Química Inorgânica- Estrutura Atômica

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Universidade Federal de Mato Grosso 
Campus Universitário Sinop 
Instituto de Ciências Naturais, Humanas e Sociais (ICNHS) 
 
Profa. Dra. Edjane Rocha 
 
“ESTRUTURA ATÔMICA” 
O que é a Química Inorgânica 
Química 
Inorgânica 
Biologia 
Fármacia 
Agrociência 
Ciência médica 
• A química também é encontrada em nossa vida diária. 
O Estudo da Química Inorgânica 
O2 
O Estudo da Química Inorgânica 
- Proteção ao meio ambiente, 
- Tratamento da saúde, 
- Medicamentos, desenvolvimento de 
fertilizantes e pesticidas 
Carboplatina Oxaloplatina Nedaplatina Loboplatina 
Metalofármacos 
O Estudo da Química Inorgânica 
Fertilizante 
 O primeiro composto desenvolvido para 
uso na quimioterapia foi um composto 
inorgânico, salvarsan 
 
Ligações simples e multiplas em moléculas orgânica e inorgânicas 
Exemplos de interações de ligações 
Exemplos de compostos inorgânicos contendo terminal e ligação de hidrogênios e grupos 
Exemplos de Geometria de compostos inorgânicos 
O que são átomos? 
De que são feitos? 
A EVOLUÇÃO DOS 
MODELOS ATÔMICOS 
Demócrito 
Demócrito 
(460 – 370 A.C.) 
 Toda a matéria é constituída por átomos e 
vazio (não era compacta); 
 O átomo é uma partícula pequeníssima, 
invisível,e que não pode ser dividida; 
 Universo constituído por um número 
infinito de átomos, indivisíveis e eternos; 
 
 
400 a.C. 
Aristóteles 
Aristóteles 
 (384 a.C. - 322 a.C.) 
Modelo de Demócrito foi rejeitado por 
um dos maiores filósofos de todos os 
tempos – Aristóteles. 
O Modelo de Demócrito 
permaneceu na sombra 
durante mais de 20 
séculos... 
Ar 
Aristóteles acreditava que a matéria era 
contínua e composta por quatro elementos: 
Dalton (1807) 
Séc. XIX – Dalton “ressuscita” A Teoria Atômica. 
John Dalton 
(1776 – 1844) 
*Certos fatos não podiam ser 
explicados pela teoria de 
Aristóteles, como a Lei de 
Lavoisier: “A massa dos reagentes 
é igual à massa dos produtos”. 
 * Para explicar estes fatos Jonh 
Dalton propôs, em 1807, o seu 
modelo atômico. 
 O átomo era uma esfera rígida e indivisível 
(modelo da Bola de Bilhar) 
Os átomos do mesmo elemento são iguais entre si 
– têm a mesma massa 
 
 John Dalton (1766 - 1844): Químico empírico, diversos estudos 
investigando a fase gasosa e condensada. 
 - Todos os elementos são feitos de partículas esféricas indivisíveis 
(atomos); 
 - Átomos de um mesmo elemento são idênticos em tamanho, massa e 
outras propriedades; 
 - Átomos não podem ser subdivididos, criados ou destruídos; 
 - Diferentes átomos se combinam em variadas proporções de números 
inteiros; 
 
A descoberta da primeira 
partícula subatômica: o elétron 
J. J. Thomson 
 (1856 - 1940) 
Thomson realizou uma série de 
experiências utilizando um tubo de 
raios catódicos (tubo semelhante aos 
tubos existentes no interior dos 
televisores). 
Neste tubo, eram efetuadas descargas 
elétricas através de um gás rarefeito. 
Tubo de raios catódicos 
Tubo de Crookes 
http://images.google.com.br/imgres?imgurl=http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/5e/JJ_Thomson.jpg&imgrefurl=http://estudemais.wordpress.com/&usg=__VeIvLkfuEiPgXxDOgnngot4gkgc=&h=783&w=700&sz=100&hl=pt-BR&start=17&tbnid=Rsa5kQTEPH3G7M:&tbnh=143&tbnw=128&prev=/images%3Fq%3Dpudim%2Bde%2Bpassas%26gbv%3D2%26hl%3Dpt-BR
Raios catódicos e elétrons 
Em 1897 Thomson propõe novo modelo: 
Ao estudar as descargas no interior deste 
aparelho, Thomson, descobriu o elétron. 
A descarga emitida tinha carga elétrica negativa 
 
Thomson provou que os elétrons eram 
corpúsculos, dotados de carga elétrica e de 
massa, que fazem parte de toda a matéria. 
Observava-se uma 
fluorescência esverdeada 
devido à existência de 
partículas de carga negativa 
que saem dos átomos do 
cátodo. 
Elétrons : partículas 
com carga elétrica 
negativa 
Esfera com carga 
elétrica positiva 
Modelo proposto por Thomson (1904): 
 O átomo era uma esfera 
maciça de carga elétrica 
positiva, estando os elétrons 
distribuídos em seu interior. 
 O número de elétrons 
seria tal que a carga total do 
átomo seria zero. 
Raios catódicos e elétrons 
• Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no 
elétron é 1,60 x 10-19 C. 
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan 
calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g. 
• Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é 
9,10939 x 10-28 g. 
 
 
Experimentos de Thomson 
A descoberta da segunda 
partícula subatômica: o próton 
Ernest 
Rutherford 
(1871 - 1937) 
 Cientista neozelandês, estudou 
com J.J. Thomson. 
 
 Em 1908 realizou uma 
experiência que lhe permitiu 
propor um novo modelo atômico. 
 Físico Neozelandês, conduziu 
experimentos principalmente com 
elementos radioativos. 
Radioatividade 
Em meados de 1910: Espalhamento de partículas a 
contra alvo de ouro. 
 - Estudantes: Hans Geiger e Ernest Marsden 
Experimentos de Rutherford 
Experimento do alvo de ouro de Rutherford 
- Rutherford pede para 
seus estudantes que 
chequem ângulos 
maiores de 
espalhamento. 
- São observadas raras 
deflexões (1 em 20.000), 
algumas à mais de 90 ° 
com relação ao feixe. 
 
 
Resultados previstos segundo o modelo de Thomson: 
Resultados obtidos: 
As partículas α (+) 
deveriam 
atravessar as 
folhas de ouro sem 
sofrer desvios. 
A maior parte das 
partículas α 
comportava-se como 
esperado, mas um 
significativo número 
delas sofria desvios 
acentuados. 
 ● ● ● 
 
 ● ● 
 
 ● ● ● 
 
Experiência de Rutherford 
Representação do fenômeno observado por Rutherford 
Resultados da experiência de Rutherford 
Partículas α 
Existe, no interior do átomo, uma região central 
positiva – o núcleo, que exerce fortes forças 
repulsivas sobre as partículas alfa. 
Modelo proposto por Rutherford 
(1911) 
O átomo é uma estrutura praticamente vazia, 
e não uma esfera maciça, constituído por: 
•Núcleo muito pequeno com a carga positiva, 
onde se concentra quase toda a massa do 
átomo. 
• Elétrons com carga negativa movendo-se em 
volta do núcleo. 
 
