APOSTILA-COMPLETA-ESTRUTURA-DA-MATÉRIA

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CENTRO UNIVERSITÁRIO FAVENI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ESTRUTURA DA MATÉRIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GUARULHOS – SP 
 
 
 
SUMÁRIO 
1 PARTÍCULAS SUBATÔMICAS ............................................................................ 3 
1.1 Descoberta do próton ........................................................................................... 3 
1.2 Isótopos ................................................................................................................ 7 
1.3 Nêutron ................................................................................................................. 8 
1.4 Elétron................................................................................................................. 11 
2 EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS ........................................................ 13 
2.1 Consolidação do Atomismo ................................................................................ 15 
2.2 O átomo de Dalton .............................................................................................. 16 
2.2.1 A divisibilidade do átomo ............................................................................ 17 
2.2.2 A descoberta do elétron ............................................................................... 19 
2.2.3 Determinação da relação carga/massa do elétron .................................... 22 
2.2.4 Determinação da carga e da massa do elétron .......................................... 23 
2.2.5 As partículas positivas – a descoberta do próton ..................................... 25 
2.3 O modelo atômico de Thomson .......................................................................... 26 
2.4 Modelo atômico de Rutherford ............................................................................ 27 
3 A NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ ............................................................. 29 
3.1 Quantização de Energia...................................................................................... 34 
3.2 O efeito fotoelétrico ............................................................................................. 35 
3.3 Dualidade onda-partícula .................................................................................... 37 
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS ......................................... 39 
4.1 Raio Atômico ....................................................................................................... 39 
4.2 Energia de Ionização .......................................................................................... 43 
4.3 Eletronegatividade .............................................................................................. 47 
4.4 Eletropositividade ................................................................................................ 50 
 
 
 
4.5 Eletroafinidade ou afinidade eletrônica ............................................................... 52 
5 LIGAÇÕES QUÍMICAS ....................................................................................... 55 
5.1 Ligação Iônica ..................................................................................................... 56 
5.1.1 Princípio da ligação iônica ........................................................................... 57 
5.2 Ligação Covalente .............................................................................................. 61 
5.2.1 Ligação Covalente Dativa ............................................................................ 64 
5.3 Ligação Metálica ................................................................................................. 65 
5.4 Teoria do Octeto ................................................................................................. 67 
5.4.1 Tendências das famílias ............................................................................... 70 
5.4.2 Exceções à Teoria do Octeto ....................................................................... 70 
5.4.3 Teoria do Octeto ........................................................................................... 72 
6 INTERAÇÕES MOLECULARES ......................................................................... 74 
6.1 Descrição das forças intermoleculares ............................................................... 78 
6.2 Interações iônicas ............................................................................................... 80 
6.3 Interações do tipo dipolo-dipolo .......................................................................... 81 
6.4 Interações dipolo-permanente–dipolo induzido ................................................... 84 
6.5 Interações de dispersão ...................................................................................... 85 
6.6 Ligações de hidrogênio ....................................................................................... 85 
6.7 Tendências observadas nas interações intermoleculares .................................. 87 
7 BIBLIOGRAFIA ................................................................................................... 89 
 
 
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1 PARTÍCULAS SUBATÔMICAS 
O átomo, que era apenas esfera sem estrutura no modelo de Dalton, já estava 
dividido pelo menos em duas partes: o núcleo e os elétrons. Mas, e o núcleo, será que 
é maciço ou formado possui alguma estrutura? Quantos elétrons há em um átomo? 
Existe alguma relação entre a massa e a carga do núcleo? Rutherford e outros 
cientistas buscaram essas respostas. 
 
 
Fonte: sergiorbtorres.com 
 
1.1 Descoberta do próton 
O início do século XX foi marcado por diversas e incríveis descobertas. Por 
isso, não se sabe ao certo quem descobriu o próton. A descoberta é geralmente 
atribuída a Rutherford, que foi também quem deu esse nome ao então conhecido 
núcleo do átomo de hidrogênio. Em 1919, Rutherford e seus colaboradores realizaram 
o sonho dos alquimistas e conseguiram experimentalmente, pela primeira vez na 
história, transmutar um elemento em outro. 
 
 
 
 
https://sergiorbtorres.blogspot.com/
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O experimento consistia em bombardear o gás nitrogênio com partículas alfa 
altamente energizadas. Como resultado, alguns núcleos de hidrogênio eram 
detectados, e Rutherford estava certo que eles somente poderiam ser provenientes 
dos núcleos dos átomos de nitrogênio. Nesse processo, o que ocorreu é que o 
nitrogênio era transmutado em oxigênio, através de uma reação nuclear. 
Então, o núcleo do nitrogênio continha núcleos de hidrogênio. Como o 
hidrogênio era o elemento de menor massa, Rutherford concluiu que se tratava de 
uma partícula elementar dos núcleos de todos os átomos: o núcleo atômico possui 
uma estrutura, é formado por prótons. 
Entretanto, duas questões importantíssimas estavam em aberto: 
 
1. O número de prótons em um núcleo é insuficiente para justificar sua massa. De 
onde viria o restante da massa? 
2. Cargas de sinais opostos se atraem. Cargas de mesmo sinal se repelem. Como é 
possível os prótons ficarem juntos em um espaço tão pequeno como o núcleo? De 
acordo com a Lei de Coulomb, a força de repulsão seria descomunal. 
 
Descoberta do nêutron Quando Rutherford descobriu que o número de prótons 
em um núcleo suficientes para justificar sua carga não era suficiente para justificar 
sua massa, imediatamente sugeriu a existência de outras partículas, eletricamente 
neutras, no núcleo. Rutherford atribuiu a seu aluno James Chadwick (1891 – 1974) a 
tarefa de descobrir essa partícula. 
 
 
 Fonte: brasilescola.uol.com.br 
https://brasilescola.uol.com.br/
 
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Em 1930, descobriu-se que bombardeando Berílio com radiação alfa, era 
emitida outra radiação extremamente penetrante e sem carga elétrica, semelhante à 
radiação gama. Posteriormente, foi descoberto que incidindo esse novo tipo de 
radiação em uma substância ricaem hidrogênio (como a parafina), prótons eram 
emitidos. 
 Em 1932, Chadwick, com seus estudos quantitativos desse e de outros 
experimentos, concluiu que a radiação emitida pelo Berílio era na verdade um feixe 
de partículas neutras com massa quase igual à do próton: Chadwick descobriu o 
nêutron. 
Números atuais relacionados às partículas subatômicas: 
 
 
 
Observação com relação à notação: 
 
O modelo de Rutherford, aliado à descoberta do próton, nêutron e elétron, 
permitiu o entendimento e a classificação das substâncias através de dois números: 
 
 Número atômico Z: é o número de prótons de um átomo. 
 Número de massa A: é o número de prótons + o número de nêutrons de 
um átomo. 
 
 
 
 
 
 
 
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Além da carga q do elemento, no caso de ser um íon. 
Hoje, representa-se um átomo ou íon através da seguinte notação: 
 
 
Os elementos e os processos nucleares tornaram-se simples de serem 
representados. Observe os exemplos: 
 
 
 
 
A e o raio do núcleo. 
 
Já imaginou o quanto deve ser difícil medir o tamanho de um núcleo atômico? 
Já vimos que o modelo de Rutherford prevê que o raio do núcleo é da ordem de 10-
14m. Uma boa aproximação para calcular esse raio é considerar o núcleo uma esfera 
com densidade constante. Como a densidade é massa/volume, o raio do núcleo pode 
ser calculado usando a massa atômica A e a fórmula do volume da esfera. Após 
algumas simplificações, obtém-se o seguinte resultado: 
 
R = r0 ⋅ A , onde o valor experimental de r m15 0 1,25 10− = × . 
 
 
 
 
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Z e a identidade dos elementos químicos 
 
A massa atômica A já era conhecida antes da descoberta das partículas 
subatômicas e Mendeleev se baseou nela para ordenar os elementos em sua tabela 
periódica. Entretanto, ele teve que postular algumas exceções em deferência às 
propriedades químicas observadas experimentalmente. Após a descoberta do próton 
e do elétron, concluiu-se que usar o número atômico Z como referência na ordem dos 
elementos da tabela periódica era bem mais eficaz. Por esse motivo, se os elementos 
químicos possuíssem um número de identidade, este número seria Z. 
A definição moderna de "Elemento Químico" é dada pela IUPAC. Um elemento 
químico é uma entidade que representa um conjunto de átomos que possuem o 
mesmo número de prótons. Cada elemento químico ocupa uma posição na tabela 
periódica. Como a periodicidade dos elementos também é verificada em propriedades 
macroscópicas, as substâncias químicas puras formadas por átomos com o mesmo 
número de prótons também são incluídas ao conjunto "Elemento Químico". Assim, por 
exemplo, o elemento Hidrogênio é o conjunto de átomos com 1 próton, mais todas as 
substâncias puras formadas apenas com esses átomos como, por exemplo, o gás 
hidrogênio. 
A explicação teórica do número de prótons definir as propriedades físicas e 
químicas dos elementos só pode ser dada após a descoberta da Mecânica Quântica 
e será abordada posteriormente neste texto. 
 
1.2 Isótopos 
Um mesmo elemento poder possuir diferentes números de nêutrons, ou seja, 
mesmo número de prótons (isto é, mesmo número atômico) e diferentes números de 
nêutrons (ou seja, diferentes números de massa). Átomos do mesmo elemento, mas 
com números de massa diferentes, são chamados de isótopos. Existem, na natureza, 
aproximadamente 340 núcleos diferentes, dos quais 250 são estáveis. Se incluirmos 
os núcleos gerados artificialmente, mais de 3.100 núcleos são atualmente conhecidos. 
Mas, apenas 105 elementos (pense nisso!). 
 
