Unidade 1 Estrutura eletrônica e tabela periódica

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UNIDADE 1 – ESTRUTURA ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA 
APRESENTAÇÃO 
A mecânica clássica, regida pelas leis newtonianas, não se mostra suficiente 
para explicar muitas das relações observadas no campo microscópio e, por este 
motivo, a mecânica quântica foi desenvolvida e aplicada, desde a teoria atômica e a 
evolução dos modelos do átomo até a concepção de conceitos mais complexos, como 
a existência de fótons e da dualidade onda-matéria. 
A Química, juntamente com a Física, representa um dos pilares sólidos de 
quase todas as ciências aplicadas. A partir de conceitos teóricos, caminharemos 
juntos para a compreensão das funções e cálculos aplicados à formação e interação 
de compostos nos diferentes compartimentos ambientais, tanto no meio biótico quanto 
abiótico. 
Muitas situações investigativas históricas deixavam os cientistas expostos, sem 
proteção alguma, e, por anos, mesmo quando manipulando composto reativos e 
radioativos, não havia conhecimento sobre toxicidade, reatividade e riscos 
apresentados. Nesse contexto, se faz necessário compreender as noções básicas de 
práticas laboratoriais, visando aumentar a segurança dos trabalhos a serem 
realizados nos laboratórios. 
Além disso, a realização experimental nos aproxima do entendimento dos 
cálculos para replicação de pesquisas, nos ensinando princípios que diminuem os 
erros e aumentam nossa percepção da evolução realizada pelos investigadores, com 
experimentos por vezes muito complexos, ao longo de nossa história. Desta forma, 
esse material tem como intuito central introduzir diferentes conceitos da química geral 
e experimental, colaborando para uma base de estudo simplificado, mas não 
simplista. 
AUTORA 
A professora Natália de Souza Pelinson é doutora (2018) e mestra (2013) em 
Ciências pela Escola de Engenharia de São Carlos da Universidade de São Paulo 
(EESC-USP), além de ser formada em Engenharia Ambiental pela Universidade 
Federal de Viçosa - Minas Gerais (2010). Tem experiência em Química Ambiental, 
tendo realizado estágio no Laboratório de Contaminantes de Preocupação Emergente 
na Universidade do Arizona (EUA) e em Química ambiental na Vrije Universiteit 
Brussel (Bélgica). 
OBJETIVOS DA UNIDADE 
➢ Conhecer a evolução dos modelos atômicos; 
➢ Compreender as características da radiação eletromagnética; 
➢ Entender o princípio da incerteza para o cálculo de posição do elétron; 
➢ Diferenciar o número quântico principal do secundário; 
➢ Correlacionar a tabela periódica com os conceitos de estrutura eletrônica, raios 
atômicos e iônicos, energia de ionização e afinidade eletrônica. 
O ÁTOMO 
Toda matéria é composta por átomos, e sua estrutura pode ser compreendida 
quando levamos em consideração as propriedades das partículas e ondas que 
existem nesse sistema, simultaneamente. Assim, pode-se afirmar que as variações 
das propriedades dos átomos explicam diversos fenômenos químicos e, para 
compreendermos as bases da mecânica quântica aplicada a essas estruturas, 
teremos duas seções principais de estudo: a primeira lançará mão de conceitos 
teóricos, ao passo que a segunda irá introduzir conceitos experimentais. 
A primeira seção de estudo será dedicada à química teórica e conceitos iniciais, 
estando dividida em três subseções. Na primeira subseção, serão abordados temas 
referentes aos átomos, como sua definição, os primeiros estudos sobre átomos, as 
partículas elementares e sua possibilidade de arranjo. A seguir, serão abordados 
conceitos essenciais para o entendimento da teoria quântica, como as características 
da radiação eletromagnética, a radiação, quanta e fótons, a dualidade onda-partícula 
da matéria, o princípio da incerteza, os níveis de energia dos orbitais, os raios 
atômicos e iônicos, a energia de ionização e a afinidade eletrônica. Em seguida, você 
aprenderá sobre a organização dos elementos na tabela periódica. 
Por fim, exploraremos uma abordagem experimental da química, em que você 
poderá aprender conceitos básicos de medição, os materiais adequados para uso em 
laboratório e as primeiras abordagens para a química experimental. É importante 
ressaltar que compreender os conceitos e aplicações básicas de química geral 
experimental possibilita o aprendizado dos conteúdos teóricos, uma vez sua evolução 
se deu justamente por meio das melhorias das técnicas experimentais. 
A ORIGEM DOS ÁTOMOS 
Posto isso, etimologicamente a palavra átomo tem origem na palavra grega 
átomos, que significa que algo não pode ser cortado e é, portanto, indivisível. Devido 
à complexidade da estrutura interna dos átomos, e por não corresponder aos 
princípios da física clássica, a área de Mecânica Quântica foi criada. 
Esta área envolve o estudo das propriedades químicas dos elementos e busca 
compreender a estrutura eletrônica desse mesmo átomo, além do arranjo dos elétrons 
do núcleo e os movimentos mais prováveis dos modelos de configuração eletrônica, 
buscando entender amplamente a natureza da matéria e da radiação. 
DEFINIÇÃO E MODELOS ATÔMICOS 
Os modelos atômicos evoluíram e continuam sendo aprimorados desde a 
Grécia Antiga. Posto isso, é importante ressaltar que as investigações se 
intensificaram na década de 1850 e se estenderam até o século XX, evidenciando que 
os átomos possuem estrutura interna, ou seja: são constituídos por partículas ainda 
menores, denominadas partículas subatômicas. Observe a Figura 1, que apresenta 
alguns desses modelos. 
 