 
O átomo seria um sistema semelhante ao sistema solar. 
O modelo atômico planetário: 
elétrons giram ao redor do núcleo, 
podendo ocupar qualquer órbita 
existente. 
http://images.google.com.br/imgres?imgurl=http://www.colegiosaofrancisco.com.br/alfa/modelo-atomico-de-rutherford/imagens/modelo-atomico-de-rutherford.gif&imgrefurl=http://www.colegiosaofrancisco.com.br/alfa/modelo-atomico-de-rutherford/modelo-atomico-de-rutherford.php&usg=__-zF1pTyGlrcOQi0a7mn7wrLD25U=&h=233&w=241&sz=7&hl=pt-BR&start=4&tbnid=mMNFKzCei9FnpM:&tbnh=106&tbnw=110&prev=/images%3Fq%3Dmodelo%2Bplanet%25C3%25A1rio%26gbv%3D2%26hl%3Dpt-BR
 * Rutherford admitiu que existia no núcleo 
partículas semelhantes aos prótons, porém sem 
cargas 
 * Chadwick (1932) descobriu os nêutrons 
 * Os nêutrons serviriam para diminuir a repulsão 
entre os prótons (maior estabilidade no núcleo) 
A descoberta da terceira 
partícula subatômica: o nêutron 
⇢ Partículas subatômicas que 
constituem todos os átomos: 
1. Prótons (+) 
2. Nêutrons (neutros) 
3. Elétrons (-) 
Modelo atômico de E. 
Rutherford. 
O átomo em números 
Núcleo: Porção central do 
átomo. Compacto e pequeno 
(10-4 Å); 
Eletrosfera: região de 
probabilidade de se encontrar o 
elétron. Tamanho depende do 
total de elétrons (1-5 Å). 
 
 
Unidade de massa atômica (u ou 
u.m.a.): 
 1 u.m.a. = 1,66054 x 10-24 g 
O número dos elétrons fora do 
núcleo é igual ao número de prótons 
no núcleo. 
Teoria Atômica 
30 
⇢ Falhas no postulado: 
1. Hoje se sabe que os átomos possuem uma estrutura interna 
(não são maciços); 
 
2. São constituídos de partículas menores ainda, as partículas 
subatômicas; 
 
3. Um elemento difere de outro porque seus átomos possuem 
números diferentes de cada partícula subatômicae, 
consequentemente diferentes massas e tamanhos. 
John Dalton 
Predição do percurso de uma partícula carregada 
Pela física clássica, uma 
partícula carregada que 
orbita outra partícula de 
carga contrária libera 
energia em sua trajetória 
até se colapsar no núcleo. 
Solução: O átomo 
quântico 
Problemas da teoria atômica 
31 
Niels Bohr (1913) 
Niels Bohr 
(1885 - 1962) 
 Niels Bohr trabalhou com 
Thomson, e posteriormente 
com Rutherford. 
 
 Tendo continuado o 
trabalho destes dois físicos, 
aperfeiçoou, em 1913, o 
modelo atômico de 
Rutherford. 
• A luz é definida como radiação eletromagnética: ondas que se 
propagam pela oscilação de campos elétricos e magnéticos; 
 
 
 
• Característica da radiação eletromagnética: transporte de energia pelo 
espaço; 
 
• Dependendo do comprimento de onda (λ), podem carregar diferentes 
conteúdos de energia. 
 
• TODOS os tipos de radiação eletromagnética movem-se no vácuo a 
3,00 x 108 m/s  velocidade da luz (299.792.458 m/s) 
 
Natureza Ondulatória da Luz 
c = . 
Em 1905, Einstein propôs que a radiação 
electromagnética pode ser explicada como uma 
corrente de “partículas” denominadas fotões, cuja 
energia é dada por: 
A amplitude esta relacionada com a intensidade do brilho 
(energia por unidade de volume) da onda. A intensidade é 
proporcional ao quadrado da amplitude (A2). 
Maior comprimento de onda (λ)  menor frequência (ν) 
Menor comprimento de onda (λ)  maior frequência (ν) 
LINHAS ESPECTRAIS 
Modelo Quântico do Átomo 
- Porque o espectro de linhas do átomo de Hidrogênio é tão simples? 
- Proposição de um novo modelo do átomo: Modelo de Bohr 
Explicação do espectro de linhas observado para o átomo de 
Hidrogênio 
E = h.c/ 
Explicação do átomo 
baseado na luz emitida 
por alguns elementos 
quando aquecidos. 
Teoria Atômica 
⇢ Em 1913 Niels Böhr com o auxílio das descrições 
quânticas da radiação eletromagnética propostas por Albert 
Einstein e Max Planck, conseguiu completar a teoria de 
Rutherford. 
Modelo Atômico de Rutherford-Böhr 
⇢ Cada órbita (ou nível de energia) permitida para os elétrons possuem energias 
diferentes, constantes e determinadas. 
⇢ O átomo pode ser representado de forma que as órbitas permitidas para os elétrons 
tenham relação com diferentes níveis de energia. 
⇢ Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia especifica e está em um 
estado de energia ‘permitido’. Não irradiará energia (não se moverá). 
⇢ O elétron muda de um estado de energia permitido para outro quando absorve 
energia. Essa energia é emitida quando ele volta ao seu nível de energia inicial. 
Átomo de Bohr 
 Os níveis de energia são numerados de n=1 
até n=(infinito). Quanto mais afastado do 
núcleo estiver o elétron, maior a energia. 
• Ao receber energia, o elétron salta para 
órbitas mais externas. Ao retornar para órbitas 
mais internas, emite energia na forma de 
ondas eletromagnéticas. 
A energia absorvida ou 
emitida pelo elétron no 
chamado salto quântico é 
dada pela diferença entre 
as energias dos níveis 
envolvidos 
Átomos hidrogenoides (H, He+, Li2+, etc. ) são aqueles que 
possuem apenas 1 elétron. Para esse tipo de átomo se aplica 
também a teoria de Böhr, com a energia do elétron na órbita 
sendo dada por: 
O raio da órbita de um átomo 
hidrogenoide é dado por: 
Os raios das órbitas também 
aumentam à medida que 
cresce o valor de n. No entanto, o 
afastamento entre as órbitas 
também cresce: 
Séries espectrais 
Por meio da teoria de Böhr se pode calcular o número de onda 
(recíproco do comprimento de onda) da radiação eletromagnética 
emitida pelo elétron, utilizando-se para isso a equação abaixo: 
 As linhas (raias) observadas no espectro do átomo de hidrogênio (Z = 
1) podem ser classificadas de acordo com o tipo de radiação eletromagnética 
emitida e, consequentemente, com o nível final do salto 
quântico. São as chamadas séries espectrais. 
SÉRIES ESPECTRAIS 
SÉRIES ESPECTRAIS 
Série de Balmer 
(luz visível) 
,...5,4,3
1
2
1
.
22








n
n
R
Série de Paschen 
(Infravermelho) 
,...6,5,4
1
3
1
.
22








n
n
R
Série de Lyman 
(ultravioleta) 
,...4,3,2
1
1
1
.
22








n
n
R
Série de Brecktt 
(ultravioleta) 
,...7,6,5
1
4
1
.
22








n
n
R
R = 3,29 x 10
15 Hz (constante de Rydberg) 
Modelo Quântico do Átomo 
43 
Postulados do Modelo do átomo de Hidrogênio de Bohr 
1: Somente órbitas com certos raios, correspondendo a certas energias definidas, 
são permitidas para os elétrons em um átomo; 
2: Um elétron em certa órbita permitida tem certa energia específica e está em um 
estado de energia “permitido” (logo, ele não se move na forma de uma espiral 
perdendo energia); 
3: A energia só é emitida ou absorvida por um elétron quando ele muda de um 
estado permitido para outro. Essa energia é emitida ou absorvida como um fóton, 
que tem energia igual a: 
E = h.c/ 
O modelo atômico atual 
 Os átomos não são esferas maciças e indivisíveis como pensava 
Dalton, mas sistemas compostos por várias partículas. Prótons e nêutrons 
(ambos chamados núcleons) compõem o núcleo, enquanto a eletrosfera é 
formada pelos elétrons. A massa do átomo está praticamente toda 
concentrada no núcleo, uma vez que a massa do elétron é muito pequena em 
relação às massas do próton e do nêutron. 
 O modelo atual é baseado ainda em orbitais — regiões onde os 
elétrons mais provavelmente podem ser encontrados. 
 A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de 
hidrogênio, mas apresentou-se inadequada para esclarecer os espectros 
atômicos de outros átomos com dois ou mais elétrons 
 