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Fonte: sergiorbtorres.com 
 
Como é o número de prótons de um átomo (ou seja, A) que define a identidade 
química de um elemento, os isótopos de um mesmo elemento ocupam o mesmo lugar 
na tabela periódica1. 
1.3 Nêutron 
O átomo possui três partículas subatômicas de interesse primário que são os 
elétrons, os prótons e os nêutrons. O nêutron foi a última partícula dessas três a ser 
descoberta. 
O cientista Ernest Rutherford havia descoberto, em 1911, por meio de 
experimentos com partículas alfa, que o átomo era formado por uma região vazia 
denominada eletrosfera, onde os elétrons (partículas negativas) ficavam girando, e 
por um núcleo, uma região no centro do átomo, maciça, altamente densa e com carga 
positiva. Eugen Goldstein já havia descoberto que essa carga era em virtude dos 
prótons, partículas de carga positiva. 
No entanto, surgiu a seguinte questão: Se os prótons são positivos, por que 
eles não se repelem e o núcleo do átomo se desintegra? 
Isso é realmente verdade, visto que é amplamente conhecido que partículas de 
cargas iguais se repelem e de cargas opostas se atraem. 
 
1 Extraído e adaptado do site: 
http://www.quimica.ufpr.br/nunesgg/CQ108/Estrutura%20atomica/SL_estrutura_atomica.pdf 
https://sergiorbtorres.blogspot.com/
http://www.quimica.ufpr.br/nunesgg/CQ108/Estrutura%20atomica/SL_estrutura_atomica.pdf
 
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Essa questão foi solucionada em 1932 pelo cientista James Chadwick, na 
Universidade de Cambridge, Inglaterra. Existem alguns elementos que têm o núcleo 
instável e emitem partículas e radiações, sendo esse processo conhecido como 
radioatividade. Chadwick percebeu que o núcleo do berílio radioativo emitia partículas 
neutras, sem carga elétrica e com a massa praticamente igual à massa dos prótons 
(na verdade, é um pouquinho maior). 
Dessa forma, foi descoberta a terceira partícula subatômica, que foi 
denominada de nêutron. 
Os nêutrons ficam juntamente aos prótons no núcleo do átomo. Assim, eles 
diminuem as forças de repulsão entre os prótons e mantêm o núcleo estável, com as 
partículas unidas. 
 
 Fonte: alunosonline.uol.com.br 
 
A massa de um nêutron é igual a 1,675 . 10-27 kg, sua massa em unidade de 
massa atômica é relativamente igual a 1. 
Conforme dito no texto “Prótons”, já mencionado, praticamente todos os 
elementos possuem isótopos naturais ou artificiais. O que significa que existem 
átomos com a mesma quantidade de prótons no núcleo, mas com quantidades de 
nêutrons diferentes. 
 
 
https://alunosonline.uol.com.br/
https://alunosonline.uol.com.br/quimica/protons.html
 
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O hidrogênio, por exemplo, possui três isótopos: o hidrogênio comum ou prótio 
(1 próton e 1 nêutron), o hidrogênio pesado ou deutério (1 próton e 2 nêutrons) e o 
hidrogênio superpesado ou trítio (1 próton e 3 nêutrons). Veja na ilustração abaixo que 
o que muda é a quantidade de nêutrons (simbolizados pelas bolinhas verdes): 
 
 
 
Existem também os isótonos, que são átomos de diferentes elementos 
químicos com diferentes números de prótons, diferentes números de massa, mas com 
a mesma quantidade de nêutrons. 
Por exemplo, o 1737Cl e o 2040Ca são isótonos, pois sabemos o seu número de 
massa (A - na parte superior), que é a soma dos prótons com os nêutrons, e nós 
também sabemos quantos são os seus prótons (na parte inferior). Assim, basta 
diminuir esses valores que encontraremos quantos nêutrons cada átomo possui2: 
 
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37Cl 2040Ca 
A = N + P A = N + P 
N = A – P N = A – P 
N = 37-17 N = 40 – 20 
N = 20 N = 20 
 
 
 
 
 
 
 
2 Extraído e adaptado do site: https://alunosonline.uol.com.br/quimica/neutrons.html 
https://alunosonline.uol.com.br/quimica/neutrons.html
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1.4 Elétron 
Agora que sabemos o que é um átomo podemos entender melhor a definição 
dos elétrons. Portanto definimos os elétrons como as partículas que constituem o 
átomo. Sendo que os elétrons estão localizados na eletrosfera do átomo, se 
movimentando ao redor do núcleo em órbitas circulares, que possuem uma energia 
bem definida e característica, que são definidas comoum nível de energia ou camada 
eletrônica. 
O elétron é uma partícula subatômica e que possui uma massa relativamente 
muito pequena, este valor é tão baixo que em relação a massa total do átomo que 
pode ser considerada desprezível. Para que fique mais claro, suponhamos que uma 
pessoa estivesse em cima de uma balança e neste exato momento um inseto também 
subisse na balança, então o valor que mostra na balança iria alterar? Não, portanto a 
massa do inseto seria desprezível em relação a massa de uma pessoa, da mesma 
forma acontece com o elétron em relação ao átomo. 
 
 
Fonte: mundodaeletrica.com.br 
 
É importante destacar que de acordo com o modelo atômico de Rutherford-Bohr 
existem sete camadas eletrônicas (K, L,M,N,O,P e Q), sendo que apenas algumas 
órbitas circulares são concedidas aos elétrons, porque em cada uma dessas órbitas o 
elétron apresenta uma energia constante, qualquer mudança dos elétrons entre essas 
camadas podem ocasionar em diversos fenômenos, sejam eles físicos ou químicos, 
liberando ou absorvendo energia por exemplo. 
http://www.mundodaeletrica.com.br/
 
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Elétron Livre 
 
O elétron livre é quando o átomo perde elétrons, e fica carregado positivamente 
em decorrência dos prótons que formam os cátions. Dessa maneira os elétrons são 
chamados de elétrons livres, pois estão mais distantes do núcleo do átomo, ou seja, 
se encontram na camada de valência. 
 
 
Fonte: infoescola.com 
 
Há muitos anos o filósofo grego Tales de Mileto (625 a.C. – 546 a.C.) observou 
que ao esfregar um âmbar em um tecido, como seda ou lã por exemplo, ele passava 
a atrair pequenos e leves corpos, como a palha, desta forma ficando “energizado”. 
Com o passar do tempo novos experimentos relacionados a eletricidade foram 
realizados, e com isso vieram novas descobertas, sendo que estes experimentos 
revelaram que a matéria constituía cargas positivas e cargas negativas. 
Mas que apenas no final do século XIX o cientista Joseph John Thomson 
realizou mais experimentos com tubos de raios catódicos que os levaram a descoberta 
dos elétrons, que através destes estudos que ele chegou a várias conclusões sobre o 
elétron, ou seja, o elétron é uma partícula subatômica, possui massa e carga negativa. 
Os raios catódicos foram chamados de elétrons e considerados a primeira partícula 
subatômica descoberta. 
Os elétrons têm tudo a ver com a eletricidade, pois se os elétrons não tivessem 
sido descobertos com certeza quase tudo que está em nossa volta não existiria, não 
haveria nada que dependesse da eletricidade, tanto para o funcionamento quanto 
para a fabricação de algo. 
http://www.infoescola.com/
Elder
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Como já sabemos, a corrente elétrica nada mais é do que um fluxo ordenado 
dos elétrons por um determinado material, que geralmente é um metal, onde existem 
elétrons livres. Portanto esses elétrons livres são conduzidos pela ação de um campo 
elétrico ou um campo magnético. 
Podemos entender a energia elétrica como uma relação entre três grandezas 
elétricas, que é a tensão elétrica, corrente elétrica e resistência elétrica , sendo que a 
variação de qualquer uma dessas grandezas interferem diretamente na quantidade 
de elétrons passando por um condutor por exemplo, está relação pode ser facilmente 
compreendida através da lei de ohm. 
Se a considerarmos um circuito que tenha uma tensão fixa e variarmos o valor 
da resistência deste circuito sua corrente irá variar de maneira inversamente 
proporcional a resistência, ou seja, quanto maior for a resistência, menor será a 
quantidade de elétrons passando por aquele circuito3. 
 
2 EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS 
As primeiras especulações relativas à origem da natureza são devidas ao 
filósofo grego Tales, que viveu na cidade de Mileto, aproximadamente entre os anos 
640 e 548 a.C. 
Fugindo de figurações extraídas da imaginação – muitas vezes de inspiração 
religiosa, fantástica ou poética –, Tales deduzia que a natureza (ou a phisis, como era 
dito em grego) teria a água como princípio (ou substrato) único, ou seja: todo o 
universo teria a água como origem. 
Deve-se reconhecer que esse pensamento carecia de uma base teórica ou 
material consistente, além de ser pouco esclarecedor. Porém, evidenciava um 
questionamento ou uma contestação sobre o pensamento que prevalecia até então e, 
ao mesmo tempo, induzia à reflexão investigativa, fundamental para o 
desenvolvimento do conhecimento. 
 