Figura 1. Alguns dos principais modelos atômicos. 
No século V a.C., o filósofo grego Demócrito concebeu a hipótese de que toda 
a matéria consistiria em partículas indivisíveis muito pequenas, as quais ele chamou 
de átomos, cujo significado indica algo que é irrompível ou indivisível. 
Já Burdge (2020) enfatiza que, ainda que a ideia de Demócrito não tenha tido 
adesão de seus contemporâneos (filósofos como Platão e Aristóteles), muitos anos 
depois as evidências experimentais científicas começaram a suportar a suposição de 
"atomismo", e gradualmente deram origem às definições modernas de elementos e 
compostos. 
O primeiro modelo que ganhou notoriedade e maior aceitação científica foi 
desenvolvido por John Dalton, o qual estabeleceu uma definição dos blocos de 
construção indivisíveis da matéria que chamamos de átomos. As hipóteses sobre a 
natureza da matéria na qual a teoria atômica de Dalton foi baseada podem ser 
resumidas da seguinte forma, segundo afirma Russell em seu livro Química geral, de 
1994: 
1) Elementos são formados por partículas extremamente pequenas chamadas de 
átomos, e todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos, possuindo 
tamanho, massa e propriedades químicas iguais. Todavia, os átomos de 
determinado elemento são diferentes dos átomos que compõem outro 
elemento; 
2) Os compostos são formados por átomos de mais de um elemento. Porém, em 
qualquer composto, os mesmos tipos de átomos estão sempre presentes nos 
mesmos números relativos; 
3) Uma reação química pode rearranjar os átomos, mas não criá-los ou destruí-
los. 
A partir disso, percebemos que Dalton não descreveu a estrutura ou 
composição dos átomos. Para Dalton, os átomos eram partículas indivisíveis, 
esféricas e indestrutíveis, como uma bola de bilhar, por exemplo. Já Thomson propôs 
um modelo de átomo que pudesse ser pensado como uma esfera de átomo com carga 
positiva, na qual elétrons com carga negativa eram incorporados uniformemente, 
teoria também denominada de modelo pudim de passas. 
Ernest Rutherford, por sua vez, utilizou partículas alfa (α) para provar seu 
modelo de estrutura atômica. Atkins e Loretta (2012) explicam que Rutherford 
executou os experimentos usando folhas muito finas de ouro e outros metais como 
alvos para partículas α de uma fonte radioativa. A maioria das partículas α penetrou 
na folha completamente sem ser afetada ou com apenas um pequeno ângulo de 
deflexão. Todavia, eventualmente uma partícula α era desviadaem um grande ângulo 
e, em alguns casos, retornava na direção da fonte radioativa. 
Rutherford, a partir de seus resultados, propôs um novo modelo, em que a 
maior parte do átomo seria um espaço vazio e suas cargas positivas estariam todas 
concentradas no núcleo, que no caso seria um núcleo central extremamente denso 
dentro do átomo, responsável pela repulsão e deflexão observada. Com esse 
experimento, ficou provada a existência do elétron e do próton. Assim sendo, James 
Chadwick, em 1932, realizou experimentos que confirmavam a presença da estrutura 
subatômica que colabora para a aglomeração dos prótons: o nêutron. 
O modelo atômico de Rutherford deixou uma grande lacuna, que foi respondida 
por Bohr: os elétrons continuam fazendo parte do átomo apesar dos vazios porque 
giram em torno do núcleo, em órbitas quantizadas estacionárias, fixas e constantes. 
Por fim, o físico austríaco Erwin Schrödinger, em 1926, definiu a teoria sobre o 
movimento do elétron, exibindo-o não apenas em níveis bem separados, como 
também de forma mais complexa. 
PARTÍCULAS ELEMENTARES: PRÓTONS, NÊUTRONS E ELÉTRONS 
Muitos cientistas estudaram a radiação, emissão e transferência de energia em 
forma de ondas, e tais contribuições aperfeiçoaram também o entendimento da 
estrutura atômica. Após os ensaios com raios catódicos por meio de experimentos 
com os tubos de Crookes, cientistas determinaram que os átomos continham elétrons, 
mas eram eletricamente neutros em geral e, para isso, um átomo deveria conter 
quantidades iguais de carga positiva e negativa. 
A partir da definição de um átomo nuclear, descobriu-se que os prótons e 
nêutrons de um átomo estão contidos no pequeno volume do núcleo e os elétrons são 
distribuídos em um volume esférico ao redor do núcleo. Assim sendo, a proporção de 
tamanho entre as partículas subatômicas está representada na Figura 2. 
 
Figura 2. Localização e proporção das partículas elementares. Fonte: BURDGE, 2020, 
p. 43. (Adaptado). 
Em 1908, Millikan realizou experimentos com o intuido de definir as 
características básicas do elétron. E, mesmo que outras partículas subatômicas já 
sejam conhecidas, os prótons, elétrons e nêutrons são ainda os três elementos 
fundamentais para a química. Observe no Quadro 1 as massa e cargas dessas três 
partículas elementares. 
 
Quadro 1. Propriedades das partículas elementares Fonte: BURDGE, 2020, p. 44. 
(Adaptado). 
Ademais, a identidade química de um átomo pode ser determinada a partir de 
seu número atômico; sendo assim, cada átomo possui um número específico de 
prótons. O número atômico (Z) é o número de prótons no núcleo de cada átomo de 
um elemento, valor que também corresponde ao número de elétrons no átomo, uma 
vez que os átomos são considerados neutros e, portanto, contêm o mesmo número 
de prótons e elétrons. 
De forma similar, o número de massa (A) é o número total de nêutrons e prótons 
presentes no núcleo de um átomo de um elemento. Coletivamente, prótons e nêutrons 
são chamados de núcleons e, dessa forma, um núcleon é uma partícula dentro do 
núcleo. Em geral, o número de massa é dado por: 
Número de Massa (A) = Número de Prótons (Z) + Número de Nêutrons 
Podemos concluir, então, que o número de nêutrons em um átomo é igual à 
diferença entre o número de massa e o número atômico, ou (A - Z). Vale destacar que 
o número atômico, o número de nêutrons e o número de massa devem ser números 
inteiros positivos. A maneira mais comum para denotar o número atômico (Z) e o 
número de massa (A) de um átomo de um elemento (X) é como se observa na Figura 
3. 
 