Modelo Atômico de Sommerfeld (1916) 
 A partir do modelo de Böhr, Arnold Sommerfeld propôs 
que os níveis de energia(camadas) estariam subdivididos em 
regiões menores denominadas subníveis de energia. Os subníveis 
foram chamados de: (s, p, d, f ) a partir dos nomes técnicos da 
espectografia (Sharp, Principal, Difuse e Fundamental). 
Modelo das órbitas elípticas para o elétron - introdução dos subníveis de energia. Para cada 
camada eletrônica (n), há uma órbita circular e (n-1) orbitas elípticas. 
A Mecânica Quântica 
 Em cada nível deve existir um subnível circular 
e n – 1 subníveis elípticos ”. 
Estrutura Atômica 
46 
⇢ Baseia-se em dois princípios: 
1. Elétrons dos átomos e sua dualidade onda-partícula: de Broglie 
(elétron é uma onda) e J. J. Thomson (elétron é uma partícula). 
2. Princípio da incerteza de Heisenberg: limitações quanto à 
certeza da posição e do momento do elétron. 
 
⇢ É possível determinar a probabilidade de se encontrar um 
elétron com determinada energia dentro de uma região do espaço. 
Modelo da Mecânica Quântica (Modelo atual) 
 Alguns Princípios de Mecânica Quântica 
 Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que, uma 
vez que a radiação eletromagnética podia ser 
considerada como constituída de partículas 
chamadas fótons ao mesmo tempo que 
exibia propriedades ondulatórias, então o 
mesmo pode ser verdade para os elétrons. 
 
 
Princípio de Dualidade (Louis De Broglie) 
A Mecânica Quântica 
Alguns Princípios de Mecânica 
Quântica 
 Essa natureza dual é chamada de dualidade 
onda-partícula. 
 Uma consequência imediata da dualidade é a 
impossibilidade de se saber o momento 
linear (o produto da massa pela velocidade) e 
a localização de um elétron (e qualquer 
partícula) simultaneamente. 
 
 
Alguns Princípios de Mecânica Quântica 
 Essa restrição é o conteúdo do princípio da 
incerteza de Heisenberg, 
W. Heisemberg Cria o “ Princípio da Incerteza ” e como 
conseqüência a definição de orbital. Orbital é a região do 
espaço ao redor do núcleo do átomo onde existe a máxima 
probabilidade do elétron ser encontrado. 
Princípio da Incerteza (Werner Heisenberg) 
x  incerteza na localização 
p  incertezano momento linear 
ħ  h/2 = 1,054x10-34 J.s 
 
21.  px
A Mecânica Quântica 
 Schrödinger formulou uma equação que 
levou em conta a dualidade onda-partícula e 
considerou o movimento dos elétrons nos 
átomos. 
 Para fazer isso ele introduziu a função de 
onda,  (psi), uma função matemática das 
coordenadas de posição x, y e z. 
 
 
 Modelo Atômico Schrödinger 
A Mecânica Quântica 
Alguns Princípios de Mecânica 
Quântica 
 A equação de Schrödinger, da qual a função de onda é 
uma solução, é: 
 
 
V é a energia potencial do elétron no campo do núcleo e E é 
sua energia total. 
 A equação de Schrödinger é uma equação diferencial de 
segunda ordem e difícil de resolver para todos os sistemas. 
 
 
  0
2
22
2
2
2
2
2











VE
m
zyx
e

•Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda 
e as energias para as funções de onda. 
 
As EstAlguns Princípios de Mecânica 
Quântica 
 Uma função de onda contém todas as 
informações dinâmicas possíveis do elétron, 
incluindo onde ele está e o que está fazendo. 
 A probabilidade de se encontrar um elétron 
em uma dada localização é proporcional ao 
quadrado da função de onda neste ponto, 2. 
 
 
 
Alguns Princípios de Mecânica Quântica 
 De acordo com essa interpretação, há uma 
grande probabilidade de se encontrar o elétron onde 
2 é grande e o elétron não será encontrado onde 
2 for zero. 
 A quantidade 2 é chamada de densidade de 
probabilidade do elétron. 
 
 
 A função de onda de um elétron 
em um átomo é chamada de orbital 
atômico. 
As EstAlguns Princípios de Mecânica 
Quântica 
 A probabilidade de se encontrar um elétron é igual a 2d 
se a função de onda for “normalizada”, significando que: 
 
 
onde a integração é sobre todo o espaço acessível ao 
elétron. 
 Essa expressão estabelece que a probabilidade total de se 
encontrar o elétron em algum lugar deve ser igual a 1. 
 
 
12   d
Orbitais Atômicos 
Níveis de Energia 
 Cada uma das funções de onda obtidas pela 
resolução da equação de Schrödinger para um 
átomo hidrogenóide é especificada por um único 
conjunto de 4 números inteiros chamados 
números quânticos. 
 Estes números quânticos são designados por n, l 
e ml. 
 Cada número quântico especifica uma propriedade física do 
elétron: 
n = especifica energia, o tamanho do orbital 
l = indica o momento angular orbital, a forma angular do orbital 
ml = indica a orientação do momento angular, orientação do orbital 
Camadas, Subcamadas e Orbitais 
Em um átomo, todos os orbitais com o mesmo valor de n possuem a 
mesma energia e são ditos degenerados. 
O número quântico principal, deste modo, define uma série de camadas 
do átomo, ou conjuntos de orbitais com o mesmo valor de n que, por esta 
razão, têm a mesma energia e, aproximadamente, a mesma extensão radial. 
Orbitais Atômicos 
Camadas, Subcamadas e Orbitais 
 Os orbitais pertencentes a cada camada são classificados 
em subcamadas, diferenciadas pelo número quântico l. 
 Para um dado valor de n, o número quântico l pode ter os 
valores l = 0, 1, ..., n – 1, originando n valores diferentes no 
total. 
  Ex.: 
n= 1  l = 0 
n = 2  l = 0, 1 
n = 3  l = 0, 1 e 2. 
 
Valor de l 0 1 2 3 
Letra usada s p d f 
 É comum identificar cada subcamada por uma 
letra: 
 
Camadas, Subcamadas e Orbitais 
 Um orbital s (l = 0) com ml = 0  orbital s; 
 Três orbitais na subcamada p (l = 1) com ml = +1, 0, -1  orbitais p; 
 Cinco orbitais da subcamada d (l = 2) com ml = +2, +1, 0, -1, -2  
orbitais d; 
 E assim por diante. 
 
 
As Orbitais Atômicos 
Camadas, Subcamadas e Orbitais 
 Uma subcamada com número atômico l consiste em 2l + 1 
orbitais individuais. 
 Estes orbitais são diferenciados pelo número quântico 
magnético, ml, o qual pode apresentar 2l + 1 valores 
inteiros de + l a – l. 
 Ex.: uma subcamada d (l = 2) de um átomo consiste em 
cinco orbitais atômicos individuais que são diferenciados 
pelos valores ml = +2, +1, 0, -1, -2. 
 
 
Orbitais e Números Quânticos 
1. n níveis = n subníveis; 
2. Cada subnível possui um quantidade específica de orbitais (ml); 
3. O número total de orbitais em um nível é n2; 
 Quando dizemos que um elétron “ocupa” um 
orbital atômico, queremos dizer que ele é descrito 
pela função de onda correspondente. 
 