 
 
3 Extraído e adaptado do site: https://www.mundodaeletrica.com.br/o-que-sao-eletrons-e-qual-sua-
importancia/ 
https://www.mundodaeletrica.com.br/o-que-e-corrente-eletrica/
https://www.mundodaeletrica.com.br/tensao-eletrica-x-voltagem/
https://www.mundodaeletrica.com.br/lei-de-ohm/
https://www.mundodaeletrica.com.br/o-que-sao-eletrons-e-qual-sua-importancia/
https://www.mundodaeletrica.com.br/o-que-sao-eletrons-e-qual-sua-importancia/
 
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Os próximos registros sobre a constituição da natureza vieram de Abdera, na 
Ásia Menor, onde o filósofo Leucipo se fixou por volta de 478 a.C. Ele acreditava que 
o universo era constituído por elementos indivisíveis e pelo vazio, e que os 
movimentos desses elementos, gerando união ou separação, produziam ou destruíam 
os materiais. 
Leucipo não deixou registros sobre suas reflexões. Porém, elas permaneceram 
e foram melhoradas pelo seu seguidor Demócrito, que viveu entre 460-370 a.C. e, 
seguindo as ideias do seu mestre, afirmava que a menor partícula constituinte de 
qualquer tipo de matéria não poderia ser fragmentada, pois se fosse divisível ao 
infinito, confundir-se-ia com o vazio. Por essa característica, denominou tal partícula 
de átomo, palavra grega que significa indivisível. 
Como corolário, Demócrito postulou que as únicas coisas existentes eram os 
átomos e os espaços entre eles e que qualquer matéria resultaria da combinação de 
átomos de quatro elementos: água, terra, fogo e ar. 
 
 
Fonte: eleve-se.com.br 
 
Essas ideias foram apoiadas por alguns filósofos. Porém, outros, entre os 
quais, Aristóteles, que foi um dos maiores filósofos de todos os tempos, consideravam 
um absurdo existir algo indivisível, estabelecendo-se, então, duas correntes de 
pensamento. 
Para Aristóteles, a matéria era contínua (não atômica) e suas ideias terminaram 
prevalecendo entre a maioria dos pensadores até o século XVI, quando outros 
estudiosos, como Pierre Gassendi (1592 – 1655), rompendo com a filosofia 
aristotélica, passaram a defender o atomismo e adotar o empirismo como prática para 
o estabelecimento da verdade científica. 
 
https://eleve-se.com.br/
 
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2.1 Consolidação do Atomismo 
A partir do século XVII, muitos cientistas começaram a realizar experiências 
utilizando métodos e materiais distintos e, logo cedo, ficou demonstrado que a 
possibilidade da matéria ser contínua não era respaldada pelos resultados obtidos, 
fazendo com que o modelo de Aristóteles para a constituição da matéria 
desmoronasse e o atomismo se firmasse como uma realidade incontestável. 
Para isso, os resultados dos trabalhos do físico e químico irlandês Robert 
Boyle, publicados em 1661, foram decisivos. Nesses trabalhos, ele concluiu que todos 
os objetos eram compostos por átomos, que seriam as unidades fundamentais da 
matéria. 
 
 
 Fonte: kucinephoto.com 
 
Para chegar a essa conclusão, ele atentou para o fato de que algumas das 
substâncias já conhecidas podiam se combinar formando outras. Assim, o bronze 
podia ser formado combinando-se cobre com zinco; os sais podiam ser preparados 
combinando-se ácidos com álcalis e algumas substâncias podiam se separar, 
formando outras mais simples, como se observava quando se aquecia as amálgamas, 
fato que resultava na produção de mercúrio e de outro metal. 
Desses resultados, Boyle concluiu que: 
 
 Os átomos existiam e eram diferentespara cada tipo de elemento; 
 
http://cpredacaosxhv.kucinephoto.com/
 
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 Combinações de tipos diferentes de átomos formavam os compostos, e 
 Toda a matéria era formada por um pequeno número de substâncias simples 
(ou elementos) combinados de formas diferentes. 
 
Além de haver feito essas constatações, Boyle adotou o termo elemento, que 
era usado na Grécia Antiga, para designar cada substância simples. Parecia, portanto, 
que a existência do átomo já era irrefutável, mas ainda faltava descrevê-lo 
detalhadamente, fato que vem evoluindo até os dias de hoje. 
 
2.2 O átomo de Dalton 
Na segunda metade do século XVII, a teoria atômica não podia mais ser 
negada, e o empirismo, associado à reflexão, passou a ser prática comum para muitos 
estudiosos da natureza. Entre os químicos que assim procediam, Lavoisier foi um dos 
que mais se destacou, tendo consagrado o uso da balança como instrumento para 
investigação em química, descoberto dezenas de elementos e estabelecido a lei da 
conservação das massas. Todo esse labor criativo fez com que Lavoisier ficasse 
reconhecido como um dos mais importantes químicos de todos os tempos. 
Na sequência aos trabalhos de Lavoisier, outros químicos – como Proust, 
Dalton e Richiter – estabeleceram as leis ponderais das combinações químicas, 
expressando as relações de massas entre os elementos nas reações químicas. 
Em 1808, analisando os resultados dos experimentos que conduziram ao 
estabelecimento das leis ponderais, observando as relações entre as massas dos 
reagentes nas reações e, mais uma vez, resgatando as ideias de Leucipo e Demócrito, 
Dalton (1766-1844) formulou uma teoria atômica, cujos postulados estabeleciam que: 
 
 a matéria seria constituída por partículas extremamente pequenas e indivisíveis 
chamadas de átomos, que preservariam suas individualidades nas 
transformações químicas; 
 os átomos idênticos eram caracterizados pelas respectivas massas e 
constituiriam um mesmo elemento químico; 
 
Elder
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 os compostos químicos seriam formados pela união de átomos de diferentes 
elementos, em proporções numéricas simples e definidas. 
 
Os átomos de Dalton eram partículas indivisíveis, esféricas, maciças, 
impenetráveis e indestrutíveis que ficaram conhecidos como bola de bilhar. 
 
 
 Fonte: manualdaquimica.com 
 
Dalton teve o mérito de consolidar a idéia do átomo como unidade elementar 
da matéria, utilizando dados experimentais quantitativos. Porém, o seu modelo 
atômico continha uma série de equívocos, que foram demonstrados através de 
experimentos realizados a partir da segunda metade do século XIX. Nesses 
experimentos, verificou-se que os átomos não eram esferas maciças, eram divisíveis, 
penetráveis, destrutíveis e nem sempre eram iguais para um mesmo elemento 
químico. 
 
2.2.1 A divisibilidade do átomo 
 
A primeira evidência experimental sobre a divisibilidade do átomo foi obtida em 
1834 pelo físico e químico inglês Michael Faraday (1791-1867), dando sequência a 
trabalhos preliminares sobre eletrólise, realizados no início do século XIX por 
Humphrey Dave. 
 
http://www.manualdaquimica.com/
 
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Em seus trabalhos, Faraday – considerado o descobridor da eletrólise como 
fenômeno físico-químico bem definido – observou que a passagem de corrente 
elétrica através de soluções de alguns tipos de substâncias provocava reações 
químicas nas quais as quantidades de eletricidade utilizadas e as quantidades de 
substâncias que reagiam eram proporcionais entre si, fatos que o levaram a 
estabelecer as leis da eletrólise. 
Além de haver enunciado as leis da eletrólise, Faraday introduziu os termos 
cátodo e ânodo para designar os eletrodos nos quais as reações eletrolíticas 
aconteciam. Ao mesmo tempo, criou os termos ânion e cátion (íons) para designar as 
espécies que reagiam durante a passagem de eletricidade pelas soluções e, nessas 
definições, já ficava implícito que as unidades elementares da matéria apresentavam 
natureza elétrica diferente. 
Tais fatos não tiveram interpretação imediata, mas, em 1874, George 
Johnstone Stoney (1826-1911), analisando os resultados dos trabalhos de Faraday, 
sugeriu que a eletricidade existia associada à matéria e seria constituída por partículas 
de carga negativa denominada de eletrine, no caso da partícula associada ao 
hidrogênio. 
Uma contribuição importante e para o esclarecimento sobre as unidades 
elementares da matéria foi dada por Svante Arrhenius, em sua tese de doutorado, 
defendida em 1884, quando deduziu que os cátions e os ânions eram produzidos 
pelos eletrólitos ao serem dissolvidos. 
Arrhenius propôs que, nessas dissoluções, a soma das cargas das partículas 
positivas (cátions) seria igual à soma das cargas das partículas negativas (ânions), o 
que asseguraria que as cargas dos eletrólitos, dissolvidos ou não, seriam nulas. 
Essas novas observações tornaram Stoney mais convicto sobre a natureza 
corpuscular da eletricidade e, em 1891, ele propôs o nome elétron para designar as 
partículas portadoras de eletricidade, constituintes da matéria. 
Se isso era verdade, e considerando que as substâncias não apresentam 
cargas elétricas, então os átomos seriam divisíveis, devendo ser constituídos, pelo 
menos, por dois tipos de partículas com cargas opostas (positivas e negativas), o que 
possibilitaria a neutralidade elétrica das substâncias e dos materiais em geral. 
 
 
Elder
Realce
 
19 
 
 
 
A partir dessas conclusões, as ideias dos atomistas gregos, concretizadas no 
modelo atômico de Dalton, perderam consistência. Já não se considerava o átomo 
indivisível, pois era constituído por partículas com cargas positivas e negativas. 
Consequentemente, estava lançado o desafio para se investigar os constituintes 
atômicos, tendo-se como perspectiva já colocada o elétron, proposto por Stoney. 
 
2.2.2 A descoberta do elétron 
 
Em 1878, o cientista inglês Wiliam Crookes (1832-1919) criou um dispositivo – 
constituído por uma ampola de vidro conectada a uma bomba de vácuo, contendo, no 
seu interior, dois eletrodos ligados a uma fonte de energia elétrica –, com o qual vários 
pesquisadores passaram a fazer estudos sobre descargas elétricas através de gases. 
 