Figura 3. Denotação do número atômico (Z) e do número de massa (A) de um 
elemento (X). Fonte: BURDGE, 2020, p. 44. (Adaptado). 
Os átomos de um determinado elemento nem sempre têm a mesma massa. Na 
verdade, a maioria dos elementos possui dois ou mais isótopos. Isso posto, isótopos 
são átomos que possuem o mesmo número atômico (Z), mas números de massa (A) 
diferentes. Por exemplo: existem três isótopos de hidrogênio, chamados hidrogênio 
(ou prótio), deutério e trítio, como pode ser visualizado na Figura 4. Dessa forma, o 
hidrogênio tem um próton e nenhum nêutron em seu núcleo, o deutério possui um 
próton e um nêutron, e o trítio possui um próton e dois nêutrons. 
] 
Figura 4. Representação da ocorrência de isótopos. Fonte: BURDGE, 2020, p. 44. 
(Adaptado). 
Sendo assim, pode-se afirmar que as propriedades químicas de um elemento 
são determinadas, principalmente, pelos prótons e elétrons que constituem seus 
átomos, uma vez que os nêutrons não participam de alterações químicas em 
condições normais. Portanto, os isótopos do mesmo elemento exibem propriedades 
químicas e reatividades semelhantes, formando tipos similares de compostos. 
TEORIA QUÂNTICA E O ESTUDO DA ESTRUTURA ELETRÔNICA 
Atkins (2013) considera que há um número considerável de conceitos que são 
essenciais para o entendimento da química moderna, sendo uma base relevante a 
aplicação de conceitos interfaciais da química com a física. Isso posto, a radiação é 
um dos conceitos em que a integralidade das áreas de estudo primárias podem e 
devem ser levadas em consideração, a fim de que os conceitos sejam bem 
assimilados. 
CARACTERÍSTICAS DA RADIAÇÃO ELETROMAGNÉTICA 
Ao abordar a radiação eletromagnética, produzida por campos elétricos e 
magnéticos, sabemos que o feixe atravessa o vácuo no que hoje é considerada a 
velocidade da luz, algo próximo de 3 x 108 m/s. Temos inúmeros exemplos da 
radiação eletromagnética, e alguns dos mais clássicos são as ondas de rádios e a luz 
visível. 
Assim, vale destacar que a radiação eletromagnética se torna uma excelente 
ferramenta para estudar os átomos, uma vez que permite que percebamos como 
partículas carregadas, como os elétrons, podem interferir nos campos elétricos, 
atuando como ativadores e geradores de oscilações. A atividade de uma partícula 
carregada agindo em um campo elétrico pode ser observada na Figura 5. 
 
Figura 5. O campo elétrico de uma radiação eletromagnética oscilando no espaço e 
no tempo. Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 4. (Adaptado). 
O desenho esquemático representa um momento específico no qual a onda 
eletromagnética apresenta seus elementos básicos: é possível observar que a seta 
em qualquer ponto representa o valor da intensidade do campo elétrico sobre a 
partícula carregada, e que a amplitude da onda é definida pela distância entre os dois 
picos do gráfico. O número de ciclos realizados em um tempo específico é chamado 
de frequência (ou v) da radiação. 
A unidade de frequência de 1 hertz (1 Hz) pode ser definida como um ciclo por 
segundo (1 Hz = 1 s-1) e, de forma simplificada, esse conceito representa que a 
radiação eletromagnética de frequência de 1 Hz empurra uma carga em determinada 
direção, posteriormente na direção oposta e, por fim, retorna à direção original, uma 
vez a cada segundo. 
Diferentes comprimentos de onda correspondem a diferentes regiões do 
espectro eletromagnético, como pode ser observado na Figura 6. A luz visível possui 
comprimentos de onda entre 700 nm (luz vermelha) e 400 nm (violeta), sendo o arco-
íris a decomposição da luz branca e a representação mais utilizada para explicar as 
cores possíveis do espectro visível. A cor da luz dependerá da frequência ou 
comprimento de onda, sempre lembrando que uma menor radiação possui maior 
comprimento de onda quando comparada a uma radiação mais intensa. 
Isso posto, pode-se afirmar que as cores da luz emitida e a intensidade de brilho 
do fenômeno em diferentes condições de propagação da onda acabam, muitas vezes, 
sendo consideradas apenas como observações qualitativas. 
 
Figura 6. Representação esquemática do espectro eletromagnético e o comprimento 
de onda associado a cada frequência. Fonte: COSTA, 2019. Acesso em: 22/05/2020. 
RADIAÇÃO, QUANTA E FÓTONS 
Visando aprimorar a quantificação dos efeitos de propagação de onda, asinvestigações de medição de comprimento de onda foram realizadas em diferentes 
condições e temperaturas. Assim, experimentos evidenciaram um exemplo muito 
conhecido: o corpo negro. Isso se dá porque o corpo quente não tem preferência por 
emitir ou absorver a energia em determinado comprimento de onda (ou frequência) e 
emite, portanto, uma luz visível branca devido ao calor atingido. 
Diante dessa observação, Atkins e Loretta (2012) relatam ainda que foi possível 
quantificar como a variação da intensidade da radiação era alterada pela temperatura 
do sistema. Esse resultado quantitativo, obtido por Josef Stefan em 1879, ficou 
conhecido como lei de Stefan-Boltzmann, a qual pode ser descrita pela seguinte 
equação: 
 
em que T é a temperatura absoluta, indicada na escala Kelvin e a constante é 
o valor experimental de 5,67 x 10-8 W m-2 K-4, representado em watts (W = 1 J s-1). 
Em 1893, ao investigar a mudança da cor da radiação do corpo negro com o 
aumento da temperatura, Wilhelm Wien determinou que o comprimento de onda que 
corresponde ao máximo de intensidade, ou, é inversamente proporcional à 
temperatura, o que pode ser descrito por: 
em que c2 é a segunda constante de radiação e seu valor experimental é de 
1,44 x 10-2 Km. 
Na sequência, o físico alemão Max Planck propõe que a troca de energia entre 
a matéria e a radiação ocorre em quanta, isto é, em pacotes de energia, conforme 
evidencia a equação a seguir: 
E = h v (3) 
em que h é uma constante conhecida como constante de Planck que 
corresponde a 6,626 x 10-34 J.s. 
Dessa forma, se durante a oscilação o átomo transferir uma energia E, a 
frequência será expressa por v = E/h. Isso posto, a hipótese de Planck considera que 
a radiação de frequência v pode ser gerada apenas se um oscilador com essa 
frequência possuir a energia mínima suficiente para começar a oscilar. Ademais, 
Planck não restringe a quantidade de energia a ser transferida entre objetos, adotando 
a supracitada transferência em pacotes discretos ou quanta. 
Pode-se afirmar que Einstein alterou por completo a concepção de campo 
magnético: a radiação eletromagnética possuía relação com partículas específicas, 
posteriormente denominadas fótons. Um fóton pode ser entendido como um pacote 
de energia e, nesse caso, a energia do fóton também respeita a formulação de Planck, 
e sua frequência de radiação também pode ser definida por E = h v. Vale ressaltar 
que a energia (E = h v) é referente a cada fóton, e, portanto, a intensidade da radiação 
também varia com o número de fótons existentes naquele sistema. 
Já no efeito fotoelétrico, um fóton com energia hv, ao atingir uma superfície 
metálica, tem sua energia absorvida por um elétron. Quando a energia do fóton for 
superior à função de trabalho do metal, Φ, então o elétron pode absorver energia 
suficiente para ser expelido do metal. 
DUALIDADE ONDA-PARTÍCULA DA MATÉRIA 
Enquanto os resultados de experimentos relacionados ao efeito fotoelétrico 
indicam que a radiação eletromagnética se comporta de forma semelhante às 
partículas, os experimentos de difração apontam que há um comportamento próximo 
ao das ondas. Essa constatação descreve um conceito importante da física moderna: 
a dualidade onda-partícula da radiação eletromagnética. Vale observar que no modelo 
de ondas a intensidade da radiação se torna proporcional ao quadrado da amplitude 
da onda, ao passo que no modelo de partículas a intensidade é tida como proporcional 
ao número de fótons presentes em cada instante. 
Foi sugerido por Louis de Broglie que a) todas as partículas podem ser 
consideradas portadoras das propriedades de ondas e b) que o comprimento de onda 
a ser relacionado à onda da partícula tem uma proporção inversa à massa (m) e à 
velocidade (v). Dessa forma, o comprimento de onda (λ) poderia ser descrito por: 
 