 
 
 
 
 
 
AsOrbitais Atômicos 
Níveis de Energia 
 As energias permitidas são especificadas 
pelo número quântico principal, n. 
 Para um átomo hidrogenóide de número 
atômico Z, elas são dadas por: 
 
 Com n = 1, 2, 3 ... e 
 
2
2
n
hcRZ
En 
2
0
3
4
8 ch
em
R e
hcR = 13,6 eV 
R = constante de Rydberg = 1,097x107 m-1 
As Estruturas dos Átomos Hidrogenóides 
Orbitais Atômicos 
Níveis de Energia Hidrogenóides 
 O zero de energia (n = ) corresponde à situação 
em que o elétron e o núcleo estão bastante 
separados e estacionários. 
 Valores positivos de energia correspondem aos 
estados não ligados do elétron, nos quais ele 
pode se mover com qualquer velocidade e logo 
possuir qualquer energia. 
Orbitais Atômicos 
Níveis de Energia 
As energias dadas pela equação 
 
são negativas, significando que a energia de um elétron 
em um estado ligado é menor do que a de um elétron 
estacionário a grande distância do núcleo. 
 Uma vez que a energia é proporcional a 1/n2, os níveis de 
energia convergem à medida que a energia aumenta, 
tornando-se menos negativos. 
2
2
n
hcRZ
En 
As EOrbitais Atômicos 
A Variação Radial dos Orbitais Atômicos 
 Os químicos geralmente acham mais adequado utilizar 
uma representação visual dos orbitais atômicos ao invés 
das suas expressões matemáticas. 
 As expressões matemáticas de alguns dos orbitais 
atômicos hidrogenóides são mostrados na tabela 1.2. 
 
 
 A função de onda radial expressa a variação do orbital 
com a distância do núcleo. 
 As regiões onde a função de onda radial passa pelo zero 
são chamadas de nós radiais. 
 
 
A Variação Radial dos Orbitais Atômicos 
 
 
 A função de onda angular expressa a forma angular do 
orbital. 
 Os planos nos quais a função de onda angular passa pelo 
zero são chamados de nós angulares ou planos nodais. 
 
 
A Variação Radial dos Orbitais Atômicos 
 
 
ROBSON
Realce
O elétron em um orbital s possa ser 
encontrado mais próximo ao núcleo, do 
que um elétron em qualquer outro tipo de 
orbital não será encontrado lá. 
A Variação Radial dos Orbitais Atômicos 
Um orbital com números quânticos 
n e l em geral tem n – l – 1 nós 
radiais. 
As Estruturas dos Átomos 
Hidrogenóides 
Orbitais Atômicos 
A Função Distribuição Radial 
 A função distribuição radial fornece a 
probabilidade de que um elétron seja 
encontrado a uma dada distância do núcleo, 
independentemente da direção. 
 Esta informação permite-nos avaliar o quão 
fortemente o elétron está sendo atraído. 
 
 
 
As Estruturas dos Átomos 
Hidrogenóides 
Orbitais Atômicos 
A Função Distribuição Radial 
 A probabilidade total de se encontrar o elétron 
em uma casca esférica de raio r e espessura dr é 
a integral de 2d sobre todos os ângulos. 
 Este resultado é frequentemente escrito como 
P(r)dr, onde P(r) é chamada função distribuição 
radial. 
 Em geral, 
 
 
 
   22 rRrrP 
Orbitais Atômicos 
A Função Distribuição Radial 
 Em geral, a distância mais provável de se encontrar um 
elétron decresce à medida que a carga nuclear aumenta 
(porque o elétron é atraído mais fortemente para o núcleo) e 
especificamente, 
 
 
 
 
 
 
Z
a
r 0max 
onde a0 é o raio de Bohr, , uma quantidade 
que aparece na formulação do modelo atômico de Bohr, sendo 
seu valor numérico 52,9 pm. 
 A distância mais provável na qual o elétron pode ser mais 
facilmente encontrado aumenta com o aumento de n porquequanto maior a energia, maior a probabilidade do elétron ser 
encontrado distante do núcleo. 
 
 
 
 
 
2
00 ema e 
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Representações e orbitais 
Orbitais s: 
• Um orbital s possui a mesma amplitude a uma dada distância do 
núcleo 
•Todos os orbitais s são esféricos. 
•À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. 
•À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. 
•Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar 
um elétron é zero. 
•Em um nó, Ψ2= 0 
•Para um orbital s, o número de nós é n-1. 
 
As regiões onde a função de onda radial passa pelo zero são chamadas de nós 
radiais. 
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 Existem três orbitais p, px, py, e pz. 
•Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y-e z-
de um sistema cartesiano. 
•As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, 
e +1. 
•Os orbitais têm a forma de halteres. 
•À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. 
•Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
 
Orbitais p 
Representações e orbitais 
Os planos nos quais a função de onda 
angular passa pelo zero são chamados de 
nós angulares ou planos nodais. 
 Cada orbital p possui um único 
plano nodal. 
 
 
 
 
 
 
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•Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
•Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante 
ao seixos x-, y- e z. 
•Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao 
longo dos eixos x-, y- e z. 
•Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. 
•Um orbital d tem dois lóbulos e um anel. 
 
Orbitais d e f 
 Um orbital d típico tem dois planos 
nodais que se interceptam no núcleo 
 
 
 
 
 
 
 um orbital f típico possui três planos nodais. 
 
 
 Em geral, um orbital com número quântico l 
tem l planos nodais. 
 
 
 
 
 
 
 
 Somente dois elétrons podem ocupar um único orbital e, se 
for o caso, seus spins devem estar emparelhados. 
 “Emparelhado” significa que o spin de um elétron deve ser ↑ 
e o do outro ↓. 
 O par é simbolizado por ↑↓. 
 
 
 
 
 
 
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• O preenchimento dos elétrons devem sempre iniciar pelos orbitais de menor energia, 
seguindo para os orbitais de maior energia; 
• Orbitais de mesma energia (degenerados) devem ser semipreenchidos com mesma 
orientação de spin antes de haver emparelhamento de spin (Regra de Hund); 
 
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Visto que, para um mesmo nível, os subníveis têm energias 
diferentes, nem sempre o subnível energético é o mais 
afastado do núcleo. Por isso, é importante seguir a ordem 
crescente de energia dos subníveis no momento de fazer a 
distribuição dos elétrons. Essa ordem é dada pelas setas 
indicadoras no Diagrama de Pauling: 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Diagrama de Linus Pauling 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d106p6 7s2 5f146d10 7p6 ... 
Ordem crescente de energia 
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Configurações eletrônicas 
82 
n = 1 
n = 2 
n = 3 
n = 4 
(a) 
(b) 
- Níveis de energia de 
diferentes subníveis não 
são iguais (a); 
- Subníveis com número 
quântico principal menor 
podem estar em um maior 
estado de energia que 
subníveis com números 
quânticos principais 
menores (4s e 3d) (b); 
Energia dos Subníveis e Orbitais 
Existem no máximo quatro subníveis, que são: 
s, p, d, f. A quantidade de subníveis existentes 
em cada nível está esboçada abaixo: 
 
A quantidade máxima de elétrons 
que pode ser distribuída em cada 
nível e subnível está evidenciada a 
seguir: 
 
O Princípio do Preenchimento 
 Para explicar as configurações eletrônicas no estado 
fundamental de átomos multieletrônicos, necessitamos 
levar em conta os efeitos de penetração e de blindagem 
nas energias dos orbitais e o papel do princípio de 
exclusão de Pauli. 
 De acordo com o princípio de preenchimento, os orbitais 
dos átomos neutros são tratados como sendo ocupados na 
ordem determinada, em parte, pelo número quântico 
principal, e em parte pela penetração e blindagem: 
 Ordem de ocupação: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p ... 
 
