Apostila 01 - Episteme Cursos Online - Química Geral Medicina Ext - Prof Alexandre Oliveira-online

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CURSO DE
QUÍMICA
Química Geral - 1º Semestre
PROF. ALEXANDRE OLIVEIRA
MEDICINA
EXTENSIVO
 
 
Química Geral 
 
1° Semestre 
 
Curso de Química 
Medicina - Extensivo 
Prof. Alexandre Oliveira 
 
Sumário 
MÓDULO 01 - MODELOS ATÔMICOS .................................................................................................... 3 
MÓDULO 02 - CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E PERIODICIDADE QUÍMICA ............................ 50 
MÓDULO 03 - LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................. 100 
MÓDULO 04 - LIGAÇÕES INTERMOLECULARES ........................................................................... 139 
MÓDULO 05 - GEOMETRIA MOLECULAR E TEORIAS DE LIGAÇÃO ......................................... 164 
MÓDULO 06 - FUNÇÕES INORGÂNICAS ........................................................................................... 192 
MÓDULO 07 - REAÇÕES INORGÂNICAS ........................................................................................... 239 
 
 
 
 
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MÓDULO 01 - MODELOS ATÔMICOS 
1. Teoria Atômica 
1.1. A Origem da Teoria Atômica 
Na Grécia antiga o conceito fundamental de átomo já existia, sendo tal partícula considerada a unidade 
fundamental da matéria. 
A ideia de átomo foi proposta por Leucipo e desenvolvida pelo filósofo grego Demócrito (460-370 a.C.). 
Demócrito usou a palavra “átomo” para designar a partícula indivisível da matéria. 
PIatão (428-348 a.c.) e Aristóteles (384-322 a.C.) foram contra a ideia da existência do átomo e esse 
pensamento prevaleceu durante séculos. 
 
1.2. O Modelo Atômico de Dalton 
Em 1803, o químico inglês John Dalton (1766-1844) deu a teoria atômica uma sólida base experimental, 
através de estudos dos gases e reações químicas. Assim é atribuída a Dalton a primeira ideia científica do átomo. 
No ano de 1803, Dalton elaborou os postulados básicos da sua teoria atômica. Esses postulados são os 
seguintes: 
1) Toda matéria é constituída de átomos, indivisíveis e indestrutíveis; 
2) Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e em todas as outras propriedades. 
Átomos de elementos diferentes têm massas diferentes e propriedades diferentes; 
3) Os compostos se formam pela combinação de duas ou mais espécies diferentes de átomos. Esta combinação 
ocorre na razão de números inteiros e pequenos. 
4) Os átomos são as unidades das transformações químicas. Uma reação química envolve apenas combinação, 
separação e rearranjo de átomos. Assim, os átomos não podem ser criados nem destruídos, nem divididos ou 
convertidos em outras espécies de átomos durante uma reação química. 
O modelo atômico proposto por Dalton ficou 
conhecido como “bola de bilhar”. 
Para Dalton o átomo seria uma esfera maciça, 
indivisível e neutra. 
 
 
 
1.3. Os Experimentos nas Ampolas de Crookes 
O físico inglês William Crookes (1832-1919) adaptou um condutor metálico às duas extremidades de uma 
ampola de vidro. Na extremidade da ampola, onde era aplicada uma corrente elétrica, originava-se um “pólo 
negativo” e na outra extremidade, onde a corrente elétrica era recolhida, originava-se um “pólo positivo”. Crookes 
denominou esses pólos de eletrodos. 
 
gás sob baixa pressão 
pólo negativo 
cátodo 
bomba de vácuo 
pólo positivo 
ânodo 
 
 
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Experimentos realizados com as ampolas de Crookes, utilizando-se gases sob baixíssima pressão, cerca de 
0,01 atm e provocando uma diferença de potencial da ordem de 20.000 volts, observava-se que o gás sofria uma 
descarga elétrica. 
Nestas condições foi observado um fluxo luminoso que partia do pólo negativo da ampola de vidro (cátodo) 
em direção ao pólo positivo da ampola (ânodo). Este fluxo luminoso foi denominado de raios catódicos. 
Os raios catódicos possuem as seguintes propriedades principais: 
1) Possuem massa, pois eram capazes de mover uma pequena hélice colocada dentro da ampola de Crookes; 
2) Propagam-se em linha reta, pois projetavam uma sombra na parede oposta da ampola de Crookes quando um 
anteparo era colocado em sua trajetória; 
3) Possuem carga elétrica negativa, pois quando o fluxo era submetido a um campo elétrico, este sofria um 
desvio em direção ao pólo positivo do campo magnético. Essa demonstração foi realizada em 1887, pelo físico 
inglês Thomson. 
 
campo elétrico 
ânodo 
bomba de vácuo 
cátodo 
 
 
1.4. O Modelo Atômico de Thomson 
Em 1897 Joseph John Thomson (1856-1940) realizou experimentos com ampolas de Crookes aplicando, 
simultaneamente, campos elétricos e magnéticos aos raios catódicos. Equilibrando o efeito destes dois campos e 
usando as leis básicas da eletricidade e do magnetismo, Thomson calculou a razão entre a carga e a massa da 
partícula do raio catódico. 
11 1e
1,758805 10 C kg
m
−=   
Observe a experiência realizada por Thomson para medir a razão entre a carga e a massa do elétron. 
 
 
 
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Thomson repetiu esta experiência várias vezes utilizando metais 
diferentes como cátodos e gases diferentes. Assim ele concluiu que essas 
partículas estavam presentes em todos os tipos de matéria. 
As experiências de Thomson levaram a descoberta da primeira 
partícula atômica, o elétron e a um novo modelo atômico, conhecido como 
“pudim de passas”, onde o átomo seria uma esfera maciça, homogênea e 
positiva com elétrons encravados nela. 
 