 
Fonte: docente.ifrn.edu.br 
 
Nesses estudos, verificou-se que se a pressão dos gases estivesse próxima de 
10 mmHg não haveria condução de eletricidade. Mas, a partir dessa pressão e até 
próximo de 1 mmHg, os gases passavam a conduzir eletricidade, o que podia ser 
percebido pelo aparecimento de um feixe luminoso saindo do cátodo para a região 
oposta da ampola ou podia ser medido com instrumentos de aferição de fluxo de 
corrente. 
Em 1876, Eugen Goldstein demonstrou que os feixes luminosos observados 
nas ampolas de Crookes formam sombras de objetos colocados em sua trajetória, em 
posição oposta ao eletrodo negativo do tubo de descarga. Como esse eletrodo havia 
sido denominado cátodo por Faraday e acreditando que o feixe luminoso era 
constituído por radiações, Goldstein denominou-os de raios catódicos. 
 
 
20 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: espetacularquimica.com 
 
Estudos posteriores mostraram que os constituintes do feixe luminoso 
possuíam massa, sendo, portanto, de natureza material, pois faziam girar uma 
ventoinha colocada em sua trajetória dentro de uma ampola de Crookes. 
Noutro experimento, Goldstein utilizou uma ampola de Crookes com um cátodo 
perfurado e observou novos feixes luminosos que pareciam sair desses furos ou 
canais e se dirigiam em sentido inverso aos raios catódicos. Goldstein não sabia o 
que formava esses feixes luminosos, porém, acreditando tratar-se de radiações, deu 
o nome de raios canais aos constituintes dos feixes emitidos a partir dos canais dos 
catodos das ampolas de Crookes. 
 
 
 
Fonte: docente.ifrn.edu.br 
 
O fato, porém, é que não existiam dados sufi cientes para uma definiçãosobre 
o que era observado nos experimentos, surgindo um conflito de opiniões em relação 
aos constituintes dos raios catódicos e dos raios canais: entre cientistas alemães, 
prevalecia a idéia de que seriam radiações e, entre os britânicos, de que seriam 
partículas. 
 
http://espetacularquimica.blogspot.com/
https://docente.ifrn.edu.br/
 
21 
 
 
 
No meio dessa polêmica, os experimentos realizados em 1897 por Joseph John 
Thomson (1856-1940) foram decisivos para mostrar que os raios catódicos, na 
verdade, eram elétrons, portanto, partículas com carga elétrica negativa e que os raios 
canais eram íons carregados positivamente. 
Nos seus experimentos, Thomson mostrou que os raios catódicos eram 
atraídos pelos polos positivos de campos elétricos formados por duas placas 
metálicas colocadas dentro de ampolas de Crookes, ligadas aos eletrodos de baterias. 
Verificou, também, que esses raios eram desviados pelos campos magnéticos de 
forma semelhante à que se observava em experimentos sobre eletromagnetismo (já 
realizados naquela época), conforme é ilustrado. 
 
 
 
 Fonte: alunosonline.uol.com.br 
 
Vale ressaltar que outros cientistas já haviam tentado realizar experimentos 
semelhantes sem alcançar sucesso. Porém, Thomson foi persistente e conseguiu 
essa proeza baixando a pressão do gás dentro das ampolas, o que provocava a 
diminuição do efeito de blindagem criado pelos íons gasosos existentes no tubo. 
Todos esses experimentos indicavam que a matéria era constituída por 
partículas positivas e negativas e que os raios catódicos, sendo os componentes de 
carga elétrica negativa, deveriam ser os elétrons que haviam sido propostos por 
Stoney. Faltava, porém, uma prova definitiva, mas esta foi encontrada por Thomson 
quando determinou alguns parâmetros relativos aos raios catódicos, sendo o mais 
importante deles a relação entre a carga elétrica e a massa dessas partículas. 
 
 
 
 
 
22 
 
 
 
2.2.3 Determinação da relação carga/massa do elétron 
 
 
Para determinar a relação entre a carga e a massa dos elétrons, Thomson 
utilizou um aparelho de Crookes semelhante aos tubos de televisão usados 
atualmente. 
 
 
Fonte: docente.ifrn.edu.br 
 
No aparelho, existiam dois ânodos perfurados (discos D) por onde um feixe de 
elétrons poderia passar e ir se chocar com a parede frontal do tubo, na posição B. 
Nos experimentos, era aplicado um campo elétrico sobre o feixe de elétrons e 
isso provocava um desvio (x) do feixe para a posição A. Já a aplicação de um campo 
magnético perpendicular ao campo elétrico, provocava um desvio (y) do feixe de 
elétrons para a posição C, oposto àquele provocado pelo campo elétrico. Nesses 
experimentos, o ponto de incidência do feixe de elétrons era facilmente visualizado 
colocando-se um anteparo com material fluorescente frontal à sua trajetória. 
Assim, utilizando os dados experimentais obtidos e aplicando equações da 
eletrodinâmica, Thomson deduziu uma equação que correlacionava a carga e a 
massa dos elétrons, expressa na forma: 
 
 
 
 
 
https://docente.ifrn.edu.br/
 
23 
 
 
 
Na qual e e m são a carga e a massa dos elétrons, k e k são constantes 
definidas pelas características do aparelho e pelas intensidades dos campos elétrico 
e magnético aplicados e x e y são os desvios do feixe de elétrons sob a ação de cada 
tipo de campo aplicado, medidos diretamente no “vídeo” do aparelho utilizado. 
Usando essa equação, Thomson calculou a relação entre a carga e a massa 
dos elétrons (e/m), encontrando valores sempre muito próximos de −1, 76108 C/g, 
mesmo utilizando catodos de materiais diferentes ou gases diferentes nas ampolas 
de Crookes. 
Esses resultados constituíram a prova definitiva de que os raios catódicos eram 
elétrons, que estes eram iguais entre si e que estavam presentes em todo tipo de 
matéria, sendo, portanto, as unidades básicas de carga negativa propostas por 
Stoney. 
Estando convencido disso, em l897, Thomson anunciou que: 
 
 o átomo era divisível, tendo em sua constituição partículas de carga 
negativa; 
 essas partículas tinham sempre as mesmas massa e carga elétrica, 
independentemente do tipo de material que as emitiam. 
 
2.2.4 Determinação da carga e da massa do elétron 
 
 
Robert A. Milikan, através de um experimento bastante engenhoso. Para isso, 
ele construiu uma câmara fechada provida de um nebulizador, dois eletrodos em 
forma de placas (com a placa superior perfurada no centro), um visor com uma escala 
graduada e uma fonte de raios-X. 
Para realizar as experiências, Milikan acionava a fonte de raios-X e aspergia 
gotículas de óleo no interior da câmara. Com isso, moléculas de ar eram ionizadas 
pelos raios-X e os íons formados eventualmente captados pelas gotículas de óleo que, 
assim, ficavam carregadas de eletricidade. Como consequência, quando os eletrodos 
estavam despolarizados (desconectados de uma fonte de corrente contínua), as 
gotículas, carregadas ou não, caíam com a mesma velocidade, submetidas, apenas, 
à força gravitacional e à força de atrito com o ar. 
 
24 
 
 
 
Porém, quando as placas eram polarizadas, as gotículas eletrizadas tinham 
suas velocidades modificadas e a direção do movimento podia até ser invertido, 
dependendo da natureza (positiva ou negativa) da carga da gotícula e da intensidade 
do campo produzido pelos eletrodos. 
 
 
Fonte: docente.ifrn.edu.br 
 
 
Analisando os movimentos das gotículas, Milikan demonstrou que a carga de 
cada gotícula podia ser expressa através da equação: 
 
 
 
Na qual q, r, v e d eram, respectivamente, as cargas, os raios, as velocidades 
e a densidade das gotículas de óleo; η era a viscosidade do ar; g a aceleração da 
gravidade e E a intensidade do campo aplicado. 
Com essa equação, Milikan realizou várias determinações de cargas elétricas 
(q) nas gotículas de óleo, obtendo sempre valores múltiplos inteiros de −1, 6×10−19 
coulombs, fato que o levou a deduzir que esta deveria ser a carga do elétron. 
Dispondo desse valor, tornou-se simples calcular a massa do elétron, bastando 
usar a relação entre a carga e a massa (e/m = −1, 76 × 1011 C/kg), estabelecida por 
Thomson, o que resultou em 9, 11 × 10−31 kg como sendo a massa do elétron. 
 
 
25 
 
 
 
Assim, desfez-se parte do mistério sobre a composição dos átomos. Os 
elétrons estavam caracterizados. Quanto às partículas positivas, complementares aos 
elétrons na constituição dos átomos, ainda havia muito a ser esclarecido. Porém, 
alguns pesquisadores já vinham procurando estabelecer as suas propriedades e não 
demorou muito para que parte significativa dessa tarefa fosse realizada. 
 
2.2.5 As partículas positivas – a descoberta do próton 
 
Depois da descoberta, em 1876, a primeira observação importante sobre os 
constituintes positivos dos átomos foi feita em 1895 por Jean Perrin, ao demonstrar 
que os raios canais eram partículas com cargas positivas. Em 1898, Wilhelm Wien 
determinou a relação carga/massa dos raios canais produzidos pelo hidrogênio no 
tubo de Crookes, verificando que essa relação era igual a 9,6 x 107 C/kg, sendo, 
portanto, quase 2000 vezes inferior à relação encontrada para o elétron. 
Posteriormente, Thomson confirmou esse resultado e concluiu que o raio canal 
produzido pelo hidrogênio correspondia à partícula fundamental de carga positiva e 
que a sua carga deveria ser igual (mas contrária) à do elétron. 
Com esse pressuposto, após a determinação da carga do elétron, foi 
determinada a massa dessa partícula, obtendo-se o valor 1,26 x 10-27 kg. 
Em 1919, como resultado de experiências realizadas por Rutherford, a partícula 
positiva formada a partir do hidrogênio passou a ser considerada como formadora de 
todos os elementos, razão pela qual recebeu a denominação de protos (palavra grega 
que significa origem) e posteriormente passou a ser chamada de próton. 
Esses estudos mostraram,também, que os raios canais podiam ser diferentes 
para um mesmo elemento. Um desses estudos, realizado por Thomson, em 1912, 
mostrou que o neônio formava dois tipos de raios canais com massas diferentes. Mais 
adiante, com o refinamento dos métodos experimentais, foi verificado que o próprio 
hidrogênio forma três raios canais diferentes. Com essas observações ficou 
evidenciado que existiam átomos com pesos diferentes formando um mesmo 
elemento químico e a esses tipos de átomos, Frederick Soddy, em 1913, denominou 
de isótopos do elemento. 
 