 
 
 
 
 
 
Configurações Eletrônicas do Estado Fundamental 
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Áo Princípio do Preenchimento 
 A ocupação de orbitais separados (como um orbital px e 
um orbital py) pode ser entendida em termos das 
interações repulsivas mais fracas que existem entre 
elétrons ocupando diferentes regiões do espaço (elétrons 
em diferentes orbitais) do que quando estes ocupam a 
mesma região do espaço (elétrons no mesmo orbital). 
 
 
 
 
• Esse efeito é chamado na mecânica quântica de correlação 
de spin, que é a tendência de dois elétrons com spins 
paralelos permanecerem afastados um do outro e deste modo 
repelirem-se menos. 
O Princípio do Preenchimento 
 Como consequência deste efeito, as camadas 
semipreenchidas de elétrons com spins 
paralelos são parcialmente estáveis. 
 Ex.: o estado fundamental do Cromo é 4s1 3d5 
em vez de 4s2 3d4. 
 
 
 
 
• A configuração 1s22s22p6 do neônio é um 
exemplo de uma camada fechada, uma camada 
completamente preenchida de elétrons. A 
configuração 1s22s22p6 é simbolizada por [Ne]. 
 
 
 
 
O Princípio do Preenchimento 
 Para a maioria do bloco d, o estado fundamental 
determinado por espectroscopia e cálculos mostra que é 
mais vantajoso ocupar orbitais previstos serem de maior 
energia (os orbitais 4s). 
 A explicação para esta ordem é que a ocupação dos 
orbitais de maior energia pode resultar numa redução das 
repulsões entre elétrons que ocorreriam se os orbitais 3d, 
de menor energia, fossem ocupados. 
 
 
 
 
ÁtPrincípio do Preenchimento 
 Dados espectroscópicos mostram que as 
configurações do estado fundamental dos 
átomos do bloco d são, na sua maioria, da 
forma 3dn4s2, onde o orbital 4s está totalmente 
preenchido, apesar dos orbitais 3d serem de 
uma camada mais interna (M). 
 
 
 
 
o Princípio do Preenchimento 
 É mais provável que os elementos do centro do bloco d, 
tenham configuração do estado fundamental d5s1 e não d4s2 
(Cr). 
 Próximo à extrema direita do bloco d, é mais provável que a 
configuração seja d10s1 do que d9s2 (como para o Cu). 
 Um efeito semelhante ocorre no bloco f, onde os orbitais f 
estão sendo preenchidos, e um elétron d pode ser deslocado 
para a subcamada f de forma que uma configuração f7 ou f14 
seja atingida, resultando na redução da energia total. 
 
 
 
 
 
 Todos os cátions do bloco d têm configurações dn e nenhum 
elétron no orbital s. 
Penetração e blindagem 
 Cada elétron se move no campo atrativo do núcleo e sente a 
carga repulsiva média dos outros elétrons. Esta carga reduz a 
carga do núcleo, Ze, para Zefe, onde Zef (mais precisamente 
Zefe) é chamada de carga nuclear efetiva. 
 A redução da verdadeira carga nuclear para a carga nuclear 
efetiva pelos outros elétrons é chamada de blindagem. 
 
 
 
 
 
 
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 ZZef
 Z verdadeira carga nuclear 
 Constante de blindagem empírica, , 
 
 
 
 
 
 
 
 
Penetração e blindagem 
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• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos 
elétrons que os protegem da carga nuclear. 
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do 
núcleo e do número de elétrons mais internos. 
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a 
carga nuclear efetiva (Zeff) diminui. 
• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui. 
 
REGRAS DE SLATER 
 Para determinar Zef, os elétrons são divididos em grupos (a cada um 
corresponde uma constante de blindagem diferente). 
(1s); (2s, 2p); (3s, 3p); (3d); (4s, 4p); (4d); (4f); (5s, 5p); etc. 
 Para qualquer elétron de um dado grupo, a constante de blindagemS 
é a soma das seguintes parcelas: 
– zero para qualquer grupo exterior ao elétron considerado. 
– 0,35 para cada um dos outros elétrons do mesmo grupo que o elétron 
considerado, exceto no grupo 1s, no qual usa-se o valor 0,30. 
– Se o elétron considerado pertencer a um grupo (ns, np), cada elétron 
do nível (n –1) contribui com 0,85 e cada elétron dos níveis mais internos 
contribui com 1,00. 
– se o elétron considerado pertencer a um grupo (nd) ou (nf), cada 
elétron dos grupos mais internos contribui com 1,00. 
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A penetração de um 
elétron 2s na região mais 
interna do átomo é maior 
do que a de um elétron 2p 
porque este último vai a 
zero no núcleo. Deste 
modo, os elétrons 2s são 
menos blindados do que 
os elétrons 2p. 
Penetração e blindagem 
A presença de um elétron dentro das camadas de outros 
elétrons é chamada penetração. 
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Penetração e blindagem 
 Conclui-se que um elétron 2s tem uma energia 
menor (está ligado mais firmemente) do que um 
elétron 2p e, portanto, o orbital 2s será ocupado 
antes dos orbitais 2p, produzindo uma 
configuração eletrônica do estado fundamental do 
Li de 1s2 2s1. 
 Esta configuração eletrônica é normalmente 
simbolizada por [He] 2s1, onde [He] simboliza um 
caroço de hélio 1s2. 
 
 
 
 
 
 
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Penetração e blindagem 
 Este padrão de energia, ns abaixo do np, é uma característica geral dos 
átomos multieletrônicos. Este padrão pode ser visto na tabela seguinte, a 
qual fornece os valores de Zef para vários orbitais atômicos da camada de 
valência de átomos na configuração eletrônica do estado fundamental. 
 
 
 
 
 
ÁPenetração e blindagem 
 Os valores da tabela também confirmam que 
um elétron s na camada mais externa do 
átomo está normalmente menos blindado do 
que um elétron p na mesma camada. 
 Similarmente, a carga nuclear efetiva é 
maior para um elétron num orbital np do que 
em um orbital nd. 
 
 
 
 
 
 
 
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Penetração e blindagem 
 Como resultado da penetração e da blindagem, a ordem 
de energia em átomos multieletrônicos é normalmente: 
ns < np < nd < nf 
 Isso ocorre porque, em uma determinada camada, os 
orbitais s são os mais penetrantes e os orbitais f são os 
menos penetrantes. 
 
 
 
 
 
 
 
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NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE 
MASSA 
 
 
Tomando o modelo de Rutherford–Bohr como objeto de estudo, 
podemos definir alguns tópicos básicos que vão nortear nossos 
estudos. 
 
Número atômico (Z): n.° de prótons (P) no núcleo de um átomo. 
 Z = p 
 
O número atômico caracteriza um elemento químico. 
 
Número de massa (A): O número de massa é a soma dos prótons (P) e 
nêutrons (N) do núcleo de um átomo. 
 
A = P + N ou A = Z + N 
 
Um átomo (X) será representado assim: 
 
 z
AX ou zX
A
 
 
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Teoria Atômica 
É a identificação de um átomo. 
Corresponde ao número de prótons 
presentes no núcleo. 
Z=P 
OBS.: em um átomo (neutro) o n.º de 
prótons é igual ao n.º de elétrons. 
Importante! O número atômico é o que caracteriza cada elemento 
químico, ou seja, não existem átomos de elementos químicos 
diferentes com o mesmo número atômico, se têm o mesmo número 
atômico são o mesmo elemento. 
⇢ Número de nêutrons do núcleo é igual a A – Z. 
 