 
 
1.4. A Descoberta da Carga e da Massa de um Elétron 
 
O físico americano Robert A. Millikan (1868-1953) conseguiu medir a carga de um elétron e consequente-
mente a massa deste, através da seguinte experiência. 
Neste experimento Millikan colocava pequeninas gotas de óleo numa câmara através de um nebulizador. 
Ao caírem lentamente através do ar, eram expostas a raios X, o que provocavam a transferência de moléculas do 
ar para elas, umas ficavam com um elétron, outras com dois ou três e assim por diante. As gotículas de óleo eram 
observadas individualmente através de um pequeno telescópio. 
Millikan ajustava a carga elétrica nas placas que ficavam acima e abaixo das gotas até que a atração 
eletrostática, que impelia a gota para cima, equilibrava a força da gravidade que as puxava para baixo. Pelas 
equações que traduziam essas forças Millikan calculou a carga em cada gota. 
As cargas encontradas em cada gota variavam, mas essas cargas eram múltiplos inteiros do menor valor 
encontrado em determinada gota. A menor carga encontrada foi 1,6.10–19 C. Millikan concluiu que essa era a 
carga elétrica fundamental, a carga de um elétron. 
Como Thomson já havia determinado a relação entre a carga e a massa de um elétron, Millikan determinou 
também a massa do elétron. (O valor aceito atualmente para a massa do elétron é 9,109389.10–28 g e o da sua 
carga é 1,60217733.10–19 C). 
 
Observe o experimento da gota de óleo de Millikan. 
 
 
 
 
 
 
 
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1.5. A Descoberta do Próton 
Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein (1850-1930) realizando experiências numa ampola de crookes 
com o cátodo perfurado, descobriu um novo tipo de raio. Estes raios foram denominados de raios canais ou raios 
anódicos. 
Goldstein observou que quando se aplicava uma voltagem alta ao tubo, observavam-se os raios catódicos 
se dirigindo para o ânodo e um novo tipo de raio, que saia do cátodo perfurado em direção oposta aos raios 
catódicos. 
Esses novos raios eram atraídos por uma placa carregada negativamente e por isso deveriam possuir carga 
elétrica positiva. 
O estudo dos raios canais levou a descoberta das suas seguintes características: 
1) Possuem carga positiva, pois são atraídos pela placa negativa quando submetidos a um campo magnético 
externo à ampola. 
2) A razão entre a carga e a massa dessas partículas depende do gás presente no tubo (quando se usava o gás 
hidrogênio, a razão entre a carga e a massa era maior de todas, assim o hidrogênio originava partículas 
positivas com a menor massa. Quando se utilizava o gás hidrogênio determinava-se que a massa dessa 
partícula era 1836 vezes maior que a massa de um elétron). 
3) Essas partículas possuem uma intensidade de carga igual à de um elétron, porém de sinal oposto. Essas 
partículas foram consideradas como partículas fundamentais da matéria e foram denominadas “prótons” 
(palavra grega que significa o “primário”) por Ernest Rutherford. 
Atualmente considera-se que a massa de um próton é 1,672623.10–24g. 
 
Nesse experimento os elétrons colidem com as moléculas de gás e produzem fragmentos positivos destas 
moléculas, que são atraídos pelo cátodo perfurado carregado negativamente. Alguns destes fragmentos positivos 
passam através dos orifícios do cátodo e formam um feixe de partículas carregadas positivamente. 
Os raios canais também são desviados por campos elétricos e magnéticos, mas esses desvios são muito 
menores que os desvios sofridos pelos elétrons, para uma mesma intensidade dos campos. Isso ocorre pelo fato 
da massa dos prótons ser muito maior que a massa dos elétrons. 
 
 
 
 
Como um átomo não possui carga elétrica líquida, o número de elétrons é igual ao número de prótons. 
 
 
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Do cátodo são emitidos elétrons dotados 
de grande energia. Esses elétrons colidem com 
as moléculas do gás residual, arrancam elétrons 
dessas moléculas, transformando-as em íons 
gasosos positivos. A migração dos elétrons para 
o ânodo e dos íons gasosos positivos para o 
cátodo fecha o circuito e o gás torna-se condutor, 
isto é, ocorre descarga. 
 
Por outro lado, os elétrons colidindo com os átomos do gás residual excitam esses átomos provocando 
saltos de seus elétrons para camadas de maior energia; na volta desses elétrons para as camadas originarias há 
emissão de ondas eletromagnéticas sob forma de luz. Se o gás residual é o hidrogênio, os raios canais são 
constituídos pelos íons gasosos H+ resultantes da colisão de elétrons (raios catódicos) com as moléculas de H2 do 
gás residual. 
H••H + e- → [H•H]+ + 2e- 
[H•H]+ + e- → 2 [H]+ + 2e- 
 
1.6. O Modelo Atômico de Rutherford 
Em 1910, Ernest Rutherford (1871-1937), juntamente com seus colaboradores Hans Geiger e Ernst 
Marsden, montaram o aparelho observado a seguir onde um feixe de partículas , dotadas de carga positiva, 
incidiram sobre uma fina folha de ouro. Para verificar a passagem de tais partículas pela folha de ouro foi colocado 
um anteparo luminescente, revestido por sulfeto de zinco (ZnS). O que se pôde observar foi que a maior parte das 
partículas atravessavam a fina folha de ouro, sem sofrer desvios, algumas sofriam desvios variáveis e um número 
muito menor de partículas era refletido para trás. 
Rutherford interpretou estes resultados concluindo que a carga positiva do átomo estava concentrada em 
uma região infinitamente pequena, comparada ao volume do átomo, extremamente densa e que concentra 
praticamente toda a massa do átomo denominada de núcleo. 
Para Rutherford os elétrons ocupavam uma região fora do núcleo denominada de eletrosfera. Essa 
eletrosfera constituía a maior parte do átomo e era formada por imensos espaços vazios, por isso a maior parte 
das partículas  atravessavam a folha de ouro. Os prótons se encontram no núcleo, uma região muito densa e 
infinitamente pequena em relação ao volume ocupado pelo átomo. Isso explica o fato de que algumas partículas  
eram desviadas ao passarem próximas a esse núcleo também positivo. As partículas  que colidiam frontalmente 
com o núcleo eram refletidas na direção da fonte de emissão. 
 
 
 
 
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Assim Rutherford propôs um novo modelo atômico constituído pela 
eletrosfera onde circulavam os elétrons e núcleo onde estavam os prótons. 
O modelo atômico proposto por Rutherford ficou conhecido como “modelo 
do sistema solar”. Nesta analogia o núcleo seria representado pelo sol e os 
elétrons pelos planetas que giram ao redor do sol. 
 