 
 
26 
 
 
 
A existência dos isótopos desfez mais um dos equívocos dos postulados de 
Dalton, que usava os pesos atômicos como parâmetro identificador. Porém, gerou a 
necessidade de se encontrar outra forma para identificar os elementos, o que ocorreu 
ainda em 1913, através dos trabalhos de Henry G. J. Moseley. 
Nesses trabalhos, Moseley verificou que os raios-X emitidos pelos átomos 
dependiam das respectivas cargas nucleares (Z) e que estas sempre correspondiam 
a números inteiros, os quais foram denominados de número atômico. 
Logo foi observado que não só os raios-X, mas todas as propriedades 
dependiam do número atômico e, por isso, esse parâmetro, que corresponde ao 
número de prótons em cada átomo, foi definido como o parâmetro identificador dos 
elementos. 
Como já se observava que a massa atômica de cada elemento era cerca de 
duas vezes maior do que se esperaria, tomando como base os números atômicos, 
tornou-se evidente a existência de outros componentes, além dos elétrons e dos 
prótons, constituindo os átomos. Desses componentes, o mais importante é o nêutron, 
cuja massa é quase igual à massa do próton e foi descoberto em 1932 por James 
Chadwick. 
2.3 O modelo atômico de Thomson 
 
No final do século XIX, os dados experimentais relacionados com descargas 
através de gases rarefeitos e com a radioatividade (descoberta em 1896 por Henri 
Becquerel) já haviam mostrado que o modelo atômico de Dalton apresentava uma 
série de suposições equivocadas, tornando necessário se pensar num modelo 
compatível com os novos resultados experimentais disponíveis. Essa iniciativa foi 
assumida por Thomson que, em 1898, tornou-se o primeiro cientista a propor um 
modelo atômico constituído de partículas positivas e negativa. 
Com base nos estudos sobre as relações entre as cargas e as massas dos 
elétrons e dos raios canais, Thomson já sabia que os elétrons eram muito mais leves 
do que os átomos como um todo. Assim, ele propôs que cada átomo seria formado 
por uma esfera de carga positiva homogênea, onde ficaria quase toda a massa do 
átomo, com os elétrons distribuídos simetricamente em torno dela. 
 
27 
 
 
 
Esse modelo ficou conhecido como “modelo de pudim com passas” e teve vida 
curta, pois logo foi observada sua incompatibilidade com os resultados de novos 
experimentos realizados, conforme será visto nos itens seguintes. 
 
 
 Fonte: portaleducacao.com.br 
 
2.4 Modelo atômico de Rutherford 
Rutherford esteve envolvido em muitos estudos sobre radioatividade, tendo 
sido o descobridor das partículas α (alfa) e β (beta), emitidas por elementos radiativos. 
Num desses estudos, realizado em colaboração com os seus alunos Geiger e 
Marsden, eles pretendiam analisar o poder de penetração das partículas α sobre 
alguns materiais. 
O trabalho consistia em fazer incidir feixes de partículas α sobre uma lâmina de 
platina (ou outros materiais) e analisar o poder de retenção ou de penetração das 
partículas por essas placas. 
Como o modelo atômico aceito na época considerava que os átomos eram 
estruturas impenetráveis (o modelo de Thomson), havia a expectativa de que as 
partículas fossem retidas. Porém, foi observado que quase todas atravessavam a 
lâmina, com muito poucas sendo desviadas de sua trajetória inicial, o que podia ser 
visualizado pelo efeito produzido sobre placas fluorescentes (placas de sulfeto de 
zinco, ZnS) colocadas em volta da lâmina de platina. 
 
 
 
 
 
 
http://www.portaleducacao.com.br/
 
28 
 
 
 
 
 
Fonte: docente.ifrn.edu.br 
 
 
 A partir dessas observações, Rutherford concluiu que o átomo teria um 
núcleo muito pequeno e compacto, onde se concentrariam as partículas positivas, que 
já se sabia serem bem mais pesadas do que as negativas. 
Como grande inovação em relação a Dalton, ele propôs que os elétrons 
ficariam circulando em grandes órbitas ao redor desse núcleo, de forma semelhante 
aos planetas em volta do sol, pois assim desenvolveriam uma força centrípeta que os 
impediria de se juntarem ao núcleo, levados pela força de atração eletrostática. 
Distribuídos dessa forma, os elétrons, com cargas negativas, neutralizariam as 
cargas nucleares positivas, formando os átomos no estado fundamental. 
 
 
Modelo atômico de Rutherford. (a) Modelo proposto. (b) Falência por emissão da luz. Pelas leis da 
eletrodinâmica, os elétrons perderiam energia e cairiam no núcleo. 
 
 
https://docente.ifrn.edu.br/
 
29 
 
 
 
 
O modelo de Rutherford ficou mais próximo da concepção atual do modelo 
atômico do que as anteriores. Mas, a sua idéia contrariava uma das leis de Maxwell 
sobre a eletrodinâmica. 
Por essa lei, se um elétron circulasse em torno do núcleo de carga positiva, ele 
estaria constantemente irradiando luz, perdendo energia e terminaria por colidir com 
o núcleo. 
Porém, argumentos não eliminam fatos, e os resultados dos experimentos de 
Rutherford eram muito consistentes com o modelo atômico proposto por ele. Portanto, 
o que se deveria fazer era buscar explicações para as observações de Rutherford que 
fossem fundamentadas em novos argumentos científicos sustentáveis. 
Felizmente, isso não demorou a acontecer graças aos trabalhos de Niels Bohr, 
que serão discutidos em aulas posteriores, pois agora encerraremos esta aula para 
que você tenha tempo de aprofundar seus estudos sobre o que já foi apresentado. 
Certamente, você já percebeu que o conteúdo deste texto apresenta 
informações básicas para sua aprendizagem. Mas, as atividades propostas indicam 
que você deve consultar obras mais completas para ampliar e consolidar seu 
aprendizado. Portanto, não perca tempo. Procure fortalecer suas bases de 
conhecimentos para, na próxima aula, continuar desvendando os caminhos trilhados 
na construção do modelo atômico4. 
3 A NATUREZA ONDULATÓRIA DA LUZ 
Podemos observar a formação de uma onda quando jogamos uma pedra na 
água de um açude. O choque da pedra com a água gera uma onda na superfície que 
se propaga, afastando-se do ponto da queda da pedra. Se no caminho da onda estiver 
um flutuador (barco), observa-se um movimento periódico para cima e para baixo, 
provocado pela sucessão de cristas e vales que se repete em intervalos de tempo 
regulares. 
 
 
 
 
 
4 Extraído e adaptado do site: https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/evolucao-dos-modelos-atomicos 
https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/evolucao-dos-modelos-atomicos
 
30 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: brasilescola.uol.com.br 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Movimento periódico de um flutuador provocado pela sucessão de cristas e vales. O número de 
oscilações por segundo é a frequência do flutuador. 
 
 
O número de vezes que o flutuador oscila para cima e para baixo pela 
passagem de uma onda completa (oscilação ou ciclo) por unidade de tempo é a 
frequência da onda, representada pela letra grega ν (ni). Por exemplo, se pelo 
flutuador passam 10 ondas completas em um segundo, a frequência da onda é 10 
ciclos por segundo, que é igual a 10 hertz (Hz). 
 
 
31 
 
 
 
Em geral, a palavra ciclo é suprimida das unidades de frequência, que são 
dadas apenas como “por segundo” que é o inverso do segundo (1/s ou s-1), ficando 
subentendido que estão envolvidos ciclos ou oscilações (1 s-1 = 1 Hz). 
A distância entreduas cristas consecutivas ou dois vales é denominado 
comprimento de onda, representado pela letra grega λ (lambda), que é expresso em 
unidade de comprimento, por exemplo, o metro (veja a Tabela 1). A altura da onda 
acima da linha central é a amplitude da onda, representada por A. 
 
 
 
(a) Dois ciclos completos ou duas oscilações com o comprimento de onda λ e amplitude A percorrem 
10 cm. (b) A onda tem o dobro de cristas e vales da onda em (a) e a mesma amplitude. A frequência 
da onda ν em (b) é o dobro da frequência ν em (a). Em (c), a onda tem a mesma frequência de (b), 
porém, a amplitude é menor. 
 
 
 
 
 
 
 
32 
 
 
 
Até agora descrevemos as características de uma onda simples. Da mesma 
maneira que o flutuador na superfície do açude oscila quando uma onda passa por 
ele, uma partícula carregada eletricamente é perturbada por uma radiação 
eletromagnética. A luz tem características ondulatórias que provêm das oscilações 
dos campos elétricos e magnéticos perpendiculares entre si, que se propaga no vácuo 
com velocidade constante c, de 3,00 × 108 m s−1. A luz visível, as ondas de rádio, os 
raios X, microondas, radiação gama são todas radiações eletromagnéticas que 
diferem entre si pela ν e λ. E, quando organizadas na sequência de comprimentos de 
ondas, constituem um espectro eletromagnético, veja a figura a seguir. 
 
 
 
Provavelmente, você já viu um arco-íris num dia chuvoso. A gama de cores do 
vermelho ao violeta que compõe o arco-íris é um espectro da luz visível. Ele é formado 
pela decomposição da luz branca quando passa por gotículas de água que funcionam 
como um prisma. 
 
