Nota de aula _ Estrutura EletrAtomos

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ESTRUTURA ELETRONICA DOS ATOMOS 
1. Energia quantizada e fótons 
 
Muitos tipos de ondas surgem na física e na química. Estamos familiarizados 
com as ondas geradas quando um objeto cai na superfície da água de um 
tanque ou lago ou, com as ondas sonoras. Comum a estes fenômenos 
ondulatórios é a variação oscilatória de alguma propriedade com o tempo em 
uma dada posição no espaço. Assim, definimos a amplitude como a altura da 
onda acima da linha central. A distância entre dois picos sucessivos é chamada 
comprimento de onda ,  (lambda). A freqüência,  (ni), da onda pode ser 
medida pela contagem do número de picos que passam por um ponto fixo no 
espaço a cada segundo. A velocidade da onda, ou seja, o espaço percorrido na 
unidade de tempo é dada por 
Velocidade = distancia =  = . 
tempo -1 
A velocidade de uma onda é o produto de seu comprimento de onda por 
sua freqüência. 
 
Figura 2.1 Comprimento de onda e freqüência. 
 
Em 1865, J.C. Maxwell propôs que a luz é uma radiação eletromagnética . 
Um feixe de luz emitido por um laser, por exemplo, consiste de campos 
elétricos e magnéticos perpendiculares entre si e à direção em que a luz se 
propaga. 
A velocidade com que a luz se propaga no vácuo sendo igual a 
 
c = . = 2,9979 x 108 m.s-1 
onde c é uma constante universal. 
Cada cor de luz corresponde a uma dada freqüência ou comprimento de onda. 
2 
 
Figura 2.2 Radiação eletromagnética 
 
Figura 2.3 Laser 
 
Um laser emite uma luz com uma faixa muito estreita de comprimentos de 
onda (luz quase monocromática), mas a luz branca contém uma ampla faixa 
de comprimentos de onda. 
Quando os sólidos são aquecidos , eles emitem radiação, como visto na 
incandescência vermelha de uma brasa e a luz branca brilhante de uma 
lâmpada incandescente. No final do século XIX alguns físicos estudavam este 
fenômeno, tentando entender a relação entre a temperatura e a intensidade e 
os comprimentos de onda da radiação emitida. As leis predominantes da física 
não podiam explicar essas observações. 
Em 1900, Max Planck(1858-1947) resolveu o problema fazendo uma 
suposição audaciosa: ele propôs que a energia podia ser liberada (ou 
absorvida) por átomos apenas em “pedaços” distintos de tamanhos mínimos. 
3 
Planck deu o nome de quantum ( significa quantidade fixa) para a menor 
quantidade de energia que podia ser emitida ou absorvida como radiação 
eletromagnética. Planck considerou que a energia de um único quantum é 
proporcional à freqüência da radiação emitida ou absorvida pelo átomo : 
Energia da radiação = (constante de Planck) x (freqüência da radiação) 
E = h. = h.c. 
 
A constante de proporcionalidade, h, chamada constante de Planck, em sua 
homenagem, tem o valor 6,6260755 x 10-34 J.s. 
A proposta revolucionária de Planck sobre a energia ser quantizada foi 
comprovada e ele ganhou o Premio Nobel de Física em 1918. 
Em 1905, Albert Einstein (1879-1955) usou a Teoria Quântica de Planck para 
explicar o efeito fotoelétrico. Os experimentos tinham mostrado que a luz 
incidindo em uma superfície metálica limpa leva-a a emitir elétrons. Para cada 
metal existe uma freqüência mínima de luz abaixo da qual nenhum elétron é 
emitido. 
 
Figura2.4 Efeito fotoelétrico e célula fotoelétrica 
 
Para explicar o efeito fotoelétrico, Einstein supôs que a energia radiante 
atingindo a superfície metálica é um fluxo de pacotes minúsculos de energia. 
Cada pacote de energia, chamada fóton, comporta-se como uma partícula 
minúscula. Ampliando a teoria quântica de Planck, Einstein deduziu que cada 
fóton deveria ter uma energia proporcional à freqüência da luz incidente. 
E(fóton) = h. 
 
onde h = 6,636 x 10-34 J.s , a chamada constante de Planck 
Quando um fóton atinge o metal, sua energia pode ser transferida para um 
elétron em um átomo no metal. É necessária uma determinada quantidade de 
energia para que o elétron vença as forças atrativas que o prendem ao metal. 
Se os fótons da radiação tem menos energia que o limiar de energia, os 
elétrons não adquirem energia suficiente para sair da superfície do metal, 
mesmo que o feixe de luz seja intenso. Se os fótons tem energia suficiente , os 
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elétrons são emitidos. Quanto maior a intensidade da luz , maior o número de 
fótons emitidos. 
 