 
O modelo do “pudim de passas” de Thomson teve uma vida muito curta. Com o modelo do átomo de 
Thomson as partículas  atravessariam o átomo sem sofrer desvios, sendo que algumas delas sofreriam 
pequenos desvios (a). Com o átomo nucleado de Rutherford (b) algumas partículas  sofreriam grandes desvios e 
até retomariam na direção oposta das partículas emitidas. 
 
 
 
1.7. A Descoberta do Nêutron 
 
Com os avanços tecnológicos do início do século XX, foi inventado o espectrômetro de massas, um 
instrumento que permite a determinação da massa de um átomo. A espectroscopia de massas foi usada para 
determinar a massa de todos os elementos conhecidos. 
Através da espectroscopia de massas os cientistas descobriram que nem todos os átomos de um elemento 
químico possuem a mesma massa e descobriram, ainda, que quando o número de prótons aumenta a massa de 
um átomo aumenta numa proporção ainda maior. 
Assim os cientistas começaram a propor a existência de partículas eletricamente neutras no núcleo dos 
átomos, juntamente com os prótons, tais partículas foram denominadas de nêutrons. Os nêutrons não possuem 
carga elétrica, mas possuem massa e por isso contribuem substancialmente para o aumento da massa dos 
átomos. 
Essa partícula que não possui carga elétrica e tem massa igual a 1,6749286.10–24 g, hoje é denominada 
de nêutron. Observe que a massa do nêutron é aproximadamente igual à massa de um próton. Os prótons e 
nêutrons são denominados de nucléons. 
Em 1932, o físico inglês James Chadwick (1891-1974) comprovou a existência dos nêutrons quando 
realizou uma reação de transmutação nuclear artificial, bombardeando o berílio com partículas : 
 
 
9
Be
4 + 
4

2
 → 
12
C
6
 + 
1
n
0
 (nêutron) 
 
 
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1.8. Número Atômico e Número de Massa de um Átomo 
 
Elemento químico é um conjunto de átomos que possuem o mesmo número de prótons no núcleo. Portanto, 
o que caracteriza um elemento químico é a quantidade de prótons. O hidrogênio possui um próton, o hélio possui 
dois, o lítio três e assim por diante. 
O número atômico de um átomo é representado pela letra Z. 
O número de massa de um átomo (A) é a soma do seu número de prótons (Z) com o seu número de 
nêutrons (n). Assim temos que (A = Z + n). Um outro nome para o número de massa é o número de núcleons. 
 
 
1.9. Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isodiaferos 
 
Isótopos são átomos quepossuem o mesmo número atômico, mas que apresentam diferentes números de 
massa. Essa diferença nos números de massa se deve a diferença no número de nêutrons. Como os isótopos 
apresentam o mesmo número de prótons, eles pertencem a um mesmo elemento químico. 
Alguns átomos possuem um único isótopo estável (alumínio, flúor, fósforo), porém a maioria dos elementos 
químicos apresenta dois ou mais isótopos estáveis. 
Observe os exemplos abaixo para os elementos químicos hidrogênio e carbono: 
 
 
prótio deutério trítio 
 
 A = 12 A =13 A = 14 
 Z = 6 Z = 6 Z = 6 
 n = 6 n = 7 n = 8 
 
 Geralmente se refere a um isótopo utilizando-se o seu número de massa. 
Exemplo: carbono, 12, carbono 13, carbono 14. 
Os isótopos apresentam propriedades químicas semelhantes e propriedades físicas diferentes. 
Os isótopos apresentam ainda uma composição natural praticamente fixa. Para o hidrogênio (prótio = 
99,98%; deutério = 0,02%; trítio = 10–7%), para o carbono (C12 = 99,89%; C13 = 1,11%, C14 = traços). 
Isóbaros são átomos que apresentam o mesmo número de massa, porém apresentam números de prótons 
diferentes e, por conseguinte, pertencem a elementos químicos diferentes. 
 
 
A = 40 A = 40 
Z = 20 Z = 18 
 
A = 14 A = 14 
Z = 6 Z = 7 
H1
1
H2
1
H3
1
C
12
6
C
13
6
C
14
6
Ca
40
20
Ar
40
18
C
14
6
N
14
7
 
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Isótonos ou isoneutrônicos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons (n) e diferentes 
números atômicos (Z) e de massa (A), consequentemente pertencem a elementos químicos diferentes. 
 
 
 A = 26 A = 28 
 Z = 12 Z = 14 
 n = 26 – 12 = 14 n = 28 – 14 = 14 
 
 A = 232 A = 234 
 Z = 90 Z = 92 
 n = 232 – 90 = 142 n = 234 – 92 = 142 
Isodiáferos são átomos que apresentam a mesma diferença entre o número de nêutrons (n) e o número de 
prótons (Z). 
 
 A = 71 A = 73 
 Z = 35 Z = 36 
 n = 71 – 35 = 36 n = 73 – 36 = 37 
 n – Z = 36 – 35 = 1 n – Z = 37 – 36 = 1 
 
2. Teoria Atômica Moderna 
 
Os elementos químicos que têm propriedades semelhantes estão na mesma coluna da tabela periódica. 
Mas qual a razão disto? As descobertas do elétron, do próton e do nêutron levaram os cientistas a procurar qual 
era a relação entre a estrutura atômica e o comportamento químico. Já em 1902 Gilbert N. Lewis (1875-1946) 
sugeria a ideia de os elétrons, num determinado elemento, estarem dispostos em camadas, que se distribuem 
sucessivamente a partir do núcleo do átomo. Lewis explicava a semelhança das propriedades químicas dos 
elementos de um certo grupo pela hipótese de todos os elementos do grupo terem o mesmo número de elétrons 
na camada mais externa. Estes elétrons são os elétrons de valência. 
O modelo do átomo proposto por Lewis levanta muitas questões. Onde se localizam os elétrons? Têm 
energias diferentes? Há provas experimentais para este modelo? Estas perguntas motivaram muitos estudos 
experimentais e teóricos, que principiaram por volta de 1900 e continuam até os dias e hoje. 
 