em que h é a constante de Planck e corresponde a 6,626 x 10-34 J.s. 
 
 
O resultado do produto da massa de uma partícula pela velocidade que ela 
assume é conhecido como momento linear (p) e portanto, substituindo o momento 
linear na equação apresentada, podemos obter uma forma simplificada do 
comprimento de onda pela relação de Broglie: 
O PRINCÍPIO DA INCERTEZA 
A dualidade onda-partícula modificou a compreensão sobre a radiação 
eletromagnética e da matéria, causando alterações diretas nos fundamentos da física 
clássica; sempre lembrando que a mecânica clássica é frequentemente chamada de 
mecânica newtoniana, e é basicamente regida pelas leis de movimento. Todavia, com 
o princípio da dualidade onda-partícula, a leitura do movimento alterou. 
Dessa forma, percebeu-se que uma partícula poderia se comportar como onda, 
possuindo momento linear e comprimento de onda definido, embora não haja uma 
localização exata dessa partícula em um instante posterior. Assim, determinou-se 
também um princípio de incerteza, estabelecido pela impossibilidade de precisar a 
posição mesmo quando o momento linear é conhecido. Destacamos que o princípio 
da incerteza não apresenta consequências práticas para os objetos macroscópicos, 
mas é essencial para compreender o comportamento de partículas como os elétrons. 
Isso posto, o princípio da incerteza de Heisenberg expressa 
quantitativamente essa complementaridade (momento linear e posição) ao 
estabelecer a localização de uma partícula considerando a incerteza x. Então, o 
momento linear paralelo ao eixo x somente pode ser conhecido com a incerteza p: 
 
em que ℏ é uma versão reduzida da constante de Planck. Vale lembrar que a 
relação ℏ h/2π é muito utilizada na Mecânica Quântica e que, quando a incerteza na 
posição é pequena (x pequeno), então a incerteza no momento linear será muito 
grande. 
ESPECTROS ATÔMICOS E NÍVEIS DE ENERGIA 
Agora, para entender os movimentos dos elétrons, analisaremos um 
experimento em que uma corrente elétrica passa através de uma amostra de gás 
hidrogênio em baixa pressão, produzindo a emissão de luz na amostra. 
Quando há decomposição da luz branca que atravessa um prisma, um espectro 
contínuo de luz é gerado. No entanto, quando a luz emitida pelos átomos de 
hidrogênio excitados atravessa um prisma, a radiação não se configura como um 
espectro contínuo de luz, mas sim como a formação de linhas espectrais (Figura 7). 
 
Figura 7. Linhas espectrais distribuídas comparando o espectro visível (a) com o 
espectro completo do hidrogênio, evidenciando esta distribuição em dois grupos 
nomeados (b). Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 6. (Adaptado). 
Na transição de um elétron, ou seja, quando ele muda de estado, há variação 
no nível de energia, que vai de um nível mais alto para outro mais baixo (Equação 7). 
Além disso, a energia é emitida em geral por um fóton. 
Δ E = Esuperior – Einferiro 
Considerando que a energia do fóton pode ser representada com hv, 
lembrando que h é a constante de Planck e v a frequência de uma linha de um 
espectro, temos que: 
hv = Esuperior – Einferiro 
A quantização de um átomo limita também a absorção de radiação em 
determinadas frequências. Joseph Balmer, ao identificar um padrão nas linhas do 
espectro visível, propôs uma expressão para a frequência das linhas: 
Algum tempo depois, Johann Rydberg refinou a descrição das linhas como: 
 
em que R é uma constante empírica (experimental), hoje chamada de 
constante de Rydberg, e cujo valor é de aproximadamente 3,29 x 1015 Hz. 
A quantização faz com que o átomo só absorva radiação em uma determinada 
frequência; sendo assim, a energia do fóton que se aproxima do sistema pode causar 
excitação dos elétrons de um nível quântico para outro. A luz branca, quando passa 
pelos átomos vaporizados, tem sua radiação absorvida nas frequências que 
correspondem às energias de excitação daqueles átomos, formando os espectros de 
absorção. Uma observação interessante é que as linhas do espectro de absorção têm 
as mesmas frequências das linhas do espectro emissor. 
NÚMEROQUÂNTICO PRINCIPAL 
Chang, em seu livro Química de 2013, descreve que, para determinar os níveis 
de energia de um elétron em um átomo de hidrogênio, é preciso resolver a equação 
de Schrödinger. Para tal cálculo, a energia potencial (V) pode ser descrita como uma 
expressão que varia conforme a distância r, obedecendo a lei de Coulomb: 
 
Assim, para determinar quais seriam os níveis permitidos para um elétron em 
um átomo de hidrogênio: 
 
em que R é uma constante empírica (experimental) de Rydberg com valor de 
3,29x1015Hz. 
Uma expressão diferente se aplica a outros íons com um elétron: 
 
Sendo assim, quanto maior o número atômico, mais fortemente o elétron estará 
conectado ao núcleo. Paralelamente, o número quântico principal, n, indica os níveis 
de energia (n = 1 para o primeiro e mais negativo nível; n = 2 para o segundo, e assim 
sucessivamente). O nível de energia mais baixo de um elétron em um átomo de 
hidrogênio corresponde a n = 1, por exemplo. Este estado de energia mais baixo 
possível é chamado de estado fundamental do átomo, com a variação entre a energia 
fundamental e o estado ionizado sendo equivalente à energia necessária para 
remover um elétron de um átomo neutro. 
ORBITAIS ATÔMICOS E DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Os orbitais atômicos são as funções de onda de elétrons em átomos. Chang 
(2013) destaca que o número quântico do momento angular, ou ℓ pode expressar a 
“forma” dos orbitais e que o valor do momento angular, por sua vez, depende do 
número quântico principal, ou n. O valor que pode assumir será designado com as 
letras s, p, d, f, g e h da seguinte forma, conforme a distribuição descrita por Linus 
Pauling: 
 
Quadro 1. Organização do orbital de acordo com momento angular. 
Então, se ℓ = 0, o orbital será o s; para ℓ = 1, orbital será o p, e assim 
sucessivamente. 
De forma simplificada, os orbitais podem ser definidos como regiões do átomo 
nas quais a probabilidade de se encontrar os elétrons é máxima. Tais regiões são 
frequentemente denominadas de nuvens elétrons. 
 