 
 
 
33 
 
 
 
As radiações eletromagnéticas apresentam diferentes comprimentos de onda 
e frequência, mas todas se propagam no vácuo com a mesma velocidade, ou seja, a 
uma velocidade constante, c. O produto da frequência, ν, pelo comprimento de onda, 
λ, é sempre igual à velocidade c, na qual a onda de luz se propaga, podendo ser 
expressa pela equação. 
 
 
 
Sendo m a unidade de λ e 1 s de ν, a unidade de velocidade é: 
 
 
 
 
Unidades mais usadas de comprimento de onda 
 
Exemplo de exercícios 
 
Uma radiação eletromagnética se desloca à velocidade da luz, 3 x 108 m s-1, com 
uma frequência de 4,32 x 1014 oscilações por segundo. 
 
a) Calcule o comprimento de onda da radiação em nm? 
 
 
 
34 
 
 
 
Resolução: 
 
 
Consultando a Tabela, vamos efetuar a conversão de metros (m) para nanômetro (nm). 
 
 
 
3.1 Quantização de Energia 
No final do século XIX, muitos cientistas estudavam o fenômeno da emissão de 
radiação por um corpo aquecido, tentando entender a relação entre a temperatura, a 
intensidade e o comprimento de onda da radiação emitida por esse corpo. Como as 
leis da física clássica conhecida na época não proporcionavam explicações 
adequadas para tais observações, Planck, em 1900, tentando explicar essas 
emissões, formulou uma hipótese ousada para a época, admitido que a transmissão 
de energia entre os corpos ocorre através da troca de pacotes ou quanta de energia 
entre eles e que as radiações se constituíam de quanta (plural de quantum) de 
energia. Portanto, a energia é transferida de maneira descontínua, ou seja, 
quantizada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
 
De acordo com Planck, a energia E de um quantum é dada pelo produto de 
uma constante h, conhecida como constante de Planck, cujo valor é 6, 63 × 10−34J 
s, pela frequência da radiação, ν. 
 
 E = hν 
 
Como a energia é quantizada, só são permitidos valores de energia que sejam 
múltiplos inteiros de hν. Por exemplo, 1hν, 2hν, 3hν, 4hν, . . . 
 
 E = nhν n = 1, 2, 3, 4 . . . 
 
3.2 O efeito fotoelétrico 
Desde 1887, experiências mostravam que elétrons poderiam ser ejetados de 
uma superfície metálica quando esta era exposta à luz, em geral, luz ultravioleta. A 
explicação para essas observações foi dada, em 1905, por Albert Einstein. Para ele, 
a luz não apresenta apenas propriedades ondulatórias caracterizadas pela frequência 
(ν) e pelo comprimento de onda (λ). Apresenta, também, propriedades corpusculares. 
Ele admitiu que a energia radiante está quantizada em pacotes de energia, que vieram 
a ser chamados de fótons. Esses fótons, de energia hν, ao colidirem com os elétrons 
do metal, transferiam toda sua energia para esses elétrons, que eram ejetados da 
placa metálica com uma determinada energia cinética. Tal fenômeno foi chamado de 
efeito fotoelétrico. 
As conclusões de Einstein sobre o efeito fotoelétrico foram as seguintes. 
 
1. Na colisão de um fóton com um elétron, toda a energia do fóton era transferida para 
o elétron. 
2. Os elétrons só eram ejetados da placa metálica quando a energia da radiação 
incidente era maior do que a energia que mantém os elétrons ligados ao átomo na 
placa metálica. 
 
 
 
36 
 
 
 
3. Os elétrons eram ejetados com uma determinada energia cinética, que variava com 
a energia da radiação incidente. Quanto mais energética era a radiação que atingia 
a superfície metálica, maior a energia cinética dos elétrons ejetados. 
4. Um aumento na intensidade da radiação levava a um maior número de elétrons 
ejetados da superfície metálica. A intensidade da radiação estava relacionada com 
o número de fótons que compõe o feixe luminoso e não com sua energia. 
 
 
A energia dos fótons incidente provoca a ejeção de elétrons do metal, o excesso de energia converte-
se em energia cinética dos fotoelétrons. Fotoelétrons são os elétrons ejetados da placa metálica 
 
 
A equação que expressa o efeito fotoelétrico é a seguinte: 
 
 
 
Nessa fórmula, E¡ é a energia da radiação que incide sobre a placa metálica. 
Eₒ, é a energia necessária para ejetar o elétron da superfície metálica, definida como 
função trabalho ou energia crítica e é um parâmetro característico de cada metal. Eᶜ 
é a energia cinética adquirida pelo elétron ejetado. Só ocorrerá emissão de elétrons 
se E¡ > Eₒ, pois neste caso o fóton terá energia suficiente para arrancar o elétron do 
metal5. 
 
5 Extraído e adaptado do site: https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/modelos-atomicos-o-modelo-de-
bohr 
https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/modelos-atomicos-o-modelo-de-bohr
https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/modelos-atomicos-o-modelo-de-bohr
 
37 
 
 
3.3 Dualidade onda-partícula 
Ao longo dos tempos o ser humano e os animais evoluíram de forma a ter uma 
sensibilidade maior para a luz visível. O estudo dos fenômenos ópticos é fascinante, 
pois os variados tipos de imagens podem trazer diversos tipos de emoções ao ser 
humano e mesmo aos animais. Mas a evolução vem da necessidade destes seres 
obterem informações do meio em que vivem. 
Na história da humanidade alguns estudos resultaram em grandes 
descobertas. Primeiramente, com relação à luz, estudou-se a possibilidade dela se 
propagar em linha reta. Mais tarde, Isaac Newton decompõe a luz em várias cores e 
também consegue demonstrar que várias cores compõe a luz branca. 
Muitas discussões foram feitas com relação à luz. Quando se fala em 
propagação automaticamente considera-se um deslocamento com certa velocidade. 
Mas velocidade do quê? De uma onda ou de uma partícula? 
Primeiramente, faz-se necessário fazer algumas considerações: 
Uma onda é uma perturbação que se propaga em um meio. No caso de 
uma onda eletromagnética a perturbação é do campo elétrico e do campo magnético. 
É um argumento plausível para explicar a luz. 
Mas alguns experimentos realizados no fim do século XIX mudam um pouco 
essa concepção com relação a este importante ente físico. Entre os mais relevantes, 
podem ser citados o efeito fotoelétrico, o espalhamento Compton e a produção de 
raios X. 
Quando se faz um experimento com partículas em fenda única, observa-se uma 
região de máxima incidênciade partículas, conforme mostra a figura: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://www.infoescola.com/biografias/isaac-newton/
https://www.infoescola.com/fisica/ondulatoria-ondas/
https://www.infoescola.com/fisica/ondas-eletromagneticas/
https://www.infoescola.com/fisica/campo-eletrico/
https://www.infoescola.com/fisica/campo-magnetico/
https://www.infoescola.com/fisica/efeito-fotoeletrico/
 
38 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As partículas são colimadas por uma fenda e incidem no anteparo formando um padrão de 
interferência com uma franja apenas. 
 
 
Quando a onda incide em um colimador com duas fendas observa-se um 
padrão de interferência com várias franjas. Isto ocorre devido ao fato de que há uma 
interferência construtiva quando a intensidade máxima da onda da luz emergente de 
uma fenda coincide com o máximo da onda emergente da outra fenda. Isso ocorre 
porque há uma diferença de caminho da luz emergente de cada fenda. O mesmo 
acontece com os mínimos e forma o padrão de interferência da figura: 
 
 
Várias franjas de intensidade luminosa máxima no centro 
 
 
 
 
39 
 
 
 
Quando a mesma experiência é realizada com partículas, o padrão deve ser 
formado apenas por duas raias de máxima intensidade. Mas não é isto que se observa 
se a mesma experiência for realizada com prótons, nêutrons ou elétrons. O que se 
observa é um padrão de interferência! É isto que intriga os físicos: a luz se comporta 
ora como onda, ora como partícula. E as partículas se comportam como onda em 
determinadas situações6. 
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS 
A Tabela Periódica organiza os elementos químicos até então conhecidos em 
uma ordem crescente de número atômico (Z – quantidade de prótons no núcleo do 
átomo). 
Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias 
simples que eles formam variam periodicamente, ou seja, em intervalos regulares em 
função do aumento (ou da diminuição) dos números atômicos. As propriedades que 
se comportam dessa forma são chamadas de propriedades periódicas. 
As principais propriedades periódicas químicas dos elementos são: raio 
atômico, energia de ionização, eletronegatividade, eletropositividade e 
eletroafinidade. Já as físicas são: pontos de fusão e ebulição, densidade e volume 
atômico7. 
4.1 Raio Atômico 
Medir o tamanho de um átomo é algo muito difícil porque a sua eletrosfera 
(região onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo) não possui um limite 
específico. Por isso, a forma mais comum é por meio do raio atômico, em que se 
considera o átomo como se ele fosse uma esfera (modelo atômico de Dalton). 
 