2.1. Radiação Eletromagnética 
 
Algumas propriedades da radiação; como a luz, podem ser descritas em termos de movimento ondulatório. 
Estas ideias surgiram de experiências feitas pelos físicos do século XIX, entre eles o escocês James Clerk 
Maxwell (1831-1879). Em 1864, Maxwell desenvolveu uma elegante teoria matemática para descrever todas as 
formas de radiação em termos de campos elétricos e magnéticos oscilantes, ou ondulatórios, no espaço (Fig. 1). A 
radiação, como a luz, as microondas, os sinais de televisão e de rádio, os raios x, é denominada coletivamente 
radiação eletromagnética. 
O comprimento de onda de uma onda é a distância entre duas cristas ou máximos sucessivos (ou entre 
dois mínimos sucessivos). Esta distância pode ser dada em metros, em nanômetros ou em qualquer unidade de 
comprimento que seja conveniente. O símbolo para comprimento de onda é a letra grega  (lambda). 
As ondas também podem ser caracterizadas por sua frequência, simbolizada pela letra grega  (nu). Dada 
uma onda que passa por um ponto fixo no espaço, a frequência é igual ao número de ondas completas que 
passam pelo ponto na unidade de tempo. A frequência por isso é, em geral, definida pelo número de ciclos que 
passam pelo ponto em cada segundo (Fig. 2). A unidade de frequência é normalmente escrita como S–1 (isto é, 
por segundo, 1/s ou S–1), e atualmente é denominada hertz. 
Em termos científicos, a altura máxima de uma onda, medida a partir do seu eixo de propagação, é 
denominada amplitude. Na Figura 2 Observe que a onda tem amplitude nula em pontos intervalados ao longo do 
eixo. Os pontos de amplitude nula são os nodos, que ocorrem sempre em intervalos de comprimento /2 nas 
ondas estacionárias, como as da (Fig. 2). 
Mg
26
12
Si
28
14
Th
232
90
U
234
92
Br
71
35
Kr
73
36
 
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Finalmente, a velocidade da onda que se propaga é um importante fator. 
 
 Fonte 
Vetor 
elétrico 
Vetor 
magnético Duração de 
propagação 
 
 
Figura 1. Radiação eletromagnética. Na década de 1860, James Clerck Maxwell desenvolveu a teoria, que hoje 
se aceita, de todas as formas de radiação se propagarem no espaço como campos elétrico e magnético 
oscilatórios, um perpendicular ao outro. Cada campo é descrito por uma onda senoidal (pois a função seno 
descreve a onda). Estes campos oscilantes provêm de cargas que vibram na fonte da onda, como um lâmpada ou 
uma antena de rádio. 
 
 
Esta multiplicação do comprimento pela frequência para dar a velocidade é válida para qualquer movimento 
periódico, inclusive para as ondas: 
 
 
Comprimento
de onda(m)
X frequência(s–1) = velocidade(m.s –1) 
 
Esta mesma equação se aplica à radiação eletromagnética, para a qual o produto do comprimento de onda 
pela frequência é igual à velocidade da luz, c: 
 
    = c = 2,99792458 x 108 m . s –1 [1] 
 
A velocidade da luz visível e de todas as outras formas de radiação eletromagnética no vácuo é constante, c 
(igual a 2,99792458 X 108 m/s ou, aproximadamente, 300.000 km/s). Isto quer dizer que, se o comprimento de 
uma onda de luz for conhecido, pode-se calcular com facilidade a frequência, e vice-versa. Por exemplo, qual é a 
frequência da luz de cor laranja que tem o comprimento de onda de 625 nm? Como a velocidade da luz é 
expressa em metros por segundo, e o comprimento de onda está em nanômetros, é preciso passar de 
nanômetros para metros. 
9
71x10 m
625 nm. 6,25x10 m
1nm
−
−= 
8 1
14 1
7
2,998 x 10 m . s
4,80 x 10 s
6,25 x 10 m


−
−
−
= = =
c
 
 
 
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Estamos imersos 
constantemente em radiação 
eletromagnética, inclusive na 
radiação que podemos ver, a luz 
visível. Como se sabe, a luz 
visível é composta por um 
espectro de cores que vai do 
vermelho, na extremidade dos 
comprimentos de onda maiores, 
até a luz violeta, na extremidade 
dos comprimentos de onda 
curtos (Figura 3). 
 
Figura 3. Espectro eletromagnético 
A luz visível, porém, é uma parcela muito pequena do espectro eletromagnético. A radiação ultravioleta 
(UV), que provoca as queimaduras pela luz solar, tem comprimentos de onda menores que os da luz visível.Os 
raios X e os raios (gama) têm comprimentos de onda ainda menores. Nos comprimentos de onda maiores que os 
da luz visível, encontramos primeiramentea radiação infravermelha (IV), que percebemos como calor. Maiores 
ainda são os comprimentos de onda da radiação de um forno de microondas ou das ondas usadas nas 
transmissões de televisão ou de rádio. 
O movimento ondulatório que até agora analisamos é o de ondas que se propagam, ondas progressivas. 
Outro tipo de movimento ondulatório, denominado ondas estacionárias, também é importante para a teoria 
atômica moderna. Quando uma corda está fixa nas duas extremidades, como é o caso da corda de uma guitarra, 
e é dedilhada, ela vibra como uma onda estacionária (Fig. 4). Diversos pontos importantes podem ser 
mencionados a propósito das ondas estacionárias: 
Uma onda estacionária caracteriza-se por ter dois ou mais pontos sem movimento; isto é, pontos 
denominados nodos em que a amplitude é nula. Como no caso das ondas progressivas, a distância entre nodos 
consecutivos é sempre igual a /2. 
 Na primeira das vibrações ilustradas na (Fig. 4), a 
distância entre as extremidades da corda, a, é /2. Na 
segunda vibração, o comprimento da corda é igual a 
um comprimento de onda completo, ou 2(/2). Na 
terceira, o comprimento da corda é (3/2) ou 3(/2). A 
distância entre as extremidades da vibração da onda 
estacionária pode ser, por exemplo, (3/4) ou 
(3/2)(/2)? No caso de ondas estacionárias, somente 
são possíveis certos comprimentos de onda. Como as 
extremidades da onda estacionária devem ser nodos, 
as únicas vibrações permitidas são aquelas em que  
= n(/2) [onde  é a distância entre uma extremidade, 
ou “fronteira”, e a outra, e n é um número inteiro (1, 2, 
3, .. .)]. Este é um exemplo da quantização na 
natureza, um conceito que passaremos a investigar. 
 