Espectros atômicos e o modelo de Bohr para o átomo de hidrogênio 
 
Os trabalhos de Planck e Einstein abriram caminho para a compreensão de 
como os elétrons são distribuídos nos átomos. Em 1913 Niels Bohr (1885- 
1962) propôs uma explicação teórica dos espectros de linhas. 
Uma fonte especifica de energia radiante pode emitir um comprimento de onda 
único, como as luzes de um laser . A radiação composta por um único 
comprimento de onda é chamada monocromática. Entretanto, a maioria das 
radiações comuns, que consistem de uma distribuição de comprimentos de 
onda, podem ser resolvidas em seus componentes passando-as através de um 
prisma, porque luz de diferentes comprimentos de onda é desviada pelo prisma 
através de diferentes ângulos, podendo assim ser separada. 
O espectro é o arranjo de linhas paralelas correspondentes aos comprimentos 
de onda componentes da luz. Se o espectro consiste de comprimentos de onda 
discretos, é chamado de espectro de linhas (ou bandas), 
 
Figura 2.4 Espectros de linhas do hidrogênio , mercúrio e neônio . 
Os experimentos têm demonstrado que os átomos emitem luz em um conjunto 
discreto de comprimentos de onda, que é característico do elemento em 
particular que esteja emitindo a luz. 
 
Figura 2.5 Espectro eletromagnético e o espectro visível. 
Por outro lado, o espectro de luz emitido por um corpo aquecido a alta 
temperatura, como uma lâmpada incandescente, consiste de uma banda 
continua que contêm todos os comprimentos de onda de um intervalo. Outro 
exemplo de espectro contínuo é a luz solar. 
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O espectro do hidrogênio 
 
Quando os cientistas detectaram pela primeira vez o espectro d linhas do 
hidrogênio .Tentativas foram feitas pra encontrar uma relação matemática entre 
as freqüências observadas.Primeiro Johann Balmer(1825-1898) e depois 
Johannes Rydberg(1854-1915) desenvolveram uma equação da qual foi 
possível calcular o comprimento das linhas do espectro do hidrogênio na região 
do visível. 
1 = R ( 1 - 1 ) n > 2 
 22 n2 
Nesta equação n é um numero inteiro e R , a constante de Rydberg , vale 
1,0974 x 107 m-1 . 
 
O modelo de Bohr do átomo de hidrogênio 
 
Em 1913, Niels Bohr (1885-1962) combinou idéias da física clássica e as idéias 
de Max Planck e Albert Einstein da quantização da energia para explicar a 
estrutura do átomo de hidrogênio. Ao fazer isto, ele foi também capaz de 
explicar o espectro de luz emitido pelo átomo de hidrogênio em uma lâmpada 
de hidrogênio 
. 
De acordo com a física clássica um elétron carregado negativamente se 
movendo no campo elétrico positivo do núcleo deveria perder energia e 
eventualmente se chocar com o núcleo. Para resolver a contradição com as 
leis da física clássica, Bohr introduziu a noção que o elétron que orbitava o 
núcleo poderia ocupar somente certas órbitas ou níveis de energia nos quais o 
elétron fosse estável, isto é , a energia do elétron era quantizada. 
Bohr baseou seu modelo em três postulados : 
1. Somente órbitas de certos raios, correspondendo a certas energias 
definidas, são permitidas para os elétrons em um átomo. 
2. Um elétron em uma certa órbita permitida tem certa energia 
especifica e está em um estado de energia permitido. Um elétron em 
um estado de energia permitido não irradia energia e, portanto, não 
se moverá em forma de espiral em direção ao núcleo. 
3. A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda 
de um estado de energia permitido para outro. Essa energia é 
emitida ou absorvida como um fóton , E = h. 
Começando com seus três postulados e usando equações clássicas de 
movimento e para interação entre cargas elétricas, Bohr calculou as energias 
correspondente a cada órbita permita através da fórmula :En = - 2,179 x 10-18 J. , n = 1,2,3,.... 
 