 
 
 
6 Extraído e adaptado do site: https://www.infoescola.com/fisica/dualidade-onda-particula/ 
7 Extraído e adaptado do site: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/propriedades-
periodicas.htm 
 
https://www.infoescola.com/fisica-nuclear/neutron/
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/modelo-atomico-dalton.htm
https://www.infoescola.com/fisica/dualidade-onda-particula/
 
40 
 
 
 
 O raio é a distância compreendida entre o centro e a extremidade da 
circunferência e é a metade do diâmetro da circunferência, como mostrado a seguir: 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
Algo similar aplica-se ao conceito de raio atômico. Consideram-se dois átomos 
de um mesmo elemento químico como esferas que devem estar o mais próximo 
possível um do outro, sem estarem ligados quimicamente. O raio atômico (r) é a 
metade da distância (d) entre os dois núcleos desses átomos vizinhos. 
 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 
 
Para conseguir essa medida, usa-se a técnica de difração por raios X. Nela, 
esses raios atravessam uma amostra de um material sólido de um único elemento 
químico (como um pedaço de ferro, pois ele é sólido e é formado somente por átomos 
de ferro), e os átomos ou íons que constituem esse material provocam um desvio na 
trajetória dos raios X. Depois os raios X incidem sobre uma chapa fotográfica e 
registram a posição dos núcleos dos átomos no material e a distância entre eles. 
Assim, basta dividir esse valor por dois para obter o raio atômico, que, em geral, é 
medido em nanômetros (1 nanômetro é igual à bilionésima parte de um metro (10 -
9 m)). 
O raio atômico é uma propriedade periódica porque ele varia periodicamente 
em função dos números atômicos. Podemos dizer que, na tabela periódica, o raio 
atômico dos elementos cresce de cima para baixo e da direita para a esquerda: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
Para entender porque o aumento do raio atômico segue essa ordem periódica, 
considere separadamente os elementos de uma mesma família e de um mesmo 
período. Elementos de uma mesma família: De cima para baixo vai aumentando o 
número de camadas eletrônicas. Por exemplo, na família 1, o hidrogênio possui uma 
camada, o lítio possui duas camadas, o sódio possui três camadas e assim 
sucessivamente. Nesse sentido, aumenta também o número atômico e, por isso, o 
raio do átomo também aumenta. 
 
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/propriedades-periodicas.htm
 
42 
 
 
 
 
 Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
Elementos de um mesmo período: Da esquerda para a direita a quantidade de 
elétrons na camada de valência (camada mais externa ao núcleo) vai aumentando e 
todos possuem a mesma quantidade de camadas. Por exemplo, o potássio (K) possui 
quatro camadas eletrônicas e dezenove elétrons, o cálcio (Ca) possui também quatro 
camadas eletrônicas, mas apresenta vinte elétrons, o escândio (Sc) também possui 
quatro camadas eletrônicas, mas possui 21 elétrons, e assim por diante. Quando a 
quantidade de elétrons aumenta, a sua atração pelo núcleo, que é positivo, também 
aumenta. Assim, nesse sentido, em razão da atração entre o núcleo e a camada de 
valência, há uma contração do átomo, o que causa a diminuição do raio atômico. É 
por isso que o átomo cresce no sentido contrário: da direita para a esquerda8. 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 Extraído do site: https://manualdaquimica.uol.com.br//quimica-geral/raio-atomico.htm 
 
 
43 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
4.2 Energia de Ionização 
 
 Os átomos no estado fundamental possuem a mesma quantidade de 
prótons (cargas positivas) e de elétrons (cargas negativas), ou seja, são neutros. Mas 
na formação das ligações iônicas, ocorre a extração de um ou mais elétrons da 
camada de valência do átomo, que são transferidos para outro átomo, resultando na 
formação de íons. O átomo que perdeu os elétrons transforma-se em um cátion 
(espécie carregada positivamente). 
Para “arrancar” esses elétrons do átomo isolado ou de um íon, é necessário aplicar 
uma determinada quantidade de energia, que é chamada de energia de 
ionização (porque houve a formação de íons) ou potencial de ionização. Assim, 
podemos fazer a seguinte definição: 
“Energia de ionização ou potencial de ionização é a energia aplicada para retirar 
um elétron do átomo (ou do íon) isolado no estado gasoso. ” 
 
 
 
Os valores das energias de ionização podem ser expressos em eletrovolts (eV), 
mas de acordo com o SI (Sistema Internacional de Unidades), eles devem ser 
expressos em kJ/mol. 
 
 
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/ligacao-ionica.htm
 
44 
 
 
 
Quando se retira o primeiro elétron de um átomo neutro, há a primeira energia 
de ionização (I1). Já a energia necessária para retirar o segundo elétron desse cátion 
que foi formado é chamada de segunda energia de ionização (I2) e assim por 
diante. A primeira energia de ionização é sempre menor que a segunda energia de 
ionização e assim sucessivamente. Isso acontece porque, no primeiro caso, o elétron 
está na camada mais externa ao núcleo e, como está mais longedos prótons, a 
atração entre eles é menor, sendo mais fácil retirar o elétron. 
Por exemplo, consideremos um átomo de cobre (Cu(g)) que possui quatro níveis 
de energia no estado fundamental e um elétron no subnível mais externo (4s1): 
 
 
 
Veja que a segunda energia de ionização foi maior do que a primeira. Isso nos 
mostra que a energia de ionização é uma propriedade periódica, que varia conforme 
o número atômico dos átomos dos elementos da Tabela Periódica. Podemos notar 
também que essa propriedade segue um padrão de variação relacionado com o 
do raio atômico, pois depende da distância que os elétrons estão do núcleo, ou 
seja, quanto maior o raio atômico, menor a energia de ionização e vice-versa. 
Isso quer dizer que os valores das energias de ionização dos elementos 
crescem no sentido oposto ao crescimento do raio atômico, ou seja, aumenta de baixo 
para cima e da esquerda para a direita. Os valores das energias de ionização são 
medidos experimentalmente e podemos comparar esses valores para confirmarmos 
esse padrão de variação mencionado: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
Considerando os elementos em uma mesma família: A primeira energia de 
ionização aumenta de baixo para cima. Isso acontece porque, conforme vai descendo, 
os níveis de energia e o raio atômico vão aumentando e os elétrons vão ficando mais 
distantes do núcleo, por isso fica mais fácil retirá-los. Por exemplo, o H (hidrogênio) 
possui somente uma camada eletrônica, então seu elétron está bem próximo ao 
núcleo. Já o Cs (césio) possui seis camadas eletrônicas, estando seus elétrons bem 
distantes do núcleo. É por isso que a energia de ionização do H é bem maior (1312) 
que a do Cs (376). 
 
 
 
 
 
 
 
 
46 
 
 
 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
 Considerando os elementos em um mesmo período: A primeira energia de 
ionização9 aumenta da esquerda para a direita. Isso ocorre porque, conforme vai 
caminhando para a direita, a quantidade de níveis permanece a mesma, mas a 
quantidade de elétrons vai aumentando, ou seja, a atração pelo núcleo aumenta e seu 
raio diminui. Com isso, a energia necessária para vencer essa força de atração 
precisará ser maior. Por exemplo, o Na (sódio) e o Ar (argônio) pertencem ao terceiro 
período, o que significa que ambos possuem três camadas eletrônicas, mas o Na 
possui somente um elétron na sua camada mais externa, enquanto o Ar possui oito 
elétrons nessa camada. Por isso, a primeira energia de ionização do Ar será bem 
maior (1521) que a do Na (496). 
Fonte:manualdaquimica.uol.com.br 
 
 
9Caso queira aprofundar o tema, acesse os links: https://youtu.be/UoTe2lwXoYU ; 
https://youtu.be/8eR-tO82QUQ 
 
47 
 
 
Isso significa que os maiores valores para a energia de ionização são dos 
elementos situados próximos ao Hélio, ou seja, na parte superior à direita da Tabela 
Periódica. Por outro lado, os menores valores são dos elementos situados próximos 
ao césio, na parte inferior à esquerda da Tabela Periódica. 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
Isso explica algumas propriedades dos elementos, como o fato de os elementos 
próximos ao Césio serem metais e os elementos próximos ao hélio serem ametais. 
Os metais são formados por aglomerados de átomos neutros e cátions mergulhados 
em uma “nuvem” ou “mar” de elétrons deslocalizados. Isso significa que eles devem 
ter maior facilidade de perder elétrons e, por isso, somente os elementos com baixa 
energia de ionização podem formar sólidos metálicos. Por outro lado, os elementos 
no canto superior à direita não possuem essa facilidade de perder elétrons, porque 
possuem altas energias de ionização e, por essa razão, são ametais. 
4.3 Eletronegatividade 
A eletronegatividade é definida como a força que determinado átomo possui de 
atrair os elétrons de uma ligação covalente para si. 
Isso significa que a eletronegatividade é uma grandeza relativa, pois ela é 
analisada por meio de uma comparação entre a capacidade que dois átomos ligados 
possuem de atrair os elétrons. 
 
 
48 
 
 
 
Além disso, ela é uma propriedade periódica, uma vez que, à medida que o 
número atômico aumenta, ela adquire valores semelhantes para intervalos regulares. 
Existem várias formas de medir a eletronegatividade dos elementos, mas a forma mais 
conhecida e usada é a que foi determinada pelo cientista Linus Pauling. Os valores 
obtidos por ele estão presentes na imagem a seguir: 
 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
Veja que os valores da eletronegatividade crescem de cima para baixo e da 
esquerda para a direita. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.br 
 
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/propriedades-periodicas.htm
 
49 
 
 
 Significa que a eletronegatividade cresce com a diminuição do raio de um 
átomo. 
Por exemplo, quando consideramos os elementos pertencentes a uma mesma 
família (coluna), vemos que o raio dos átomos vai aumentando de cima para baixo, 
isso ocorre porque o número de camadas eletrônicas também vai aumentado. Com o 
aumento do raio atômico, a distância entre o núcleo (positivo) e os elétrons (negativos) 
da última camada eletrônica (camada de valência), que realiza a ligação covalente, 
fica maior e, consequentemente, a atração entre eles diminui. Assim, a 
eletronegatividade dos elementos de cima é maior que a dos elementos que ficam 
mais abaixo. 
Agora, quando consideramos os elementos pertencentes ao mesmo período 
(linhas), todos eles têm a mesma quantidade de camadas eletrônicas, a diferença é 
que a quantidade de elétrons na última camada aumenta da esquerda para a direita. 
Nesse sentido cresce, então, a atração entre os elétrons e o núcleo, ficando menor o 
raio atômico e aumentando a eletronegatividade. 
Desse modo, o elemento mais eletronegativo é o Flúor (4,0) e o menos 
eletronegativo é o césio (0,7). 
Existe uma forma de você saber a ordem de eletronegatividade dos elementos 
mais eletronegativos, que são: 
 