Fig. 4. Ondas estacionárias. Na primeira onda a 
distância ponta a ponta é(1/2) (ou /2), na 
segunda é (2/2) (ou ) e na terceira (3/2) (ou 
3/2). 
 
 
 
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2.2. Equação de Planck 
A radiação emitida por um metal aquecido é percebida pelos nossos olhos somente na região visível do 
espectro eletromagnético. Entretanto, não são apenas esses os comprimentos de onda da luz emitidos pelo metal. 
Há emissão também de radiação com comprimentos de onda mais curtos (no ultravioleta) e mais longos (no 
infravermelho) do que os da luz visível. 
No final do século XIX, os cientistas tentavam explicar a relação entre a intensidade e o comprimento de 
onda para a radiação emitida pelos corpos quentes. 
Em 1900, o físico alemão Max Planck (1858-1947) ofereceu uma explicação para o espectro dos corpos 
aquecidos. Seguindo a teoria clássica, Planck considerou que os átomos vibrando em um objeto aquecido emitiam 
radiação eletromagnética. Entretanto, Planck fez uma nova e importante hipótese, considerando que as vibrações 
eram quantizadas; isto é, somente existiam vibrações com determinadas energias. Como veremos no decorrer do 
estudo da teoria atômica, a quantização é o conceito-chave na teoria moderna. 
Para relacionar a energia e a frequência da radiação, Planck também introduziu uma nova e muito 
importante equação, chamada equação de Planck, que relaciona a energia e a frequência da radiação. 
 E = h .  [2] 
Energia de
radiação
= constante de Planck . frequência da radiação 
A constante de proporcionalidade h é hoje denominada constante de Planck, numa homenagem ao 
cientista. Ela tem o valor 6,6260755 x 10–34 J.s. 
 
2.3. Efeitos Eletrônicos 
 Quando um fóton incide sobre um átomo, uma série de fenômenos quânticos podem ocorrer, 
dependendo da energia do fóton incidente e dos níveis de energia disponíveis para esse átomo. Observe a 
seguir um descrição dos principais fenômenos: 
 
2.3.1. Espalhamento elástico: ocorre quando a energia do fóton incidente é insuficiente para levar o átomo 
para um de seus estados excitados. Nesse caso, o átomo permanece no seu estado fundamental e o fóton, ao 
invés de ser absorvido, será simplesmente espalhado. Uma vez que o fóton incidente e o fóton espalhado têm 
a mesma energia, o espalhamento é denominado elástico. Observe a figura: 
 
 
 
 
2.3.2. Espalhamento inelástico: ocorre quando a energia do fóton incidente é mais do que suficiente para levar 
o átomo para um de seus estados excitados. Nesse caso, o fóton incidente é absorvido; o átomo passa do estado 
E1 para o estado excitado E2 espalhando um fóton hf' cuja energia está relacionada com a energia hf do fóton 
incidente pela conservação de energia no processo: 
 
Hf’’ = hf - E onde E = E2 – E1 
 
 Assim, percebe-se que o fóton hf incidente foi absorvido pelo átomo e a energia que sobrou na transição 
do átomo para o estado excitado foi liberada na forma de um fóton menos energético hf ’. Observe a figura: 
 
 
 
Espalhamento elástico 
hf hf 
E1 
E2 
 
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2.3.3. Fluorescência: Na figura seguinte, a energia do fóton incidente é suficientemente grande para excitar 
o átomo até um de seus estados excitados de energia mais elevada. Em seguida, devido à instabilidades 
desses estados excitados, o átomo naturalmente decai e perde o excesso de energia por emissão 
espontânea, à medida que faz uma ou mais transições para estados de energia mais baixa rumo ao estado 
fundamental. 
 Um exemplo comum desse efeito é a fluorescência, que ocorre quando o átomo é excitado por 
radiação ultravioleta (alta frequência e alta energia (E = h.f) é elevado a níveis de energia mais 
energéticos. No retorno desses átomos, que se dá por etapas, os fótons emitidos são de luz visível, já 
que a frequência da radiação associada a eles têm frequência menor que a do ultravioleta. 
 Esse fenômeno é utilizado na fabricação das conhecidas "lâmpadas fluorescentes". Nesses dispositivos, 
os terminais elétricos contêm um filamento de tungstênio, metal de altíssimo ponto de fusão, que é aquecido 
devido a passagem de corrente elétrica. Estando a alta temperatura, os átomos do metal ficam em elevado grau 
de agitação e colidem com átomos vizinhos, fornecendo energia aos seus elétrons. Com isso, os átomos podem 
emitir radiações eletromagnéticas ou até mesmo emitir elétrons. No caso da emissão de elétrons, o fenômeno 
recebe o nome de efeito termiônico. 
 Os elétrons liberados nos filamentos quentes são acelerados por uma diferença de potencial aplicada 
entre os terminais elétricos e se movem de um eletrodo em direção ao outro, colidindo com átomos de mercúrio 
no estado de vapor e moléculas de um gás rarefeito encontrados pelo caminho, levando esses átomos a níveis 
mais elevados de energia, excitando-os. Ao executarem as transições de volta para estados de mais baixa 
energia, esses átomos de vapor de mercúrio emitem radiação eletromagnética (fótons) predominantemente na 
frequência do ultravioleta. Essa radiação ainda não é a luz emitida pela lâmpada fluorescente, afinal radiação 
ultravioleta não é visível por ser uma frequência alta demais. 
 A parede interna da lâmpada é revestida por uma tinta fluorescente, tipicamente a base de sulfeto de 
zinco ZnS. Ao receber essa radiação ultravioleta emitida pelo vapor de mercúrio excitado, os elétrons dos 
átomos da tinta, por sua vez são excitados e executam as transições eletrônicas mostradas na figura seguinte. 
No retomo dessas transições, ocorrem emissões de fótons de luz visível, já que as frequências associadas e 
eles são menores que as da radiação ultravioleta incidente. A emissão de luz visível a partir da radiação 
ultravioleta é denominada fluorescência. As lâmpadas de "luz negras", muito comuns em danceterias, também 
emitem radiação ultra violeta, que produzem fluorescência principalmenteem roupas brancas e nos dentes 
das pessoas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Não confunda fluorescência com fosforescência. Na fluorescência, o material só emite luz visível 
enquanto está sendo excitado. Cessada a excitação, o material fluorescente logo deixa de emitir luz 
visível, visto que o tempo de vida de um átomo num estado excitado é da ordem de 10 -8 s. Na 
Espalhamento inelástico 
hf hf ’ 
E1 
E2 
Fluorescência 
hf 
hf ’’’ 
E1 
E2 
hf ’’ 
hf ’ 
 
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fosforescência, a emissão de lu:z perdura mesmo após cessado o processo de excitação. Veja a seguir como 
isso acontece. 
 