n2 
O numero inteiro n é chamado numero quântico. 
No modelo de Bohr o raio das órbitas circulares aumenta com o valor de n. 
Outra conseqüência é que a energia dos elétrons se torna menos negativa à 
medida que o valor de n aumenta. A órbita de mais baixa energia (energia mais 
negativa) está mais próxima do núcleo e o elétron do átomo de hidrogênio está 
normalmente neste nível de energia, chamado estado normal. Quando 
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energia suficiente é fornecida ao átomo de hidrogênio, o elétron ocupa uma 
órbita com n maior que 1, sendo dito que se encontra em um estado excitado. 
Após absorver energia, estes elétrons naturalmente se movem de volta a níveis 
de energia mais baixa e liberam a energia absorvida na forma de radiação. 
Esta é a fonte das linhas observadas no espectro de emissão dos átomos 
de hidrogênio. 
 
Figura 2.6 Espectro do átomo de hidrogênio 
 
Uma afirmação importante de Bohr foi que um elétron em um átomo 
permaneceria em seu nível de energia mais baixo, a menos que perturbado. 
Energia é absorvida ou liberada se o elétron muda de um nível de energia para 
o outro e, é esta idéia, que permitiu a Bohr explicar os espectros dos gases 
excitados. 
Em resumo, reconhecemos que a origem dos espectros atômicos é o 
movimento de elétrons entre estados de energia quantizados. 
 
2.3 Mecânica quântica e orbitais atômicos 
 
Erwin Schrödinger(1887-1961), independentemente do grupo de Niels Bohr, 
trabalhou com o mesmo objetivo de derivar uma teoria compreensiva do 
comportamento dos elétrons. Em1926 Schrödinger usou a hipótese de Louis de 
Broglie(1892-1987) que um elétron em um átomo poderia ser descrito por 
equações para o movimento ondulatório e propôs uma equação que incorpora 
tanto o comportamento ondulatório como o de partícula do elétron.. 
Embora ambos, Schrödinger e Bohr, tivessem sucesso em predizer alguns 
aspectos do comportamento do elétron, a abordagem de Schrödinger deu 
7 
resultados corretos para algumas propriedades para as quais Bohr falhou. Por 
esta razão, os teóricos hoje usam principalmente os conceitos de Schrödinger. 
O modelo de Schrödinger do átomo de hidrogênio se baseia, portanto, na 
premissa de Louis de Broglie(1892-1987) que o elétron pode ser descrito como 
uma onda de matéria e não como uma partícula diminuta orbitando em torno 
do núcleo. Diferente do modelo de Bohr, a abordagem de Schrödinger resulta 
numa equação complexa e de difícil solução matemática, exceto em casos 
muito simples. Não precisamos nos envolver com a matemática, mas com as 
soluções da equação , chamadas funções de onda, que são importantes na 
química. 
As funções de onda, simbolizadas pela letra grega (psi), caracterizam o 
elétron como uma onda de matéria. Porque a teoria de Schrödinger escolheu 
definir com precisão a energia do elétron, ela pode descrever tão somente a 
probabilidade do elétron estar em certo ponto do espaço para uma dada 
energia. 2 é chamado densidade de probabilidade. 
As ondas de matéria para os estados de energia permitidos para o elétron são 
chamadas de orbitais. Para resolver a equação de Schrödinger para um 
elétron no espaço tridimensional devemos introduzir três números inteiros , os 
números quânticos n , l e ml . Estes números quânticos podem ter somente 
certas combinações de valores. Estas combinações de valores são usadas 
para definir os estados de energia e os orbitais disponíveis para o elétron. 
 
Números quânticos e orbitais atômicos. 
 