Figura 8. Representação gráfica dos três primeiros orbitais (s, p e d). Fonte: ATKINS; 
JONES, 2012, p. 29. (Adaptado). 
É interessante observar a complexidade que os orbitais vão assumindo, e é 
possível indicar o arranjo de elétrons nos orbitais atômicos identificando cada orbital 
e o número de elétrons nele. Assim, poderíamos descrever um átomo de hidrogênio 
no estado fundamental utilizando 1s1. Na Figura 9, é possível visualizar a explicação 
dessa denotação mais comum: 
 
 
Figura 9. Denotação mais comum para um átomo em sua distribuição eletrônica. 
Fonte: BURDGE, 2020, p. 44. (Adaptado). 
Assim, Burdge (2020) formula as seguintes regras gerais para determinação da 
configuração eletrônica de um elemento no estado fundamental: 
Os elétrons se situarão nos orbitais disponíveis com a menor energia possível; 
Cada orbital pode acomodar no máximo dois elétrons, pelo princípio de 
exclusão de Pauli; 
Os elétrons não emparelham orbitais degenerados se um orbital vazio estiver 
disponível. Vale lembrar que um orbital degenerado é um orbital de igual energia; 
Os orbitais serão preenchidos na ordem indicada na Figura 10a, ao passo que 
a Figura 10b fornece uma maneira simples de lembrar a ordem correta dos orbitais. 
 
Figura 10a. Representação gráfica da energia dos orbitais. Fonte: BURDGE, 2020, 
[n.p]. (Adaptado). 
 
 
Figura 10b. Ordem de preenchimento definida por linus Pauling, Fonte: BURDGE, 
2020, [n.p]. (Adaptado). 
Assim, há uma forma simples de escrever as configurações eletrônicas para 
elementos com base na ordem das energias orbitais e no princípio de exclusão de 
Pauli: o princípio de Aufbau, que permite construir a tabela periódica e determinar suas 
configurações eletrônicas por etapas. 
 
TABELA PERIÓDICA 
Mais da metade dos elementos conhecidos hoje foram descobertos de 1800 a 
1900 e, durante esse período, os químicos puderam observar que as propriedades 
físicas e químicas de certos grupos de elementos eram semelhantes entre si. Essas 
semelhanças e a necessidade de organizar o grande volume de informações 
disponíveis sobre a estrutura e propriedades dos elementos levaram ao 
desenvolvimento da tabela periódica, que nada mais é do que um gráfico no qual 
elementos com propriedades químicas e físicas semelhantes encontram-se 
agrupados. 
O princípio de Avogadro, apresentado em um Congresso de Karlsruhe em 
1960, possuía o intuito de colaborar com respostas às lacunas sobre os átomos e 
suas massas atômicas. Esse princípio, então, estabeleceu uma relação entre o 
número de moléculas em amostras de gases diferentes nas mesmas condições de 
pressão, volume e temperatura. 
Dois cientistas presentes nesse congresso também ofereceram contribuições 
nessa área: Meyer e Mendeleev descobriram, de forma paralela e independente, que 
havia similaridade entre os elementos que poderiam ser arranjados em uma ordem 
crescente de massas atômicas. A esse arranjo, Mendeleev deu o nome de lei 
Periódica. A proposta de Mendeleev se mostrou adequada na maior parte dos casos, 
mas posteriormente foi determinado que a forma de organização deveria se dar pelo 
número atômico dos elementos, não da massa atômica. 
RAIO ATÔMICO 
As nuvens de elétrons não possuem condições de contorno bem definidas e, 
por esse motivo, a medição do raio exato de um átomo seria inviável. No entanto, a 
organização dos átomos em sólidos e moléculas permite que se realize a medição da 
distância até seu centro. Assim, o raio atômico de um elemento pode ser definido 
como a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos, no caso dos metais. 
No caso de um elemento não-metal ou um metaloide, pode utilizar-se a distância entre 
os núcleos de átomos unidos por uma ligação química, também conhecida como raio 
covalente do elemento. 
Uma observação interessante é que se o elemento que terá seu raio 
mensurado for um gás nobre, podemos utilizar o raio de Van der Waals, que 
representa metade da distância dos centros entre dois átomos vizinhos em uma 
amostra do gás sólido. Isso posto, atente-se à Figura 11, em que é possível observar 
que o raio atômico geralmente cresce da direita para a esquerda ao longo de um 
período. 
 
Figura 11. Representação dos raios atômicos (em picômetros) na tabela periódica. 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 40. (Adaptado). 
Russell, em seu livro Química geral de 1994, exemplifica que o tamanho de um 
átomo é arbitrariamente definido como o tamanho da superfície-limite que contém a 
maior parte da carga eletrônica total. Todavia, apesar de uma medição experimental 
segura do tamanho atômico ser conveniente, ainda há dificuldade na interpretação 
dos resultados. 
RAIO IÔNICO 
O raio iônico (Figura 12) de um elemento corresponde à distância entre íons 
vizinhos em um sólido iônico. Na prática, o raio do íon óxido é definido como sendo 
140 pm e, a partir deste valor, realiza-se o cálculo do raio dos outros íons. 
 
Figura 12. Representação dos raios iônicos. Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 40. 
No gráfico esquemático (Figura 13), podem ser observadas as tendências de 
periodicidade dos raios iônicos. Similar aos raios atômicos, os raios dos cátions 
podem crescer em cada grupo, considerando que os elétrons ocupam camadas com 
números quânticos principais sucessivamente maiores; assim como a variação dos 
raios dos ânions mostra a mesma tendência diagonal observada nos átomos e 
cátions. 
Vale destacar que os átomos e íons que possuem o mesmo número de elétrons 
são conhecidos como isoeletrônicos. Note ainda que o elétron mais externo ocupa 
uma camada mais afastada do núcleo e, portanto, a ligação com o núcleo é, em geral, 
mais fraca. 
 
