacionados ao azeite de oliva indicam que ele não é bom 
apenas para a saúde do coração. É ainda fonte das vitaminas 
A, K e E, e também dos elementos ferro, cálcio, magnésio,potássio. Portanto o azeite faz bem para a pele, olhos, ossos e 
para o sistema imunológico. 
Relacionando as posições dos elementos citados na 
classi¿cação periódica com suas propriedades, é correto 
a¿rmar que: 
A) o potássio possui o menor potencial de ionização 
B) o cálcio e o magnésio pertencem ao mesmo período 
C) o cálcio possui o menor raio atômico 
D) o ferro possui o maior raio atômico 
E) o magnésio é o menos eletronegativo 
25754805071
RESOLUÇÃO: 
Potássio é metal alcalino. 
Magnésio e cálcio são metais alcalinos terrosos e não podem estar no 
mesmo período. 
Ferro é metal de transição. 
O potencial de ionização é menor quanto mais à esquerda estiver o 
elemento químico. Logo, será o potássio. 
O raio atômico é maior quanto mais à esquerda e mais para baixo 
(maior número de camadas) estiver o elemento químico. 
5HVSRVWD��³$´� 
 
04. (MINISTÉRIO DA AGRICULTURA ± AUXILIAR DE 
LABORATÓRIO ± CONSULPLAN/2014). Qual desses elementos 
químicos é um metal? 
A) Flúor. 
B) Cloro. 
C) Sódio. 
D) Oxigênio. 
RESOLUÇÃO: 
Assunto bastante discutido em ligações químicas e tabela periódica. 
Questão fácil. Sódio. Os demais são ametais. Requer uma certa 
memorização do candidato, mas, tais elementos muito frequentemente 
aparecem em qualquer assunto na Química. 
5HVSRVWD��³&´� 
 
05. (PROFESSOR DE QUÍMICA - PM TAIAÇU ± INSITUTO 
SOLER/2013). Na mitologia grega havia um rei, Midas, o qual 
era capaz de transformar tudo em que tocava em ouro (Au). 
Talvez, acreditando nessa lenda, muitos alquimistas tentaram 
em vão transformar metais comuns como ferro (26 Fe) e 
chumbo (82 Pb) em ouro. Assinale a alternativa que representa 
a distribuição eletrônica correta para o átomo de ferro. 
25754805071
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8. 
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2. 
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. 
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2. 
RESOLUÇÃO: 
A distribuição eletrônica deve seguir a ordem crescente de energia em 
subníveis, de acordo com o diagrama de Linus Pauling. Seria 1s2 2s2 
2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
5HVSRVWD��³&´� 
 
06. (PROFESSOR DE QUÍMICA - PM TAIAÇU ± INSITUTO 
SOLER/2013) Marie Curie ganhou sozinha o prêmio Nobel de 
Química pela descoberta dos elementos radioativos Rádio 
(88Ra) e Polônio (84Po). Com base nessas informações pode-
se afirmar que esses elementos se encontram na tabela 
periódica nos seguintes períodos, respectivamente: 
a) 6º e 6º. 
b) 7º e 6º. 
c) 6º e 7º. 
d) 7º e 7º. 
RESOLUÇÃO: 
Para se determinar o período em que se localiza os elementos 
químicos devemos fazer a distribuição eletrônica e observar qual foi o 
maior nível energético atingido. 
Portanto, teremos: 
88Ra = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 
5d10 6p6 7s2 (atinge a sétima camada) 
84Po = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 
5d10 6p4 (atinge a sexta camada) 
5HVSRVWD��³%´� 
25754805071
 
07. (TÉCNICO DE LABORATÓRIO ± UFMG/2013). O alumínio é o 
elemento metálico mais abundante da crosta terrestre. Seu 
peso específico, condutividade elétrica, resistência à corrosão 
após passivação e baixo ponto de fusão lhe conferem inúmeras 
aplicações. No entanto, suas aplicações práticas apresentam-
se limitadas sobremaneira devido aos seguintes problemas 
listados abaixo. EXCETO: 
A) alto custo devido à grande quantidade de energia necessária 
para o processo de produção. 
B) implicações ecológicas negativas no rejeito dos subprodutos 
do processo de produção 
C) baixo custo do processo de coleta e tratamento de 
reciclagem desse metal. 
D) implicações ecológicas negativas no rejeito dos subprodutos 
do processo de reciclagem. 
RESOLUÇÃO: 
O alumínio é um dos metais mais reciclados e a baixo custo, 
comparativamente ao seu elevado custo de produção (por eletrólise, 
consumindo muita energia elétrica). Não sofre rejeição de uso pela 
facilidade de coleta e reaproveitamento, mas pelos dejetos causados 
na produção. 
5HVSRVWD��³&´� 
 
08. (UFJF-MG - TÉCNICO DE LABORATÓRIO ± 2013 ± 
IFSULDEMINAS) A tabela, a seguir, refere-se à camada de 
valência dos elementos A, B, C e D. 
25754805071
 
De acordo com a tabela acima, é CORRETO afirmar que: 
a) A e B pertencem à mesma família da tabela periódica. 
b) C é metal alcalino-terroso. 
c) A pertence à família dos calcogênios. 
d) D possui o menor caráter metálico (eletropositividade). 
e) A é mais denso que B, C e D. 
RESOLUÇÃO: 
Nenhum elemento tem terminação semelhante. Logo, não pertencem 
à mesma família. O elemento A está na família 4A; B está na família 
7ª (halogêneos) e possui menor caráter metálico; C é metal alcalino 
(1A) e D é metal alcalino terroso (2A). Por exclusão, chegamos à 
Resposta: E. 
5HVSRVWD��³(´� 
 