Para a descrição do elétron como uma onda de matéria, foram introduzidos três 
números quânticos n, l e ml . 
O número quântico principal, n, pode ter qualquer valor inteiro de 1 a infinito. 
É o mais importante dos números quânticos, porque o valor de n é o fator 
determinante da energia do elétron. O valor de n é também uma medida do 
tamanho de um orbital: quanto maior o valor de n, maior o orbital do elétron. 
O número quântico n também identifica um nível de energia no átomo. 
Os elétrons de um dado nível podem ser agrupados em subníveis, cada 
subnível caracterizado por um valor diferente do número quântico l (número 
quântico do momento angular do orbital) e por uma forma geométrica 
característica . Cada valor de l corresponde a um tipo diferente de orbital . 
O valor de n limita o número de subníveis, pois os valores possíveis de l são 0, 
1 , 2, ....n-1. Em um nível de ordem n, há n subníveis. Assim, quando n= 2, l 
pode ser 0 ou 1. Aos valores de l são geralmente associadas as seguintes 
letras, 
0 s 
1 p 
2 d 
3 f 
O número quântico magnético, ml, especifica a qual orbital dentro de um 
subnível o elétron deve ser atribuído. Os orbitais em um dado subnível diferem 
somente em sua orientação no espaço, mas não em sua forma. 
Os valores de l, limitam os valores inteiros atribuídos a ml, que podem variar de 
+ l a – l, incluindo o 0. Assim, quando l = 2, ml pode assumir cinco valores: +2, 
+1, 0 ,-1, -2 . O número de valores de ml para um dado subnível 
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(= 2.l + 1) especifica o número de orientações que existem para os orbitais 
daquele subnível e assim, o número de orbitais no subnível. 
 
Um exame detalhado de algumas linhas espectrais atômicas revela que elas 
realmente consistem de duas linhas levemente espaçadas. 
Em 1926 , Wolfgang Pauli (1900-1958) argüiu que este desdobramento poderia 
ser explicado se o elétron existisse em dois estados diferentes. Logo depois, 
George Uhlenbeck e Samuel Goudsmit, identificaram estes dois estados 
diferentes com uma propriedade chamada o spin intrínseco do elétron. 
 
Figura 2.7 Quantização do spin do eletron 
 
O spin intrínseco do elétron introduz um quarto número quântico, o número 
quântico do spin magnético, representado por ms. Ele designa o estado do 
spin do elétron e assume um dos dois valores possíveis: +1/2 e -1/2. 
 
2.4 Configurações eletrônicas 
 
Um elétron em um átomo é caracterizado pelos valores dos quatro números 
quânticos , n , l , ml e ms . 
Para tornar a teoria quântica consistente com a experiência, Wolgang Pauli 
estabeleceu em 1925 seu Principio da Exclusão: 
 
Dois elétrons em um átomo não podem ter o mesmo conjunto de quatro 
números quânticos , n , l , ml e ms. 
 
O princípio leva a uma outra conclusão importante: 
Nenhum orbital atômico pode conter mais que dois elétrons. Os 
dois elétrons que podem ocupar um mesmo orbital têm spins opostos. 
 
A teoria quântica prediz que a energia do átomo de hidrogênio com um elétron 
único, depende exclusivamente do valor de n (En= - 2,179 x 10-18/n2 J). Para 
átomos mais pesados, porém, a situação é mais complexa. A ordem de energia 
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dos subníveis em átomos multieletrônicos determinadas experimentalmente, 
mostram que as energias dependem de ambos, n e l . Os subníveis com n=3 , 
por exemplo , têm energias diferentes : a ordem é 3s<3p<3d . Duas regras 
gerais nos ajudam a predizer as configurações eletrônicas dos elementos: 
- Os elétrons são atribuídos aos subníveis na ordem crescente do 
valor de “n + l”. 
- Para dois subníveis com o mesmo valor de “n + l”, os elétrons são 
atribuídos primeiro ao subnível de menor valor de l. 
Estas regras significam, por exemplo, que os elétrons preenchem o subnivel 4s 
(n + l = 4) antes do subnível 3d (n + l = 5). 
 