Figura 13. Representação dos raios iônicos. Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 40. 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
Energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron 
de um átomo na fase gasosa. Deve-se ressaltarque a energia necessária para 
remover elétrons de um átomo é de importância fundamental para a compreensão de 
suas propriedades químicas. Normalmente, a energia de ionização é expressa em 
quilojoules necessários para remover um mol de elétrons de um mol de átomos 
gasosos (kJ/mol) ou em elétron-volts (eV) para um átomo isolado. 
Em geral, a primeira energia de ionização (I1) se refere à energia necessária 
para a remoção de um elétron de um átomo neutro, ao passo que a segunda energia 
de ionização (I2) seria a energia aplicada na remoção de um elétron de um cátion com 
carga unitária; sendo ambos na fase gasosa. 
Com poucas exceções, a primeira energia de ionização aumenta da esquerda 
para a direita e diminui quando considera valores mais baixos no início do período 
seguinte (Figura 14). De forma geral, os elementos com energias de ionização altas 
não formam cátions facilmente, além de não conduzirem bem a eletricidade. 
 
Figura 14. Representação das tendências de crescimento da energia de ionização. 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 43. 
AFINIDADE ELETRÔNICA 
A afinidade eletrônica (EA) é a energia liberada, ou entalpia -ΔH, quando um 
átomo na fase gasosa consente com a inserção de um elétron. Essa alteração da 
energia do sistema pode ser interessante para predizer algumas propriedades 
químicas. 
Vale ressaltar que um valor negativo de ΔH indica um processo exotérmico e, 
de forma geral, a afinidade eletrônica positiva pode indicar que um processo é 
energeticamente favorável. Sendo assim, quanto maior e mais positivo o valor de EA, 
maior a probabilidade de um processo acontecer. Similarmente à energia de 
ionização, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita ao longo de um 
período. 
 
A tendência de aumento da afinidade está relacionada ao aumento da carga 
nuclear efetiva da esquerda para a direita, tornando progressivamente mais fácil a 
adição de um elétron com carga negativa à medida que a carga positiva do núcleo do 
elemento é maior. 
Embora esta tendência seja muito menos periódica do que a variação do raio e 
da energia de ionização, podemos perceber que os valores de afinidade eletrônica 
são maiores na parte superior à direita. Ademais, os gases nobres possuem 
afinidades eletrônicas negativas, uma vez que os elétrons adicionados devem ocupar 
um orbital no exterior completo e distante do núcleo. Como esse processo requer 
energia, a energia liberada seria, de qualquer forma, negativa. Por fim, cabe ressaltar 
que a variação da afinidade eletrônica é expressa em quilojoules por mol dos 
elementos do grupo principal. 
 
Figura 15. Representação das tendências da afinidade eletrônica nos diferentes 
elementos da Tabela Periódica. Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 43. 
TABELA PERIÓDICA MODERNA 
Na tabela periódica moderna, os elementos são organizados por número 
atômico, sendo as linhas horizontais definidas como períodos e as colunas verticais 
denominadas grupos ou famílias. Assim, os elementos de um mesmo grupo tendem 
a ter propriedades físicas e químicas semelhantes. 
Em geral, os elementos podem ser categorizados como metais, não metais ou 
metaloides. Burdge (2020) traz uma breve diferenciação: um metal é um bom condutor 
de calor e eletricidade, enquanto que um não metal geralmente é um mau condutor 
de calor e eletricidade e, por fim, um metaloide tem propriedades intermediárias entre 
metais e não metais. Na tabela, da esquerda para a direita em qualquer período, as 
propriedades físicas e químicas dos elementos mudam gradualmente de metálicas 
para não metálicas. 
 
Figura 16. Representação gráfica da tabela periódica. Fonte: 
TABELAPERIÓDICA.ORG, 2020. Acesso em: 22/05/2020. 
Vale destacar que há duas linhas horizontais fora do corpo principal da tabela 
periódica: são elementos da família IIIB ou grupo 3 e ocupam o sexto e o sétimo 
período. Os lantanídeos e os actinídeos são numerosos e apresentam seis e sete 
níveis eletrônicos, respectivamente. Na série de lantanídeos, o promécio (Pm) é um 
elemento artificial e radioativo, e na série de actinídeos todos elementos são 
radioativos, sendo todos os elementos após o Urânio (U) artificiais, ou seja, sintéticos. 
 