09. (UFJF-MG - TÉCNICO DE LABORATÓRIO ± 2013 ± 
IFSULDEMINAS). Considere os elementos químicos A, B, C, D, 
E, F com as seguintes posições, na tabela periódica: 
 
De acordo com a tabela acima, marque a opção CORRETA que 
contém os elementos com a maior eletronegatividade, a menor 
energia de ionização e a maior densidade, respectivamente. 
25754805071
a) A, C, E 
b) B, C, A 
c) C, E, F 
d) D, B, F 
e) B, E, F 
RESOLUÇÃO: 
De acordo com as variações das propriedades periódicas consideramos 
que: 
-O elemento mais eletronegativo está localizado mais acima e mais à 
direita, excluindo gases nobres: C. 
- O elemento menor energia de ionização é o que apresenta maior 
tamanho atômico, ou seja, está localizado mais abaixo e mais à 
esquerda: B. 
- O elemento maior densidade está localizado mais ao centro e mais 
abaixo: F. 
Sem alternativa correta. Gabarito aponta C. Não concordo, pois, gases 
nobres (E) apresentam energia de ionização altíssima. Pode ter havido 
anulação após recurso 
5HVSRVWD��³&´� 
 
10. Mendeleyev, observando a periodicidade de propriedades 
macroscópicas dos elementos químicos e de alguns de seus 
compostos, elaborou a Tabela periódica. O mesmo raciocínio 
pode ser aplicado às propriedades microscópicas. Na tabela a 
seguir, dos ralos iônicos, dos íons dos metais alcalinos e 
alcalinos-terrosos, estão faltando os dados referentes ao Na+ e 
ao Sr2+. Baseando-se nos valores da tabela, calcule, 
aproximadamente, os raios iônicos desses cátions. 
 
RAIOS IÔNICOS (pm) 
Li+ 60 Be+ 31 
Na+ __ Mg+ 65 
25754805071
K+ 133 Ca2+ 99 
Rb+ 148 Sr2+ __ 
Cs+ 160 Ba2+ 135 
Sugestão: Devido à variação gradativa dos raios iônicos, na tabela 
dada os que estão faltando são aproximadamente iguais à média 
aritmética dos raios que os precedem e os sucedem na tabela. 
RESOLUÇÃO: 
Para o sódio, o raio atômico é aproximadamente 96 pm (real = 95 pm), 
e para o estôncio, 117 pm (real = 113 pm). 
 
11. Considere os íons isoeletrônicos; Li+, H-, B3+ e Be2+ (os 
números atômicos; Li = 3; H = 1; B = 5; Be = 4). Coloque-os em 
ordem crescente de raio iônico, justificando a resposta. 
RESOLUÇÃO: 
B3+ < Be2+ < Li+ < H-, pois mesmo número de elétrons (2) da camada 
K estão sendo atraídos por cargas nucleares cada vez menores. 
 
12. O gráfico abaixo relaciona os valores de eletronegatividade 
com o número atômico para os elementos hipotéticos A, B e C. 
 
Com base nessa tabela periódica, identifique o elemento A. 
RESOLUÇÃO: 
a) o elemento A é o oxigênio (número atômico 8 e eletronegatividade 
3,5). 
 
13. Considere a tabela abaixo, onde estão apresentados valores 
de energia de ionização (E.I.). 
Elemento Valores de E.I em kj.mol-1 
 1a 2a 
25754805071
11Na 491,5 4526,3 
12Mg 731,6 1438,6 
Responda: 
a) Por que a 1ª E.I. do Na é menor do que a 1ª E.I. do Mg? 
b) Por que a 2ª E.I. do Naé maior do que a 2ª E.I. do Mg? 
RESOLUÇÃO: 
a) Do Na para o Mg, ocorre o aumento da carga nuclear, maior atração 
nuclear pelos elétrons de valência, logo maior E.I. 
b) O Na após a retirada de 1 elétron adquire a configuração eletrônica 
do gás nobre Ne, portanto mais estável a espécie maior EI, para a 
retirada do segundo elétron. 
 
14. Considerando os elementos químicos Be, B, F, Ca e Cs, 
classifique-os em ordem crescente de acordo com as 
propriedades periódicas indicadas: 
a) raio atômico; 
b) primeira energia de ionização. 
RESOLUÇÃO: 
a) Os elementos citados estão assim localizados na Tabela Periódica: 
Be 2º período grupo 2 ou IIA 
B 2º período grupo 13 ou IIIA 
F 2º período grupo 17 ou VIIA 
Ca 4º período grupo 2 ou IIA 
Cs 6º período grupo 1 ou IA 
Em um período, o raio atômico aumenta da direita para esquerda, 
devido à diminuição da carga nuclear. Já nas famílias, o raio aumenta 
de cima para baixo, pois aumenta o número de camadas eletrônicas. 
Logo: 
9F < 5B < 4Be < 20Ca < 55Cs 
b) Energia de ionização é a energia necessária para retirar 1 mol de 
elétrons de um mol de átomos no estado gasoso. Na tabela periódica, 
25754805071
a energia de ionização aumenta de baixo para cima e da esquerda para 
direita. Porém, podemos notar algumas inversões: 
4Be: 1s2 2s2; 5B: 1s2 2s2 2p1 
Como podemos observar, o elétron a ser arrancado do Be está 
ocupando um subnível completo, por isso é mais estável e tem menor 
energia do que o elétron a ser retirado do subnível p do átomo de Boro. 
Logo, é necessária uma quantidade maior de energia para ionizar o Be. 
55Cs < 20Ca < 5B < 4Be < 9F 
 
Aguardo você para as próximas aulas. 
Sempre a seu dispor. 
Prof. Wagner Bertolini 
 
 
 
 
 
25754805071