Figura 2.8.Ordem de subníveis de energia 
O procedimento que adotamos para escrever a configuração eletrônica 
de um átomo multieletrônico , uma lista de todos os orbitais ocupados , com o 
número de elétrons que cada um contém , de modo que a energia total do 
átomo seja a mínima possível é chamado de princípio da construção. Este 
pode ser resumido em duas regras: 
1. Para um elemento com Z elétrons, adicione Z elétrons, um após o 
outro, aos orbitais na ordem crescente de “n + “. 
2. Se mais de um orbital estiver disponível em um subnível, adicione 
elétrons com spins paralelos em diferentes orbitais deste subnivel ao invés de 
emparelhar dois elétrons em um mesmo orbital. 
Esta segunda regra é chamada Regra de Hund. 
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Configuraçõeseletrônicas do estado fundamental 
Z Simbolo Configuração Z Simbolo Configuração 
1 H 1s1 53 I [Kr] 5s2 4d10 5p5 
2 He 1s2 54 Xe [Kr] 5s2 4d10 5p6 
3 Li [He] 2s1 55 Cs [Xe] 6s1 
4 Be [He] 2s2 56 Ba [Xe] 6s2 
5 B [He] 2s2 2p1 57 La [Xe] 6s25d1 
6 C [He] 2s2 2p2 58 Ce [Xe] 6s25d1 4f1 
7 N [He] 2s2 2p3 59 Pr [Xe] 6s2 4f3 
8 O [He] 2s2 2p4 60 Nd [Xe] 6s2 4f4 
9 F [He] 2s2 2p5 61 Pm [Xe] 6s2 4f5 
10 Ne [He] 2s2 2p6 62 Sm [Xe] 6s2 4f6 
11 Na [Ne] 3s1 63 Eu [Xe] 6s2 4f7 
12 Mg [Ne] 3s2 64 Gd [Xe] 6s2 4f7 5d1 
13 Al [Ne] 3s2 3p1 65 Tb [Xe] 6s2 4f9 
14 Si [Ne] 3s2 3p2 66 Dy [Xe] 6s2 4f10 
15 P [Ne] 3s2 3p3 67 Ho [Xe] 6s2 4f11 
16 S [Ne] 3s2 3p4 68 Er [Xe] 6s2 4f12 
17 Cl [Ne] 3s2 3p5 69 Tm [Xe] 6s2 4f13 
18 Ar [Ne] 3s2 3p6 70 Yb [Xe] 6s2 4f14 
19 K [Ar] 4s1 71 Lu [Xe] 6s2 4f14 5d1 
20 Ca [Ar] 4s2 72 Hf [Xe] 6s2 4f14 5d2 
21 Sc [Ar] 4s2 3d1 73 Ta [Xe] 6s2 4f14 5d3 
22 Ti [Ar] 4s2 3d2 74 W [Xe] 6s2 4f14 5d4 
23 V [Ar] 4s2 3d3 75 Re [Xe] 6s2 4f14 5d5 
24 Cr [Ar] 4s1 3d5 76 Os [Xe] 6s2 4f14 5d6 
25 Mn [Ar] 4s2 3d5 77 Ir [Xe] 6s2 4f14 5d7 
26 Fé [Ar] 4s2 3d6 78 Pt [Xe] 6s1 4f14 5d9 
27 Co [Ar] 4s2 3d7 79 Au [Xe] 6s1 4f14 5d10 
28 Ni [Ar] 4s2 3d8 80 Hg [Xe] 6s2 4f14 5d10 
29 Cu [Ar] 4s1 3d10 81 Tl [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1 
30 Zn [Ar] 4s2 3d10 82 Pb [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2 
31 Ga [Ar] 4s2 3d10 4p1 83 Bi [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p3 
32 Ge [Ar] 4s2 3d10 4p2 84 Pó [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p4 
33 As [Ar] 4s2 3d10 4p3 85 At [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p5 
34 Se [Ar] 4s2 3d10 4p4 86 Rn [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6 
35 Br [Ar] 4s2 3d10 4p5 87 Fr [Rn] 7s1 
36 Kr [Ar] 4s2 3d10 4p6 88 Ra [Rn] 7s2 
37 Rb [Kr] 5s1 89 Ac [Rn] 7s2 6d1 
38 Sr [Kr] 5s2 90 Th [Rn] 7s2 6d2 
39 Y [Kr] 5s2 4d1 91 Pa [Rn] 7s2 6d1 5f2 
40 Zr [Kr] 5s2 4d2 92 U [Rn] 7s2 6d1 5f3 
41 Nb [Kr] 5s1 4d4 93 Np [Rn] 7s2 6d1 5f4 
42 Mo [Kr] 5s1 4d5 94 Pu [Rn] 7s2 5f6 
43 Tc [Kr] 5s2 4d5 95 Am [Rn] 7s2 5f7 
44 Ru [Kr] 5s1 4d7 96 Cm [Rn] 7s2 6d1 5f7 
45 Rh [Kr] 5s1 4d8 97 Bk [Rn] 7s2 5f9 
46 Pd [Kr] 4d10 98 Cf [Rn] 7s2 5f10 
47 Ag [Kr] 5s1 4d10 99 Es [Rn] 7s2 5f11 
48 Cd [Kr] 5s2 4d10 100 Fm [Rn] 7s2 5f12 
49 In [Kr] 5s2 4d10 5p1 101 Md [Rn] 7s2 5f13 
50 Sn [Kr] 5s2 4d10 5p2 102 No [Rn] 7s2 5f14 
51 Sb [Kr] 5s2 4d10 5p3 103 Lr [Rn] 7s2 5f14 6d1 
52 Te [Kr] 5s2 4d10 5p4 104 Rf [Rn] 7s2 5f14 6d2 
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2.5 Propriedades periódicas dos elementos 
 