2.3.4. Fosforescência: Alguns estados excitados podem ter uma vida mais longa - da ordem de 
milisegundos e até, às vezes, da ordem do segundo ou mesmo do minuto. São os chamados estados 
metaestáveis. Para lembrar o significado de metaestabilidade, recorde-se da sobrefusão da água, uma 
situação em que a água encontra-se abaixo do ponto de fusão, apesar de ainda estar no estado líquido. 
Qualquer leve perturbação e esse estado metaestável é rompido, e a água logo congela. Metaestabilidade é uma 
estabilidade apenas passageira, que logo é rompida com um mínimo de perturbação externa. Um outro 
exemplo são as soluções supersaturadas, que por perturbação externa se tornam saturadas (com corpo de 
fundo). 
 
 Assim, observando a figura anterior, admita que quando os átomos estão retornando ao estado 
fundamental, eles encontrem níveis de energia metaestáveis. Nesse caso, as transições de um nível para 
outro não ocorrem de uma vez. Os átomos permanecem metaestavelmente em cada um desses níveis 
energéticos intermediários durante algum tempo até decair para o nível seguinte. 0 material pode emitir 
luz por bastante tempo, mesmo após cessar a excitação original, enquanto os átomos ainda estiverem em 
transição para níveis de energia mais baixos. A duração da fosforescência pode ser relativamente longa já 
que, na prática, a quantidade de átomos é muito grande e o processo pode ser demorado. 
 
 A fosforescência ocorre, por exemplo, em teclas de interruptores e em tintas depositadas em 
ponteiros de relógios: esses materiais recebem luz durante todo o dia e continuam brilhando durante a 
noite. 
 A luminescência pode ocorrer através de fluorescência ou de fosoforescência. 
 
2.3.5. O Efeito Fotoelétrico 
Como quase sempre ocorre, a explicação de um fenômeno fundamental – tal como o espectro da luz que é 
emitida por um objeto aquecido – conduz a outra descoberta fundamental. Uns poucos anos depois do trabalho de 
Planck, Albert Einstein (1879-1955) adotou as ideias de Planck para explicar o efeito fotoelétrico. 
O efeito fotoelétrico ocorre quando a luz atinge a superfície de um metal e há ejeção de elétrons pela 
superfície (Figura 5). Os elétrons ejetados do fotocatodo pela luz incidente deslocam-se para o anodo carregado 
positivamente, e há passagem de corrente elétrica na célula. Como a luz provoca a corrente, uma célula 
fotoelétrica pode operar como um interruptor sensível à luz. Muitos dispositivos automáticos de abertura de portas 
de lojas e de elevadores operam com tais células. 
 
 
 
Figura 5. Efeito fotoelétrico. (a) Uma fotocélula opera pelo efeito fotoelétrico. A parte principal da célula é o 
catodo fotossensível. Este é de um material, usualmente um metal, que ejeta elétrons quando atingido por fótons 
 
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de luz com energia suficiente. Os elétrons ejetados se deslocam para o anodo e há uma corrente elétrica na 
célula. Este dispositivo pode ser usado como interruptor num circuito elétrico. (b) Quando a frequência da luz 
incidente aumenta, não se observa corrente até ser atingida uma frequência crítica. Se a luz tiver intensidade 
maior, isto é, se a luz tiver densidade de fótons mais elevada, o único efeito é o de provocar maior emissão de 
elétrons pela superfície; o início da emissão de elétrons se observa na mesma frequência em que há emissão com 
luz de intensidade mais baixa. Quando se usa luz com frequência maior que a do mínimo, o excesso de energia 
do fóton faz com que o elétron escape do átomo com mais velocidade. 
 
A energia necessária para remover um elétron 
da superfície de um metal é chamada de função de 
trabalho do metal e é representada por  (fi 
minúsculo). 
 
Assim temos: 
.Ec h v = − 
Onde: Ec é a energia cinética do elétron ejetado; 
hv é a energia fornecida pelo fóton 
 é a energia necessária para ejetar o elétron 
 
 
 
 
As experiências com as células fotoelétricas mostravam que só havia ejeção de elétrons pela superfície 
quando a luz incidente tinha um mínimo de frequência. Se a frequência fosse menor que o mínimo, nenhum efeito 
era observado, independente da intensidade da luz. Entretanto, se a frequência fosse maior do que este mínimo, o 
aumento da intensidade da luz provocava uma corrente elétrica maior, porque ocorria a ejeção de maior 
quantidade de elétrons... 
Einstein mostrou que todas essas observações experimentais podiam ser explicadas pela combinação da 
relação de Planck, entre a energia e a frequência da radiação, com a ideia de que a luz podia ser descrita não 
somente como tendo apenas propriedades ondulatórias mas também como tendo propriedades corpusculares 
quantizadas. Einstein admitiu que as partículas de luz sem massa, que hoje chamamos fótons, eram pacotes de 
energia. A energia de cada fóton é proporcional à frequência da radiação, de acordo com a lei de Planck (Equação 
2). 
O efeito fotoelétrico pode ser explicado sem dificuldade com a proposta de Einstein. É fácil imaginar que 
uma partícula com alta energia tenha que colidir com um átomo para provocar a liberação de um elétron pelo 
átomo. Também é razoável aceitar a ideia de que um elétron só possa ser arrancado do átomo se houver um 
mínimo de energia. Se a radiação eletromagnética puder ser imaginada como uma corrente de fótons, como 
propunha Einstein, então quanto maior for a intensidade da luz, mais fótons estarão na corrente. Logo, os átomos 
da superfície do metal não perdem elétrons quando o metal é bombardeado por milhões de fótons, caso nenhum 
dos fótons tenha energia suficiente para remover um elétron de um átomo. Uma vez excedida a energia mínima 
crítica (isto é, a frequência mínima da luz), a energia de cada fóton é suficiente para liberar um elétron de um 
átomo do metal. Tendo este mínimo de energia, quanto mais fótons colidirem com a superfície, mais elétrons 
serão liberados. Daí decorre a relação entre a intensidade da luz e o número de elétrons ejetados. 
 