 
⇢ Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número atômico. Por esta 
razão, o número atômico é algumas vezes omitido na identificação de um átomo 
individual. 
 
N = A - Z 
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Elemento Químico 
ÁTOMO P = e- CARGA = ZERO 
ÍON 
CÁTION 
ÂNION 
Nº DE MASSA 
A = P + N 
Nº ATÔMICO 
Z = P 
Nº DE ÁTOMOS 
Teoria Atômica 
São átomos ou grupo de átomos com excesso de carga. 
P ≠ e- 
CÁTIONS (+): perdem elétrons P > e- 
ÂNIONS (-): ganham elétrons P < e- 
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Exemplo: 
átomo neutro: íon: 
Ca0 20 
40 
Ca2+ 20 
40 
Z = 
P = 
E = 
N = 
A = 
Z = 
P = 
E = 
N = 
A = 
20 
 20 
 20 
20 
40 
20 
 20 
18 
20 
40 
Evolução dos Modelos Atômicos 
 A tabela periódica é uma disposição sistemática dos elementos 
químicos ordenados por seus números atômicos, configuração 
eletrônica, e recorrência das propriedades periódicas. Este ordenamento 
mostra tendências periódicas , tais como elementos com 
comportamentos similares na mesma coluna. 
 A forma moderna da tabela periódica reflete a estrutura 
eletrônica dos elementos. 
 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Elementos_qu%C3%ADmicos
https://pt.wikipedia.org/wiki/Elementos_qu%C3%ADmicos
https://pt.wikipedia.org/wiki/Elementos_qu%C3%ADmicos
https://pt.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_at%C3%B3mico
https://pt.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_at%C3%B3mico
https://pt.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero_at%C3%B3mico
https://pt.wikipedia.org/wiki/Configura%C3%A7%C3%A3o_eletr%C3%B4nica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Configura%C3%A7%C3%A3o_eletr%C3%B4nica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Configura%C3%A7%C3%A3o_eletr%C3%B4nica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Propriedades_peri%C3%B3dicas
https://pt.wikipedia.org/wiki/Propriedades_peri%C3%B3dicas
https://pt.wikipedia.org/wiki/Propriedades_peri%C3%B3dicas
Os Elementos Químicos 
 
107 
 
Os Elementos Químicos 
108 
A Classificação dos Elementos 
 Algumas substâncias que agora reconhecemos como 
elementos químicos já eram conhecidos desde a 
Antiguidade, como o carbono, o enxofre, o ferro, o cobre, a 
prata, o ouro e o mercúrio. 
 Os alquimistas e seus sucessores imediatos, os primeiros 
químicos, adicionaram cerca de 18 elementos até 1800. 
 A lista de elementos cresceu rapidamente no final do 
século XIX. 
 A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 
1843 
 
 
 
Elementos 
• Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo 
mais, então ela é um elemento. 
• Existem 118 elementos conhecidos. 
• A cada elemento é dado um único símbolo químico (uma 
ou duas letras, por exemplo, H, B, C, N, etc ou He, Be). 
• Os elementos são a base de constituição da matéria. 
• A crosta terrestre consiste de 5 elementos principais. 
• O corpo humano consiste basicamente de 3 elementos 
principais. 
Classificações da matéria 
Elementos Químicos 
 Os elementos químicos são representados por letras 
maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra 
minúscula. 
Os Símbolos são de origem latina: 
 Português Latim Símbolo 
 Sódio Natrium Na 
 Potássio Kalium K 
 Enxofre Sulphur S 
 Fósforo Phosphurus P 
 Ouro Aurum Au 
Elementos 
 
 
Classificações da matéria 
A Classificação dos Elementos 
Padrão e Periodicidade 
 Uma classificação mais detalhada dos elementos 
foi proposta por D. I. Mendeleev em 1869, 
tornando-se conhecida por todos os químicos 
como a tabela periódica. 
 Mendeleev ordenou os elementos conhecidos em 
ordem crescente de massa molar. Essa 
organização resultou em famílias de elementos 
com propriedades químicas similares, os quais 
ele organizou em grupos na tabela periódica. 
A C Tabela Periódica Moderna 
 Os elementos são listados na ordem dos seus 
números atômicos, e não dos pesos atômicos. 
 As linhas horizontais da tabela são denominadas 
períodos e as colunas grupos. 
 Frequentemente usa-se o número do grupo para 
designar a posição geral de um elemento. (Ex.: 
dizemos que “o gálio está no Grupo 13”). 
 
 
 A forma moderna da tabela periódica reflete a estrutura eletrônica 
dos elementos. Os blocos da tabela indicam o tipo de subcamada sendo ocupada 
de acordo com o princípio do preenchimento. 
 Cada período ou linha, da tabela corresponde ao preenchimento 
das subcamadas de uma dada camada. 
 
 
 
 
 
A Tabela Periódica Moderna 
A Tabela Periódica Moderna 
 A tabela periódica é dividida em 
quatro blocos. 
 Os membros dos blocos s e p são 
coletivamente denominados 
elementos principais. 
 
 
A Tabela Periódica Moderna 
 Os elementos do bloco d (frequentemente com exceção do 
Grupo 12, zinco, cádmio e mercúrio) são coletivamente chamados 
de elementos de transição. 
 
 
A Tabela Periódica Moderna 
 Os elementos do bloco f são divididos na série dos elementos mais 
leves (números atômicos de 57 a 71), denominados lantanóides (ainda 
comumente chamados de lantanídeos). 
 E na série dos elementos mais pesados (números atômicos de 89 a 
103), denominados actinóides (comumente chamados de actinídeos). 
 
 
 
Forma longa: ordem crescente de número atômico. 
A periodicidade nas propriedades dos 
elementos é o resultado da periodicidade 
nas configurações eletrônicasdos seus 
átomos. 
 
 "As propriedades físicas e químicas dos elementos, 
são funções periódicas de seus números 
atômicos". 
 
Propriedades periódicas 
Propriedades Atômicas 
 Certas propriedades características dos átomos, particularmente seus 
raios e as energias associadas com a remoção e adição de elétrons, 
mostram variações periódicas regulares com o número atômico. 
 Estas propriedades atômicas são de grande importância ao tentarmos 
entender muitas das propriedades químicas dos elementos. 
 O conhecimento destas tendências nos permite interpretar as 
observações e prever comportamentos químicos e estruturais, sem 
recorrer a dados tabelados de cada elemento. 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: 
Propriedades Atômicas 
Eletronegatividade 
Eletropositividade 
Energia de ionização 
Raio atômico e Iônico 
Afinidade Eletrônica 
Densidade 
Polarizabilidade 
 
Propriedades Atômicas 
Raios Atômicos e Iônicos 
 Uma das propriedades atômicas mais úteis de 
um elemento é o tamanho de seus átomos e 
íons. 
 A distância média dos elétrons ao núcleo de 
um átomo está relacionada com a energia 
necessária para removê-los num processo de 
formação de cátion. 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas 
Propriedades Atômicas 
Raios Atômicos e Iônicos 
 Um átomo não tem raio preciso pois a grandes distâncias a 
função de onda dos elétrons diminui exponencialmente 
com o aumento da distância ao núcleo. 
 Entretanto, espera-se que átomo com muitos elétrons 
sejam maiores do que átomos que têm poucos elétrons. 
 Tais considerações levaram os químicos a propor uma 
variedade de definições de raio atômico com base em 
considerações empíricas. 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas 
Propriedades Atômicas 
Raios Atômicos e Iônicos 
 O raio metálico de um elemento metálico é 
definido como a metade da distância 
experimental determinada entre os centros dos 
átomo vizinhos mais próximos em um sólido. 
 O raio covalente de um elemento não-metálico 
é, da mesma forma, definido como a metade da 
distância internuclear entre átomos vizinhos de 
um mesmo elemento em uma molécula. 
 