Valores razoavelmente exatos dos pesos atômicos dos elementos tornaram-se 
disponíveis na segunda metade do século XIX , e Lothar Meyer (1830-1895) e 
Dmitri Mendeleev (1834-1907) usaram-nos para criar as primeiras versões das 
tabelas periódicas modernas. Ambos acreditavam que as propriedades físicas 
e químicas dos elementos eram funções periódicas da massa atômica, com 
base exclusivamente em observações experimentais das propriedades físicas e 
químicas. 
 
A Tabela Periódica é um arranjo dos elementos que reflete suas relações 
familiares. As colunas verticais são chamadas grupos. Estes grupos 
identificam as principais famílias de elementos.As linhas horizontais são 
chamadas de períodos e são numeradas de cima para baixo, de acordo com o 
número quântico principal da camada de valência. As quatro regiões 
retangulares da Tabela são chamadas de blocos e, por razões relacionadas 
com a estrutura atômica , são chamados de s, p, d e f , denominados pelo 
último subnível ocupado de acordo com o principio da construção. O He é uma 
exceção, deveria estar no bloco s, mas é mostrado no bloco p, junto com os 
demais gases nobres 
 
Tamanhos Atômicos 
A teoria ondulatória nos informa que os átomos não são esferas rígidas nas 
quais os elétrons estão contidos. Ao contrário , as nuvens eletrônicas não têm 
fronteiras bem definidas. Com então podemos definir o tamanho de um átomo? 
Quando os átomos empacotam-se em sólidos e moléculas, seus centros são 
encontrados a distâncias definidas um do outro . 
O raio atômico é definido como metade da distância entre os núcleos de dois 
átomos vizinhos.Se o elemento é um metal ou gás nobre , usamos a distância 
entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida . Por exemplo , 
como a distância entre os núcleos vizinhos no cobre sólido é 256 pm, o raio do 
cobre é 128 pm. 
Se o elemento é um não-metal , usamos a distância entre os núcleos de 
átomos unidos por uma ligação química: este raio é também chamado raio 
covalente de um elemento. Por exemplo, a distância entre os núcleos em uma 
molécula de Cl2 é 198 pm, assim o raio covalente do cloro é 198 pm. 
12 
O raio atômico, na Tabela Periódica, geralmente decresce da 
esquerda para a direita ao longo de um período e cresce de cima para 
baixo em um grupo . 
O aumento de cima para baixo em um grupo , como do Li para o Cs, faz 
sentido : em cada novo período, a camada ocupada mais externa é a que fica 
mais distante do núcleo. Mas o decréscimo através do período, como o do Li 
para o Ne, é surpreendente a princípio, porque o número de elétrons está 
crescendo com o número de prótons. A explicação é que os novos elétrons 
estão na mesma camada dos átomos e tão próximos do núcleo quanto os 
outros elétrons da mesma camada .Como a carga nuclear é crescente, a 
atração entre o núcleo e os elétrons aumenta, e o raio atômico diminui. 
 
O raio iônico de um elemento e a sua parte na distância entre íons vizinhos 
em um sólido iônico. A distância entre os centros de um cátion e de um anion 
vizinhos é a soma dos dois raios iônicos. Na prática, tomamos o raio do íon 
óxido como sendo 140 pm e calculamos o raio dos outros íons com base neste 
valor. Por exemplo , como a distância entre os centros dos íons vizinhos Mg+2 e 
O-2 no óxido de magnésio é 212 pm, o raio do íon Mg+2 é dado como 212-140 = 
72 pm. 
Todos os cátions são menores que seus átomos geradores, porque os 
átomos perdem um ou mais elétrons para formar o cátion e expõe a sua 
camada completa (core), que geralmente é muito menor que o átomo neutro. 
Como nos raios atômicos, os raios dos cátions crescem em cada grupo porque 
os elétrons estão ocupados com números quânticos principais maiores. 
Os anions são maiores que seus átomos geradores. A razão pode ser 
obtida pelo crescimento do número de elétrons na camada de valência do 
ânion e pelos efeitos repulsivos que os elétrons exercem entre si. A variação 
dos raios dos anions segue a mesma tendência dos raios atômicos. Átomos e 
íons com mesmo número de elétrons são chamados isoeletrônicos. Por 
exemplo , Na+, F- e Mg+2 são isoeletrônicos. Todos os três íons têm a mesma 
configuração eletrônica , [He]1s22s22p6 , mas seus raios diferem , pois eles têm 
diferentes cargas nucleares. 
 