Figura 17. Organização da tabela periódica. Fonte: BURDGE, 2020, p. 262. 
(Adaptado). 
TENDÊNCIAS GERAIS DAS PROPRIEDADES QUÍMICAS 
É possível identificar algumas tendências gerais dos elementos, como no caso 
dos primeiros membros de cada grupo (Li, Be, B, C, N, O e F), que apresentam 
propriedades diferentes daquelas do restante dos membros do grupo, talvez devido 
ao seu tamanho menor. Outra tendência no comportamento químico dos elementos é 
a relação diagonal: há semelhanças entre pares de elementos em diferentes grupos 
e períodos da tabela periódica e, especificamente, os três primeiros elementos do 
segundo período (Li, Be e B) exibem semelhanças com os elementos localizados na 
diagonal abaixo deles (Mg, Al e Si). 
A razão para esse fenômeno é a similaridade das densidades de carga de seus 
cátions; lembrando que a densidade de carga de um íon é a carga do íon dividida pelo 
seu volume. Cátions com densidades de carga similares reagem de maneira 
semelhante aos ânions e, portanto, formam também os mesmos tipos de compostos. 
Assim, a química do lítio se assemelha à do magnésio em alguns aspectos; o mesmo 
vale para o berílio e o alumínio e para o boro e o silício. Diz-se que cada um desses 
pares exibe uma relação diagonal. Por fim, comparar as propriedades de elementos 
no mesmo grupo é mais válido se os elementos em questão tiverem um caráter 
metálico (ou não metálico) semelhante. 
PLANEJAMENTO E ORGANIZAÇÃO EM LABORATÓRIOS 
Profissionais da área de química (pura ou aplicada), ao longo de seus cursos e 
atividades profissionais, precisam aprender a trabalhar de forma organizada em 
laboratórios, seja em escolas, indústrias ou em instituições de pesquisa. 
Assim, a infraestrutura de um laboratório dependerá da área de atuação e da 
finalidade para qual o ambiente é utilizado. Em um laboratório, podem existir 
equipamentos elétricos, sistemas a vácuo, incubadoras, espectrofotômetros, 
espectrômetros e peagâmetros, além de vidrarias específicas e produtos químicos. 
Portanto, há cuidados gerais na prática experimental da química, mas o nível 
de restrição e rigor leva em conta aspectos de risco à saúde dos usuários do 
laboratório. Silva et al. (2014) enfatizam que acidentes com vidrarias ou equipamentos 
podem causar lesões de intensidade diferente, por exemplo. 
DICA: As aulas experimentais são uma ferramenta interessante de ensino para 
que, de forma mais ativa, os alunos possam entender melhor os conteúdos abordados 
nas aulas teóricas, além de aprender novas habilidades. Um material interessante 
sobre a experiência das aulas práticas no ensino pode ser encontrado no endereço 
disponível a seguir: (Ver artigo baixado) 
Isso posto, o intuito dessa seção é fornecer dicas de segurança e conduta que 
podem minimizar riscos químicos (e.g. toxicidade, inflamabilidade e explosividade). 
Além disso, você poderá conhecer materiais da química experimental, o que 
certamente irá colaborar para o sucesso de suas experiências práticas. 
NOÇÕES DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
Toda e qualquer atividade a ser realizada em um laboratório precisa ser 
planejada, organizada e executada com atenção, a fim de que os objetivos possam 
ser atingidos de forma a maximizar o aproveitamento de recursos humanos e 
financeiros; e conhecer materiais e equipamentos do ambiente de trabalho é essencial 
para minimizar os erros e evitar riscos de acidentes. Como recomendações iniciais, 
pode-se citar: 
➢ Evite trabalhar sozinho no laboratório; 
➢ Não fume no laboratório; 
➢ Não faça brincadeiras no laboratório; 
➢ Realize as atividades sem pressa; 
➢ Não utilize celulares e/ou fones de ouvido enquanto trabalha; 
➢ Não ingira ou beba qualquer alimento no laboratório; 
➢ Não prove ou enguladrogas ou reagentes do laboratório; 
➢ Saiba a rota mais rápida de evacuação do local de trabalho; 
➢ Anote os números de segurança e/ou telefones emergenciais que precisam ser 
contatados em casos de acidentes; 
➢ Consulte o professor quando tiver dúvidas e avise-o de qualquer acidente que 
ocorra. 
Assim, o bom funcionamento de um ambiente de química experimental 
depende da conduta e respeito às regras de segurança. Algumas instruções mais 
detalhadas dadas por Silva et al. (2014) são: 
➢ Determinar o roteiro da prática laboratorial e ler os materiais necessários para 
que se compreendam as etapas dos procedimentos a serem efetuados; 
➢ Conhecer os materiais e substâncias, de forma a saber determinar os riscos 
existentes; 
➢ Para aumentar a eficiência do procedimento prático, leia previamente e com 
cautela as instruções para efetuar as etapas e, se possível, separe os materiais 
necessários; 
➢ Uma forma de se evitar surpresas ao manusear uma substância química é ler 
atentamente o rótulo do produto, uma vez que os fabricantes precisam divulgar 
informações de perigo relativas à segurança, armazenamento e descarte de 
resíduos; 
➢ Avalie a vidraria que será utilizada e evite materiais que estejam danificados 
para que não causem ferimentos (estes devem ser descartados); 
➢ Uma instrução prática interessante é não sobrecarregar pontos de energia 
elétrica com adaptadores que aumentam o risco de problemas elétricos 
prediais; 
➢ Nunca aqueça materiais sem checar sua resistência a altas temperaturas; 
➢ Materiais que precisem ser aquecidos não devem ser colocados diretamente 
na chama, a não ser que seja estritamente necessário e você tenha sido 
treinado para isso; 
➢ Não utilize substâncias cujos frascos não possuem rótulos (produtos químicos 
desconhecidos ou sem identificação); 
➢ Utilize capelas com a exaustão ligada para manipular solventes voláteis, ácidos 
e bases fortes que podem gerar gases; 
➢ Nunca utilize capelas para guardar reagentes e vidrarias; 
➢ Não utilize a boca para pipetar; 
➢ Utilizar Equipamentos de Proteção Individual (EPI) sempre de acordo com os 
procedimentos que irá realizar (o mínimo recomendado: jalecos, calças, 
sapatos fechados, luvas e óculos de segurança; evitar o uso de lentes de 
contato, pois em caso de acidentes elas podem agravar as lesões no globo 
ocular); 
➢ Procure se informar sobre os Equipamentos de Proteção Coletiva (EPC) e 
como funcionam. Exemplos de EPC são: chuveiros de segurança, lava-olhos, 
extintores de incêndio, caixas de primeiros-socorros e baldes com materiais 
porosos para contenção de vazamentos de produtos (areia ou similares); 
➢ Verifique a forma de descarte dos resíduos e se você precisará de vasilhames 
específicos para armazená-los para uma possível destinação mais adequada; 
➢ Ao término do seu trabalho, limpe as superfícies de bancadas e capelas 
utilizadas e, por último, lave as mãos com água e sabão; 
➢ Retire os EPIs e jogue fora materiais descartáveis de uso único (como é o caso 
da maioria das luvas). 
COMO PROCEDER EM ACIDENTES 
Todo acidente deve ser relatado ao responsável pelo laboratório, por menor 
que pareça. Antes de manusear qualquer produto químico, você também precisará se 
informar sobre as propriedades químicas específicas daquele material. As principais 
vias de contaminação são: inalação, absorção dérmica e ingestão. No caso de 
contaminações específicas, lembre-se que os laboratórios podem e devem conter 
manuais voltados para a atuação pretendida no local, a fim de que a especificidade 
daquele local seja conhecida pelos seus usuários. 
Algumas recomendações em casos de acidentes são: 
➢ Se o acidente for na área dos olhos: lave a parte afetada com baixa pressão 
por aproximadamente 15 minutos, e depois procure atendimento oftalmológico; 
➢ Quanto em contato com a pele: lave a área afetada com sabão e bastante água 
e, em seguida, busque atendimento médico emergencial; 
➢ Riscos de inalação: remova a vítima para um ambiente mais ventilado e 
imediatamente a encaminhe para atendimento médico adequado; 
➢ Ingestão: encaminhe o usuário imediatamente para serviço médico. A ingestão 
é considerada uma via secundária de contaminação, e ocorre justamente 
devido ao não cumprimento das normas de segurança; 
➢ Em caso de derramamento: utilize materiais neutralizantes que removam e 
contenham o espalhamento, evitando que o usuário tenha sua saúde 
prejudicada. 
EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS DE LABORATÓRIO 
Os cuidados e procedimentos a serem tomados no uso dos equipamento 
dependem da prática em questão. Definições como quantidades de vidraria 
necessárias, necessidade de lavar/secar o material imediatamente antes do uso, 
vidraria específica para cada tipo de análise e os procedimentos adequados de 
higienização (e.g., produtos específicos, deixar de molho ou não, esterilizar em 
autoclave, levar ou não na mufla) dependem do tipo de vidraria e do uso aplicado e, 
portanto, todos esses elementos devem ser verificados em materiais específicos para 
sua área de atuação. Agora, observe a seguir alguns equipamentos muito utilizados 
em laboratórios e seu principal uso recomendado: 
➢ Um almofariz e um pistilo são materiais utilizados para trituração (maceração) 
e homogeneização de sólidos: 
 