 
 
 
 
 Os raios metálico e covalente são 
referidos em conjunto como raios 
atômicos. 
 
 
 
Propriedades Periódicas- Raio Atômico 
 É a distância que vai do núcleo 
do átomo até o seu elétron mais externo. 
Inclui os gases nobres. 
Propriedades Periódicas- Raio Atômico 
Propriedades Periódicas- Raio Atômico 
 No sexto período observa-se que os raios metálicos da terceira 
linha do bloco d são muito semelhantes àqueles da segunda 
linha, não sendo, como esperado, significativamente maiores pelo 
fato de possuírem um número maior de elétrons. 
 Esta redução do raio abaixo do esperado é chamada de 
contração dos lantanídeos. 
 
 
 
 
Uma contração similar é 
encontrada nos elementos que 
seguem o bloco p. 
 
 
 
 
 
 Isso acontece porque os elementos da terceira linha do blodo d são 
precedidos pelos elementos da primeira linha do bloco f, os 
lantanóides, nos quais os orbitais 4f estão sendo ocupados. 
 Estes orbitais possuem uma pequena capacidade de blindagem, de 
forma que os elétrons de valência experimentam uma atração 
nuclear maior do que poderia ser esperado. 
 
 
 
 
Propriedades Periódicas- Raio Atômico 
O raio iônico de um elemento está relacionado com a distância entre os centros de 
cátions e ânions vizinhos. 
•O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos 
orbitais que contenham os elétrons de valência. 
•Os cátions deixam 
vago o orbital mais 
volumoso e são 
menores do que os 
átomos que lhes dão 
origem. 
•Os ânions adicionam elétrons 
ao orbital mais volumoso e são 
maiores do que os átomos 
que lhe dão origem. 
Propriedades Periódicas- Raio Iônico 
 O menor raio do cátion comparado com o do átomo 
que o originou é uma consequência não somente da 
redução na repulsão elétron-elétron, devido a 
perda de elétrons, mas também pelo fato de que a 
formação do cátion resulta na perda de elétrons de 
valência e um aumento da carga nuclear efetiva. 
 Essa perda resulta num átomo com camadas 
fechadas de elétrons muito mais compacto. 
 
 
 Uma outra característica geral é que todos 
os ânions são maiores do que os átomos 
originais e todos os cátions são menores. 
 
• O aumento do raio de um átomo quando da 
formação do ânion correspondente é o 
resultado de uma maior repulsão elétron-
elétron que ocorre quando um elétron é 
adicionado para formar um ânion. 
• Há também uma diminuição no valor da 
carga nuclear efetiva. 
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon 
aumenta à medida que descemos em um grupo na 
tabela periódica. 
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série 
isoeletrônica, os íons tornam-se menores : 
 
Propriedades Periódicas- Raio Iônico 
Energia de Ionização 
A facilidade com que um elétron pode ser removido de um 
átomo é medida pela sua energia de ionização, I, a energia 
mínima necessária para remover um elétron de um átomo em 
fase gasosa: 
 
 
 
 
 
 
  )()()( ggg eAA
),(),( gAEgAEI  
 É a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo, no 
estado gasoso, transformando-o em um íon gasoso. Varia como a 
eletronegatividade e inclui os gases nobres. A segunda ionização requer maior 
energia que a primeira e, assim, sucessivamente. 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Energia de Ionização 
 A primeira energia de ionização, I1, é a energia 
necessária para remover o elétron menos firmemente 
ligado de um átomo neutro; 
 
 A segunda energia de ionização, I2, é a energia 
necessária para remover o elétron menos firmemente 
ligado do cátion resultante, e assim por diante. 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Energia de Ionização 
 As energias de ionização também se correlacionam 
fortemente com os raios atômicos, e os elementos 
que possuem pequenos raios atômicos geralmente 
têm grande energia de ionização. 
 A explicação dessa correlação é que em um átomo 
pequeno o elétron está próximo ao núcleo e 
experimenta uma forte atração coulombiana, 
tornando-se difícil removê-lo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Energia de Ionização 
Enquanto o raio atômico aumenta à medida que descemos num grupo, a 
energia de ionização diminui, e a diminuição do raio ao longo de um período 
é acompanhada por um aumento gradual na energia de ionização. 
Existem alguns desvios desta tendência geral na energia de ionização que 
podem ser facilmente explicados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades Atômicas 
Energia de Ionização 
 De modo geral, a primeira energia de ionização de um elemento é 
determinadapela energia do orbital mais alto ocupado no seu estado 
fundamental. 
 
 
 
 
 
 
Propriedades Periódicas 
• As energias de ionização sucessivas requerem 
energias cada vez maiores. 
• Assim, a segunda energia de ionização de um 
elemento é maior do que a sua primeira energia 
de ionização e a sua terceira energia de ionização 
é maior ainda. 
• Ou seja, quanto maior a carga positiva de uma 
espécie, maior a energia necessária para remover 
um elétron desta espécie. 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno 
é removido 
Propriedades Atômicas 
 A variação segue o 
padrão da carga 
nuclear efetiva 
 
 
 
 
 
 
 
 
2
2
n
Z
I
ef
a
Energia de Ionização 
 Elétron mais externo fica menos fortemente 
ligado do que se estivesse no orbital s. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Dois elétrons ocupando um mesmo orbital se repelem 
fortemente, e esta repulsão compensa a maior carga 
nuclear. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Afinidade Eletrônica 
 A entalpia de ganho de elétron, geH
o, é a 
variação da entalpia padrão molar quando um 
átomo na fase gasosa ganha um elétron: 
 
 
 O ganho de elétron pode ser exotérmico ou 
endotérmico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
  )()()( ggg AeA
Apesar do termo entalpia de ganho de elétron ser o termo termodinamicamente 
apropriado, muito da química inorgânica é discutida em termos de uma 
propriedade muito próxima, a afinidade eletrônica de um elemento. 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Afinidade Eletrônica 
 A afinidade eletrônica de um elemento, Ea, é a diferença de 
energia entre os átomos gasosos e os íons gasosos a T = 0. 
 
 
 Uma afinidade eletrônica positiva indica que o íon A- tem uma 
energia menor, mais negativa, do que o átomo neutro A. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
),(),( gAEgAEEa

Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
 É a energia liberada 
quando um átomo recebe um 
elétron (Afinidade Eletrônica). 
Varia como o Potencial de 
Ionização. Não inclui os Gases 
Nobres. 
Afinidade Eletrônica 
 A segunda entalpia de ganho de elétron, a variação de entalpia 
para a ligação de um segundo elétron a um átomo inicialmente 
neutro, é sempre positiva porque a repulsão eletrônica supera a 
atração nuclear. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Afinidade Eletrônica 
 A afinidade eletrônica de um elemento é determinada, 
em grande parte, pela energia do orbital não-
preenchido de menor energia (ou semipreenchido) do 
átomo no seu estado fundamental. 
 Este orbital é um dos dois orbitais de fronteira de 
um átomo, sendo o outro o orbital atômico preenchido 
de mais alta energia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Afinidade Eletrônica 
 Um elemento possui uma alta afinidade 
eletrônica se o elétron adicional pode entrar 
numa camada onde ele experimenta uma forte 
carga nuclear efetiva. 
 Este é o caso dos elementos próximos ao canto 
direito superior da tabela periódica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Afinidade Eletrônica 
 Desse modo, espera-se que os elementos próximos 
ao flúor (especificamente O e Cl, mas não os gases 
nobres) tenham as maiores afinidades eletrônicas e 
grandes valores de Zef, sendo possível adicionar 
elétrons à camada de valência. 
 O nitrogênio tem uma afinidade eletrônica muito baixa 
devido à alta repulsão eletrônica que ocorre quando 
um elétron entre em um orbital que já está 
semipreenchido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Eletronegatividade 
 A eletronegatividade, c (chi), de um elemento 
é a capacidade que um átomo de um elemento 
tem de atrair elétrons para ele quando faz parte 
de um composto. 
 Se um átomo tem uma forte tendência de 
adquirir elétrons, diz-se que é “altamente 
eletronegativo”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
 É a capacidade 
que um átomo tem de 
atrair elétrons (ametais). 
Varia da esquerda para a 
direita e de baixo para 
cima, excluindo-se os 
gases nobres. 
Eletronegatividade 
 Se ele tem uma tendência de perder elétrons, 
diz-se que é “eletropositivo”. 
 As tendências periódicas na 
eletronegatividade podem ser relacionadas 
com o tamanho dos átomos e com as 
configurações eletrônicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Eletronegatividade 
 Se um átomo é pequeno e tem uma camada eletrônica 
quase fechada, então há uma grande possibilidade de 
que ele atraia um elétron para si mais do que um 
átomo grande com poucos elétrons de valência. 
 As eletronegatividades dos elementos geralmente 
aumentam da esquerda para a direita ao longo do 
período e diminuem ao descermos num grupo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Eletronegatividade 
 Medidas quantitativas da eletronegatividade 
tem sido definida de muitas maneiras 
diferentes. 
 A formulação original de Linus Pauling, cP, 
se baseia em conceitos relacionados com as 
energias envolvidas na formação das 
ligações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Eletronegatividade 
 Uma outra definição, baseada nas propriedades dos átomos 
individuais, foi proposta por Robert Mulliken. 
 Ele observou que se um átomo possui uma alta energia de 
ionização, I, e uma alta afinidade eletrônica, Ea, então ele 
terá uma maior capacidade de adquirir do que de perder 
elétrons quando fizer parte de um composto; desse modo, 
será classificado como altamente eletronegativo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Eletronegatividade 
 Inversamente, se tanto a sua energia de ionização quanto a 
sua afinidade eletrônica forem baixas, então o átomo 
tenderá a perder elétrons ao invés de ganhá-los; desse 
modo será classificado como eletropositivo. 
 Essas observações motivaram a definição de 
eletronegatividade de Mulliken, cM, como o valor médio da 
energia de ionização e da afinidade eletrônica do elemento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Eletronegatividade 
 Vária definições alternativas de 
eletronegatividade “atômica” foram propostas. 
 Uma escala bastante utilizada, sugerida por A. 
L. Allred e E. Rochow, se baseia na ideia de 
que a eletronegatividade é determinada pelo 
campo elétrico na superfície do átomo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
Eletronegatividade 
 De acordo com a definição de Allred-Rochow, cAR, os 
elementos com alta eletronegatividade são aqueles com 
alta carga nuclear efetiva e pequeno raio covalente: esses 
elementos estão próximos ao flúor. 
 Os valores de Allred-Rochow acompanham muito de perto 
os valores das eletronegatividades de Pauling e são 
empregados para discutir as distribuições eletrônicas nos 
compostos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas: Propriedades 
Atômicas 
F Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
Eletropositividade ou Caráter Metálico: 
É a capacidade que 
um átomo tem de 
perder elétrons 
(metais). 
Varia da direita para a 
esquerda e de cima 
para baixo excluindo-
se os gases nobres. 
H 
 É a razão entre a massa e o volume do elemento. 
Varia das extremidades para o centro e de cima para 
baixo. 
Densidade 
Os Ir 
Propriedades Atômicas 
Polarizabilidade 
 A polarizabilidade, a, de um átomo é a sua 
capacidade de ser distorcido por um campo elétrico 
(tal como o de um íon vizinho). 
 Um átomo ou íon (mais comumente, um ânion) é 
altamente polarizável se sua distribuição eletrônica 
pode ser distorcida facilmente, que é o caso se 
orbitais atômicos vazios tiverem energia próxima 
daquela dos orbitais preenchidos de maior energia.Propriedades Atômicas 
Polarizabilidade 
 A polarizabilidade provavelmente é alta se a 
separação dos orbitais de fronteira for 
pequena. 
 A polarizabilidade será baixa se a separação 
dos orbitais de fronteira for grande. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades Atômicas 
Polarizabilidade 
 Orbitais de fronteira muito próximos são encontrados 
geralmente para átomos e íons grandes e pesados, 
tais como os átomos e íons dos metais alcalinos e dos 
halogênios mais pesados, de forma que estes átomos 
e íons são os mais polarizáveis. 
 Átomos leves e pequenos tais como os átomos e íons 
próximos do flúor possuem, geralmente, níveis de 
energia muito espaçados, de forma que estes átomos 
e íons são menos polarizáveis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades Atômicas 
Polarizabilidade 
 Espécies que efetivamente distorcem a 
distribuição eletrônica de um átomo ou ânion 
vizinho são ditas terem capacidade 
polarizadora. 
 Uma polarização muito intensa leva à 
covalência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades Atômicas 
Polarizabilidade 
As regras de Fajans evidenciam os fatores que afetam a 
polarização: 
Cátions pequenos e com carga elevada possuem grande 
capacidade polarizadora. 
Ânions grandes e com carga elevada são facilmente 
polarizados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Cátions que não possuem uma configuração de gás 
nobre são facilmente polarizáveis. 
 A última regra é particularmente importante para os 
elementos do bloco d. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Uma divisão ampla e útil dos elementos é classificá-
los como metais e não-metais. 
 
 
Metais, não-metais e metalóides 
•O caráter metálico 
aumenta à medida 
que descemos em 
um grupo. 
•O caráter metálico 
diminui ao longo 
do período. 
•Os metais têm 
energias de 
ionização baixas. 
•A maioria dos 
metais neutros 
sofre oxidação em 
vez de redução. 
 Os elementos não-metálicos são frequentemente gases 
(oxigênio), líquidos (bromo) ou sólidos (enxofre) que não 
conduzem eletricidade apreciavelmente. 
Metais, não-metais e metalóides 
• Os elementos metálicos (como ferro e cobre) são 
sólidos tipicamente lustrosos ou brilhante, maleáveis, 
dúcteis e condutores elétricos à temperatura ambiente. 
Quando metais se combinam (ou simplesmente se 
misturam), produzem ligas que possuem muitas das 
características físicas dos metais. 
 
 
 1 – Elementos metálicos combinam-se com 
elementos não-metálicos formando compostos 
tipicamente sólidos duros e não voláteis (Ex.: 
cloreto de sódio, NaCl). 
2 – Elementos não-metálicos, quando combinados 
entre si, frequentemente, formam compostos 
moleculares voláteis (Ex.: tricloreto de fósforo. 
PCl3). 
 
Metais, não-metais e metalóides 
•Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions 
característicos. 
•Todos metais do grupo 1A formam íons M+. 
•Todos metais do grupo 2A formam íons M2+. 
•A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis. 
Metais, não-metais e metalóides 
•A maior parte dos óxidos metálicos são básicos: 
Óxido metálico + água  hidróxido metálico 
 Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(aq) 
•Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os 
metais. Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais 
tendem a ganhar elétrons: metal + não-metal  sal 
 2Al(s) + 3Br2(l)  2AlBr3(s)