Energia de Ionização 
A energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de 
um átomo na fase gasosa. Para a primeira energia de ionização , partimos do 
átomo neutro . Por exemplo , para o cobre , 
 
Cu(g) → Cu+1(g) + e- energia requerida = EI = 785 kJ.mol-1 
 
A primeira energia de ionização geralmente decresce de cima para baixo em 
um grupo. O decréscimo significa que é necessária menos energia para 
remover um elétron de um átomo de césio do que de um átomo de sódio, por 
exemplo. 
Com poucas exceções, a primeira energia de ionização cresce da 
esquerda para a direita no período. Espera-se que elementos com baixa 
energia de ionização formam cátions facilmente e que conduzam eletricidade 
em sua forma sólida. É pouco provável que elementos com energias de 
ionização altas formem cátion ou conduzam eletricidade. 
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Afinidade Eletrônica 
A afinidade eletrônica, Eae, de um elemento é a energia liberada 
quando um elétron é adicionado a um átomo na fase gasosa. A afinidade 
eletrônica é bem menos periódica que a variação do raio e da energia de 
ionização . Entretanto uma larga tendência é claramente visível : a afinidade 
eletrônica é maior próximo ao canto superior direito da Tabela Periódica, perto 
do oxigênio , enxofre e halogênios . 
 
Conhecimentos que você deve dominar: 
 
Calcular o comprimento de onda ou freqüência da luz, a partir da relação =c . 
Reconheceros comprimentos de ondas das varias regiões do espectro 
eletromagnético. 
Usar a relação E = h para calcular a energia, a freqüência ou o numero de 
fótons emitidos por uma fonte de luz. 
Explicar a origem das linhas no espectro de um elemento e correlacioná-las 
com energia de transições específicas . 
Descrever o modelo de Bohr do átomo. 
Entender que um orbital para um elétron em um átomo corresponde a uma 
energia permitida para esse elétron. 
Dar o nome e explicar a relação de cada um dos quatro números quânticos 
com as propriedades e energias relativas dos orbitais atômicos. 
Descrever os fatores que afetam as energias de um elétron em um átomo de 
muitos elétrons. 
Escrever a configuração eletrônica de um átomo no estado fundamental. 
Classificar as substancias como paramagnéticas( caracterizadas por elétrons 
desemparelhados) ou diamagnéticas (não magnéticas) . 
Explicar as tendências periódicas do raio atômico , das energias de ionização e 
da afinidade eletrônica. 
 
Glossário : 
 