2.4. Espectros Atômicos de Raias 
 
 
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O espectro de luz branca, como o de um filamento de uma lâmpada incandescente ou o da luz solar, tem 
uma estrutura semelhante a um arco-íris, conforme se vê na Figura 6. Este espectro,com luz de todos os 
comprimentos de onda, é denominado espectro contínuo. 
Quando um elemento gasoso em 
pressão baixa é sujeito a um campo elétrico 
intenso (imposto por uma alta voltagem), os 
átomos absorvem energia e se diz que estão 
“excitados”. Estes átomos excitados emitem 
luz. Entretanto, esta luz é diferente da que é 
emitida pelos objetos aquecidos. Ao contrário 
de um espectro contínuo de comprimentos de 
onda, os átomos excitados na fase gasosa 
emitem somente certos comprimentos de 
onda da luz. Sabemos disto porque quando 
esta luz passa através de um prisma, somente 
vemos umas poucas “linhas” coloridas. Este 
espectro é denominado espectrode emissão 
de raias (ou de linhas). 
Os espectros de raias da luz visível 
emitidos pelos átomos excitados de 
hidrogênio, mercúrio e neônio aparecem na 
(Figura 7). Observe que cada elemento tem 
um espectro de raias próprio. 
 
 
Figura 6. Espectros da luz branca, formado pela refração num prisma. 
 
Uma das questões que no final do século XIX os cientistas tentavam resolver era a razão de os átomos 
gasosos emitirem radiações com somente determinadas frequências. Fizeram-se muitas tentativas de encontrar 
relações matemáticas entre as frequências observadas. 
O primeiro passo nesta direção foi dado por Johann Balmer (1825-1898) e depois por Johannes Rydberg 
(1854-1919). Eles desenvolveram uma equação – conhecida como equação de Rydberg – a partir da qual era 
possível calcular o comprimento de onda das raias vermelha, verde e azul na região visível do espectro de 
emissão dos átomos de hidrogênio (Figura 7). 
 
 
λ 2 2
1 1 1
R
2 n
 
= − 
 
 n > 2 [3] 
 
Nesta fórmula, n é um inteiro associado a cada raia, e R é uma constante, denominada hoje constante de 
Rydberg, cujo valor é 1,0974 X 107 m–1. Se n = 3, tem-se o comprimento de onda da raia vermelha do espectro 
do hidrogênio (6,563 X 10–7 m ou 656,3 nm). Se n = 4, tem-se o comprimento de onda da raia verde, e se n = 5, o 
da raia azul. Esse grupo de raias visíveis (juntamente com outras, dadas por n = 6, 7, 8 etc.) é conhecido como 
série de Balmer do hidrogênio. 
 
 
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Figura 7. Espectros de emissão de raias do hidrogênio, mercúrio e neônio. Os elementos gasosos excitados 
emitem espectros característicos que podem ser usados para identificar os elementos e também para determinar 
os teores dos elementos numa amostra. 
 
2.5. Modelo de Bohr do Átomo de Hidrogênio 
 
Foi Niels Bohr, um físico dinamarquês, quem ofereceu a primeira explicação sobre os espectros dos átomos 
excitados relacionando-os com as ideias quânticas de Planck e de Einstein. Para Bohr, o modelo mais simples de 
um átomo de hidrogênio era o de um modelo planetário, isto é, o elétron se deslocava numa órbita circular em 
torno do núcleo, do mesmo modo que os planetas se movem ao redor do Sol. O problema deste modelo, porém, 
era que a física clássica determinava que o átomo não poderia existir com esta organização. Conforme as teorias 
da época, o elétron carregado em movimento no campo elétrico positivo do núcleo iria perder energia. Ao final, o 
elétron cairia no núcleo, de maneira semelhante à queda de um satélite artificial na superfície da Terra, provocada 
pelo atrito na atmosfera terrestre. Este evidentemente não é o caso, pois se isso ocorresse a matéria 
eventualmente seria destruída. 
Para resolver a contradição com as leis da física clássica, o problema da estabilidade dos átomos, Bohr 
adotou a ideia de que o elétron do átomo de hidrogênio só poderia ocupar certas órbitas ou níveis de energia nos 
quais ele era estável. A energia do elétron no átomo estaria então “quantizada”. Combinando este postulado de 
quantização com as leis do movimento da física clássica, Bohr mostrou que a energia possuída pelo elétron na n-
ésima órbita do átomo de H é dada pela equação simples 
 
 Energia do n-ésimo nível = En = 
2
−
Rhc
n
 [4] 
 
onde R é uma constante de proporcionalidade (a constante de Rydberg), h é a constante de Planck e c é a 
velocidade da luz. A cada órbita permitida está associado um número adimensional n, inteiro, com os valores 1, 2, 
3 etc. (sem valores fracionários). Este inteiro é o que se denomina hoje número quântico principal do elétron. 
No modelo de Bohr, o raio das órbitas circulares aumenta quando n aumenta. A órbita de energia mais 
baixa ou mais negativa, com n = 1, é a mais próxima do núcleo, e o elétron do átomo de hidrogênio está, 
normalmente, neste nível de energia. Quando um átomo está com seus elétrons nos níveis de energia mais baixos 
possíveis se diz que está no estado fundamental. 
É necessário dar energia ao átomo para afastar o elétron do núcleo, pois o núcleo positivo e o elétron 
negativo atraem-se mutuamente. Quando o elétron do átomo de hidrogênio ocupa uma órbita com n maior do que 
1, o átomo tem mais energia do que no estado fundamental (a sua energia é menos negativa) e se diz que está 
num estado excitado. 
Pode-se imaginar que os níveis de energia no modelo de Bohr assemelham-se aos degraus de uma escada 
que sobe das fundações do “edifício atômico” Cada degrau representa um nível de energia quantizado; ao subir a 
escada você pode parar em qualquer degrau, mas não entre os degraus. Observe que a diferença entre esta 
analogia e as escadas reais é a de que a “distância” entre os degraus na escada de Bohr fica cada vez menor à 
medida que n aumenta. 
 