Figura 18. Almofariz e pistilo de porcelana. Fonte: Shutterstock. Acesso em: 
25/05/2020. 
➢ Um funil de separação é destinado à decantação e separação de líquidos 
imiscíveis: 
 
Figura 19. Funil de separação. Fonte: Shutterstock. Acesso em: 25/05/2020. 
Um balão volumétrico pode ser utilizado no preparo e diluição de soluções com 
volumes precisos e prefixados. Já um béquer, em geral, é indicado para aquecimento 
de líquidos, dissolução de sólidos (utilizando-se bastão de vidro) e preparo de 
soluções exotérmicas: 
 
Figura 20. Preparo de soluções: balão volumétrico (a) e béquer (b) sobre um 
aquecedor. Fonte: Shutterstock. Acesso em: 25/05/2020. 
Um frasco de Erlenmeyer convencional é utilizado para líquidos mais voláteis e 
em processos de titulação; ao passo que um frasco de Kitasato é um Erlenmeyer 
utilizado sob pressão e em reações com a coleta de gases: 
 
Figura 21. Frasco de Erlenmeyer: convencional (a) e para filtração com bombas à 
vácuo (b). Fonte: Shutterstock. Acesso em: 25/05/2020. 
➢ Uma bureta é utilizada para medições volumétricas precisas e, em especial, 
nos procedimentos titulométricos, enquanto que provetas são utilizadas para 
medidas precisas de volumes com e sem tampas (para ensaios específicos): 
 
Figura 22. Medição de volumes em ensaios: bureta destinada à titulação de volumes 
precisos (a) e provetas graduadas (b). Fonte: Shutterstock. Acesso em: 25/05/2020. 
Pipetas graduadas e volumétricas são materiais para medidas precisas de 
volumes fracionados (23a) ou volumes fixos (23b). Ademais, um tipo de pipeta sem a 
mesma precisão mas muito utilizada é a pipeta tipo conta-gotas (23c): 
 
Figura 23. Pipetas: graduada (a), volumétrica (b) e plástica de Pasteur (c). Fonte: 
Shutterstock. Acesso em: 25/05/2020. 
 
 
➢ Um pipetador possibilita a medição de volumes líquidos precisos: 
 
Figura 24. Pera de borracha para sucção de líquidos utilizada com pipetas 
volumétricas ou graduadas (a) e pipetadores automáticos, usualmente utilizados com 
ponteiras plásticas (b). Fonte: Shutterstock. Acesso em: 25/05/2020. 
➢ Cápsulas de porcelana são utilizadas para evaporação de soluções e/ou 
amostras líquidas e secagem de sólidos: 
 
Figura 25. Cadinho de porcelana com fundo chato. Fonte: Shutterstock. Acesso em: 
25/05/2020. 
➢ Uma pisseta é um frasco plástico utilizado, em geral, com água destilada para 
lavagem de frascos e precipitados, podendo também ser utilizada para 
completar volumes. Em algumas situações pode ser usada para fins de 
limpeza, como com álcool, por exemplo. Seu uso propicia maior controle do jato 
de líquido utilizado: 
 
Figura 26. Frasco lavador plástico(pisseta) com água destilada. Fonte: Shutterstock. 
Acesso em: 25/05/2020. 
➢ Para a pesagem de materiais, utilizamos o dessecador para que sólidos esfriem 
após seu aquecimento sem umedecer, para posteriormente medir a massa na 
balança analítica de alta precisão: 
 
Figura 27. Dessecador de vidro com placa de porcelana (a) e equipamento para 
medição de massas de alta precisão (b). Fonte: Shutterstock. Acesso em: 25/05/2020. 
SINTETIZANDO 
Os modelos atômicos evoluíram e, apesar de outros existirem, vimos 
brevemente os conceitos apresentados por Demócrito não científico , Dalton, 
Rutherford, Bohr e Schrödinger. Assim, a organização dos átomos conta com três 
partículas elementares (prótons, elétrons e nêutrons), mas também possui a atuação 
de uma estrutura em nuvens de elétrons que forma diferentes níveis de energia, 
tornando possível entender amplamente a natureza da matéria e da radiação. 
Sabendo que há uma dualidade onda-partícula na formação da matéria, 
exploramos a compreensão da estrutura eletrônica, como os elétrons estabelecem os 
níveis de energia e a troca de energia entre matéria e radiação (conceito quanta). 
Ainda nas regiões de nuvens de elétrons, pudemos concluir que os níveis de energia 
são conhecidos por orbitais e também influenciam nas interações com outros átomos. 
Vimos que a energia de ionização e a afinidade de elétrons favorecem algumas 
reações, além de quais são os tipos de compostos preferencialmente formados. 
Assim, a energia de ionização configura-se como uma medida da ligação de um átomo 
com seus próprios elétrons, enquanto que a afinidade eletrônica é uma medida de 
como um átomo atrai elétrons de outras fontes. 
Também estudamos como a Tabela Periódica é organizada atualmente. Os 
elementos são organizados por seus números atômicos: as linhas horizontais são 
períodos e as colunas verticais são grupos ou famílias. Um grupo de elementos tende 
a possuir propriedades físicas e químicas semelhantes, ainda que haja outras 
tendências de interação das propriedades químicas que regem as reações e 
atividades químicas. 
Por fim, analisamos brevemente os conceitos introdutórios das práticas 
experimentais, algumas recomendações de segurança em laboratório e, finalmente, 
uma curta descrição e aplicação dos materiais mais utilizados na experimentação 
química. 
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