Afinidade eletrônica : a energia liberada quando um elétron é adicionado a 
um átomo ou íon na fase gasosa. 
Amplitude : a altura de uma onda acima do seu centro.Em um gráfico em que 
se representa uma onda, a altura da onda acima da linha central. 
Camada : todos os orbitais de um dado numero quântico principal.Exemplo: o 
orbital 2s e os três orbitais 2p da camada com n=2 . 
Camada de valência : a camada mais externa de um átomo. Exemplo: a 
camada com n=2 para os átomos do segundo período. 
Comprimento de onda () : a distancia entre picos de uma onda. 
Configuração eletrônica : a ocupação dos orbitais em um átomo . Exemplo : 
N , 1s2 2s2 2p3 
Densidade de probabilidade ( de uma partícula ) uma função que, quando 
multiplicada pelo volume de uma região, fornece a probabilidade de que a 
partícula seja encontrada naquela região do espaço. O quadrado de uma 
função de onda,  , de uma partícula representa a probabilidade de encontrar a 
partícula em uma dada região do espaço. 
Diamagnética ( substancia ) : que se afasta do campo magnético ; que 
consiste de átomos sem elétrons desemparelhados. 
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Dualidade onda-partícula : o caráter combinado de onda e partícula tanto da 
radiação como da matéria. 
Efeito fotoelétrico : a emissão de elétrons de uma superfície metálica quando 
atingido por uma radiação eletromagnética . 
Elétrons emparelhados : dois elétrons com spins opostos () . 
Energia de ionização I ; a energia mínima requerida para remover um elétron 
de um estado fundamental de um átomo no estado gasoso; também chamada 
primeira energia de ionização . 
Espectro : as freqüências ou comprimentos de onda da radiação 
eletromagnética emitidas ou absorvidas pelas substancias. 
Espectrometria de massa : técnica para medição de massas e abundancias 
de átomos passando um feixe de íons através de um campo magnético. 
Estado excitado : um estado que não é o estado de mais baixa energia de um 
átomo neutro. 
Estado fundamental : o estado de mais baixa energia de um átomo neutro. 
Estrutura eletrônica : os detalhes da distribuição de elétrons que circundam o 
núcleo em um átomo . 
Fóton : um pacote de radiação eletromagnética tipo partícula.A energia de um 
fóton de freqüência  é E = h . 
Freqüência de radiação  ( ni ) : o numero de ciclos ( repetições da forma de 
onda ) por segundo . Unidade , hertz , Hz. 
Função de onda : uma solução da equação de Schrödinger . 
Hertz : uma unidade SI de freqüência1 Hz = 1 s-1 
Linha espectral : radiação de um comprimento único de onda, emitida ou 
absorvida por um átomo. 
Mecânica quântica : a descrição da mátria que considera a dualidade onda- 
partícula e o fato que a energia de uma partícula pode ser mudada somente em 
valores discretos. 
Nível de energia ; um valor permitido de energia em um sistema quantizado, 
tal como um átomo. 
Numero quântico magnético do spin ms : o numero quântico que distingue 
os dois estados de spin do elétron : ms = + ½ e ms = - ½ 
Numero quântico do momento angula do orbital l : o numero quântico que 
especifica o subnível de um dado nível em um átomo e determina as formas 
dos orbitais no subnível; l = 0,1,2,3, n-1 . Também chamado numero quântico 
secundário ou numero quântico azimutal . 
Numero quântico magnético , ml : o numero quântico que identifica os 
orbitais individuais de um subnível e especifica sua orientação no espaço. 
Numero quântico principal , n : o nuemro quântico que especifica a energia 
de um elétron em um átomo de hidrogênio e classifica os níveis de um a´tomo. 
Orbital atômico : uma região do espaço na qual existe uma alta probabilidade 
de encontrar um elétron em um átomo. 
Paramagnético : que tem tendência a se alinhar em um campo magnético. 
Uma substancia paramagnética é composta de átomos com elétrons 
desemparelhados. 
Principio da construção : o procedimento para obtenção das configurações 
eletrônicas do estado fundamental dos átomos. Também chamado principio de 
Aufbau . 
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Principio de exclusão de Pauli : não mais que dois elétrons podem ocupar 
um dado orbital ; e quando dois elétrons ocupam um mesmo orbital, seus 
spins devem ser emparelhados. 
Quantização : a restrição de uma propriedade a certos valores . Exemplo : a 
quantização da energia radiante. 
Quantum : um pacote de energia . 
Raio atômico : a metade da distancia entre os centros de átomos vizinhos de 
um elemento sólido. 
Raio covalente : a contribuição de um átomo ao comprimento de uma ligação 
covalente . 
Raio iônico : a contribuição de um íon para a distancia entre íons vizinhos em 
um composto sólido iônico.Na pratica, o raio de um íon é definido como a 
distancia entre os centros de íons vizinhos. 
Raio metálico ( de um elemento ) : a metade da distancia entre os centros de 
átomos vizinhos em uma amostra sólida de um metal . 
Rede cristalina : um conjunto ordenado de átomos , íons ou moléculas em um 
cristal . 
Regra de Hund : Se mais de um orbital num subnivel está disponível, adicionar 
elétrons com spins paralelos nos diferentes orbitais daquele subnivel. 
Relação de de Broglie : cada partícula tem propriedades como as de uma 
onda e seu comprimento de onda  , está relacionado com sua massa pela 
relação  = h / m.v 
Spin : o momento angular intrínseco de um elétron ; o spin pode ter duas 
orientações . 
Spins paralelos : elétrons com spins na mesma direção . 
Subnivel : todos os orbitais atômicos de um dado nível de um átomo que tem o 
mesmo valor do numero quântico secundário . Exemplo : os cinco orbitais 3d 
de um átomo. 
Tabela Periódica : uma tabela na qual os elementos estão arranjados em 
ordem de numero atômico e dividida em grupos e períodos de forma a mostrar 
as relações entre as propriedades dos elementos.