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H 
 
Os valores de suas eletronegatividades são, respectivamente: 
 
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
 
4.4 Eletropositividade 
Uma característica interessante da grande maioria dos elementos químicos é a 
necessidade de adquirir estabilidade (obedecer à regra do octeto)10, já que poucos 
são gases nobres (apresentam oito elétrons na camada de valência) e, portanto, 
estáveis. Essa estabilidade é adquirida quando os átomos estabelecem entre si uma 
ligação química (interação entre átomos por meio dos seus elétrons e orbitais). 
Um exemplo de ligação química é a que ocorre entre um átomo de sódio e um 
átomo de cloro, formando o cloreto de sódio (sal de cozinha). Nessa ligação temos o 
envolvimento de um átomo metálico (sódio) e um átomo ametal (cloro). A seguir temos 
a fórmula que representa o cloreto de sódio: 
 
NaCl 
 
Ao avaliar a posição de um elemento químico na tabela periódica, podemos 
prever o seu comportamento durante uma ligação química. Esse tipo de avaliação é 
possível com o auxílio das propriedades periódicas (características dos elementos que 
dependem do período da tabela e do número atômico). Uma dessas propriedades 
periódicas é a chamada eletropositividade ou caráter metálico. 
Denomina-se eletropositividade ou caráter metálico a capacidade que um 
átomo apresenta de perder elétrons quando está ligado a outro átomo. 
Essa capacidade está intimamente relacionada com três fatores importantes: 
 
1. Raio atômico: quanto maior for o raio atômico, maior será a eletropositividade. Se 
o átomo é grande, a força de atração do núcleo em relação aos elétrons da periferia 
é pequena, o que torna a perda do elétron mais fácil. 
 
2. Período: quanto menor for o número atômico, maior será a eletropositividade. Isso 
ocorre porque, se o númerode elétrons no núcleo é pequeno, a força de atração tende 
a ser menor, facilitando a perda do elétron. Assim, nos períodos da Tabela Periódica, a 
eletropositividade cresce da direita para a esquerda. 
 
10 Para compreender melhor esse tema acesse: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-
geral/teoria-octeto.htm 
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/elementos-quimicos.htm
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/raio-atomico.htm
Elder
Realce
 
51 
 
 
 
 
 Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
 3. Família: quanto maior for o número atômico e o número de níveis, maior 
será a eletropositividade. Nas famílias da Tabela Periódica, os elementos localizados 
abaixo uns dos outros apresentam maior número atômico e maior número de níveis 
em seus átomos, o que favorece uma menor força de atração do núcleo em relação 
aos elétrons da periferia. Assim, nas famílias da tabela periódica, a eletropositividade 
cresce de cima para baixo. 
Fonte:manualdaquimica.uol.com.br 
Com esses conhecimentos, ao avaliar o exemplo do NaCl, temos a certeza de 
que nessa molécula quem perde elétrons na ligação química é o sódio, pois este 
apresenta maior eletropositividade que o cloro11. 
 
11 Extraído e adaptado do site: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-
geral/eletropositividade.htm 
 
 
52 
 
 
 
 
Fonte:manualdaquimica.uol.com.br 
4.5 Eletroafinidade ou afinidade eletrônica 
A afinidade eletrônica ou eletroafinidade, que é uma das propriedades 
periódicas existentes, avalia a quantidade de energia liberada quando um átomo em 
seu estado fundamental (neutro) recebe um elétron. A equação a seguir representa a 
afinidade eletrônica: 
 
X(g) + e → X-(g) + energia 
 
A afinidade eletrônica é uma propriedade extremamente difícil de ser medida. 
Muitos elementos não apresentam o valor dela definido experimentalmente e, em 
alguns casos, essa propriedade é teórica ou foi calculada em função do número 
atômico. Em outros casos, ela é simplesmente ignorada, como no caso dos gases 
nobres, que apresentam orbitais completos (ns2 np6) na camada de valência e são 
muito estáveis. 
Existem casos em que o valor da afinidade eletrônica é negativo, o que significa 
que, ao receber um segundo elétron, o átomo absorve energia, e não a libera (isso 
ocorre principalmente quando o átomo tornou-se um ânion após receber um primeiro 
elétron). Veja as equações a seguir que representam esse fato: 
 
O(g) + e- → O-(g) + energia 
 O-(g) + e- → O-2(g) 
 
53 
 
 
 
Observação: Existe força de repulsão entre o ânion formado na primeira adição 
e o segundo elétron que está sendo adicionado. Isso faz com que uma energia seja 
gasta para que esse novo elétron entre no ânion. 
Ao estudar a Tabela Periódica, é possível comparar a afinidade eletrônica de vários 
elementos químicos. Para isso, vamos levar em consideração três aspectos: 
 
Raio atômico: quanto menor for o tamanho de um átomo, maior será a sua afinidade 
eletrônica. Isso ocorre porque a força de atração do núcleo em relação aos elétrons 
da periferia é maior. 
↓R. A – ↑A.E 
↑R.A – ↓A.E 
1. Período: 
 
Em um mesmo período, quanto maior for o número atômico, maior será a 
afinidade eletrônica. Isso ocorre porque quanto mais prótons existirem no núcleo, 
maior será a força de atração nuclear em relação aos elétrons da periferia. Por isso, 
no período, a afinidade eletrônica cresce da esquerda para a direita. 
 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
2. Família: em uma mesma família, quanto menor for o número atômico e o 
número de níveis, maior será a afinidade eletrônica. 
 
 Na família, os elementos localizados acima um do outro apresentam menor 
número atômico e menor número de níveis em seus átomos, o que favorece uma 
maior força de atração do núcleo em relação aos elétrons da periferia. Assim, em uma 
família da Tabela Periódica, a afinidade eletrônica cresce de baixo para cima. 
 
 
https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/raio-atomico.htm
 
54 
 
 
 
 
Fonte:manualdaquimica.uol.com.br 
Após todas essas informações passadas, é fácil chegar à conclusão de que o 
elemento químico com a menor afinidade eletrônica é o Frâncio, enquanto o elemento 
de maior afinidade eletrônica é o flúor. Todavia, como toda regra tem exceções, a 
análise do comportamento dessa propriedade periódica diretamente na tabela é 
apenas uma previsão, já que o elemento de maior afinidade eletrônica é o Cloro. 
Abaixo temos um esquema geral da afinidade eletrônica na Tabela Periódica12: 
 
 
Fonte: manualdaquimica.uol.com.br 
 
 
12 Extraído e adaptado do site: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/afinidade-
eletronica.htm 
 
 
55 
 
 
5 LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Ao nosso redor vemos uma grande diversidade de substâncias. Elas se 
diferenciam por muitos aspectos, como cor, estado físico (sólido, líquido e gasoso), 
cheiro, sabor, capacidade de entrar em combustão, pontos de fusão e ebulição, 
densidade etc. 
Isso se deve à capacidade que o átomo tem de combinar com outros átomos, 
seja de um mesmo elemento, seja de um elemento diferente, com a finalidade de 
realizar ligações químicas. 
Em 1920, Gilbert Newton Lewis chamou essa propriedade de chemical bond, 
que em português significa ligação química. Assim, a ligação química se estabelece 
quando átomos combinam (reagem) entre si. 
No entanto, surgem algumas questões: 
Por que o átomo possui essa tendência de realizar ligações químicas? 
E por que determinados átomos se sentem mais atraídos em realizar ligações 
com átomos de certos elementos do que com outros? 
Bom, a ligação química se estabelece entre os elétrons da camada mais 
externa da eletrosfera (camada de valência). Para tanto, duas características são 
essenciais: 
A força de atração eletrostática que existe entre as cargas elétricas de sinais 
opostos; 
A tendência que os elétrons têm de formar pares. 
Em 1916, Gilbert N. Lewis e Walter Kossel observaram que, na natureza, 
apenas os gases nobres (elementos da família 18, VIIIA ou 0 da tabela periódica) eram 
encontrados isolados na natureza. Isso acontecia porque eles tinham uma 
característica que os outros átomos não tinham: todos os elementos dessa família 
(com exceção do hélio, que tem apenas uma camada eletrônica) possuem a camada 
de valência de seus átomos preenchida com oito elétrons. 
Associando essa observação com as ligações realizadas pelos átomos dos 
elementos das outras famílias da Tabela Periódica, eles criaram uma hipótese 
chamada de regra ou teoria do octeto, que está enunciada a seguir: 
 
 
 
56 
 
 
 
 
 
Assim, para ficar estável, o átomo troca elétrons (compartilhando ou recebendo 
e doando), com a finalidade de possuir oito elétrons na camada de valência. As 
principais ligações químicas são três13: 
 
 
Fonte: saberenemquimicaefisica.com.br 
 
5.1 Ligação Iônica 
Ligação iônica é o nome dado a uma das três formas como os átomos podem 
interagir entre si. As outras formas de interação entre átomos são a ligação covalente, 
que ocorre entre átomos de ametais, hidrogênios, ou ametal e hidrogênio, e a ligação 
metálica, a qual acontece somente entre átomos de um mesmo metal. 
 
 
 
 
13 Extraído e adaptado do site: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacoes-quimicas.htm 
http://saberenemquimicaefisica.com.br/
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacao-covalente.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacao-metalica.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacao-metalica.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacoes-quimicas.htm
Elder
Realce
Elder
Realce
Elder
Realce
 
57 
 
 
 
Os átomos dos elementos químicos que participam