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Uma hipótese importante da teoria de Bohr é a de que um elétron, num átomo, permanece no seu nível de 
energia mais baixo a menos que seja perturbado. 
Quando 
o elétron do átomo de H tem n = 1, e, portanto, está no seu estado 
fundamental, a energia tem um grande valor negativo. Quando se sobe “um 
degrau”, de modo que se alcança o nível n = 2, o elétron está menos atraído 
pelo núcleo e a energia do elétron com n = 2 é menos negativa. Então, para 
deslocar o elétron do estado com n = 1 para o estado com n = 2, o átomo 
deve absorver energia, tal e qual é necessário dispor de energia para subir 
uma escada. Dizemos então que o elétron está excitado (Figura 9) 
Com a equação de Bohr, podemos calcular a quantidade de energia 
necessária para levar o átomo de H do estado fundamental até o primeiro 
estado excitado (n = 2). 
E = Eestado final – Eestado inicial 
Como Efinal tem n = 2 e Einicial tem n = 1, E é 
E = E2 – E1 =
2 2
Rhc Rhc
2 1
   
− − −   
   
=
3
4
 
 
 
Rhc = 0,75 Rhc 
 = 0,75 (1312 kJ/mol) 
 = 984 kJ/mol de átomos de H 
A quantidade de energia que deve ser absorvida pelo átomo, de modo 
que o elétron possa passar do primeiro para o segundo estado de energia, é 
0,75Rhc, nem mais nem menos. Se o átomo receber 0,7Rhc ou 0,8Rhc, não 
será possível a transição entre os estados. Os níveis de energia do átomo de 
H são quantizados, e, por isso, somente certas quantidades de energia 
podem ser absorvidas ou emitidas. 
O movimento de um elétron de um estado de baixo n para outro de alto 
n é um processo endotérmico; há absorção de energia e o valor de E é 
positivo. O processo oposto, de um elétron “caindo” do nível de n alto para 
outro de n mais baixo, é um processo em que há emissão de energia. Por 
exemplo, numa transição de n = 2 para n = 1. 
 
 
Figura 8. Níveis de energia no 
modelo atômico de Bohr. As 
energias do elétron num átomo 
de hidrogênio dependem do 
valor do número quântico 
principal n(E
n
 = – Rhc/n2). As 
energias estão em joules por 
átomo. Observe que a diferença 
entre os estados de energia 
sucessivos fica cada vez menor 
à medida que fica n maior. 
 
Dependendo da energia injetada numa população de átomos de H, alguns átomos terão os respectivos 
elétrons excitados de n = 1 para n = 2 ou 3 ou para estados mais altos. Depois de absorver a energia, os elétrons 
retomam naturalmente a níveis mais baixos (ou diretamente, ou através de uma série de etapas, para o estado n = 
1) e emitem a energia que o átomo absorveu inicialmente. Isto é, há emissão de energia no processo, e esta 
energia aparece como luz. Esta é a origem das raias observadas no espectro de emissão dos átomos de H, e a 
mesma explicação vale, em princípio, para os átomos de outros elementos. 
 
 
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A equação de Bohr pode ser escrita das seguintes formas: 
 
18
2
2,18.10
/E J partícula
n
−
= − ou 
2
13,6
E eV
n
= − 
 
1eV  1,6.10-19 Joules, por isso - 2,179.10-18 J  -13,6 eV. 
Elétron-volt é a energia cinética adquirida por um elétron, no vácuo, quando submetido a uma diferença de 
potencial de 1 volt. 
 
Observe a figura seguinte que mostra as raias dos espectros do hidrogênio nas regiões visível (série de 
Balmer), ultravioleta (série de Lyman) e infravermelho (séries de Paschen, Brackett e Pfund) e os saltos de 
elétrons associados às raias. 
 
 
 
Para o hidrogênio, a série das raias de emissão na região do ultravioleta (a chamada série de Lyman, 
Figura 10), provém dos elétrons que passam de estados com n maior do que 1 para o estado com n = 1. A série 
de raias com energias na região do visível – a série de Balmer – provém de elétrons que passam de estados com 
n = 3 ou mais para o estado com n = 2. 
Em resumo, compreendemos agora que a origem dos espectros atômicos é o movimento dos elétrons entre 
estados de energia quantizados. A energia de uma dada raia (linha de emissão) nos átomos de hidrogênio 
excitados é 
 
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 E = Efinal – Einicial 
 = – Rhc 
2 2
final inicial
1 1
n n
 
−  
 
 onde Rhc é 1.312 kJ/mol 
 
 
 
Figura 10. Algumas transições do elétron que podem ocorrer num átomo de H excitado. As raias na região do 
ultravioleta provêm de transições para o nível n = 1. (Esta série de raias é a série de Lyman.) As transições de níveis com 
valores de n maiores que 2 para o nível n = 2 ocorrem na região do visível (série de Balmer). As raias na região do 
infravermelho provêm das transições dos níveis com n maior que 3 ou 4 para o nível com n = 3 ou 4. (Só está ilustrada a 
série que termina em n = 3.) 
 
 
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Quando um átomo sofre uma transição de um estado 
de energia mais alta para um estado de energia mais 
baixa, ele perde energia que é emitida como um 
fóton. Quanto maior for a energia perdida, maior será 
a frequência e menor será o comprimento de onda da 
radiação emitida. O inverso é verdadeiro. 
 
 
 
2.6. Modelo Atômico de Sommerfeld 
 
Com a utilização de espectroscópios de melhor resolução e de técnicas mais avançadas na análise dos 
espectros de emissão dos elementos cujos átomos possuem mais de 1 elétron, foi possível observar que as raias 
consideradas anteriormente constituídas por uma única linha eram, na verdade, um conjunto de linhas distintas 
muito próximas umas das outras. 
Estava descoberta a chamada estrutura fina dos espectros de emissão 
O desdobramento das linhas do espectro indica que os níveis energéticos (n) são constituídos por subníveis 
de energia (l) bastante próximos. 
O esquema a seguir mostra o desdobramento de níveis energéticos e a correspondente emissão de 
radiações de frequências próximas, f’ e f’’. 
 
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Para explicar esta multiplicidade das raias espectrais verificadas experimentalmente, em 1915 o físico 
alemão Arnold Sommerfeld (1868-1951) deduziu algumas equações semelhantes às de Bohr, que indicavam o 
seguinte: 
Cada nível de energia n está dividido em n subníveis, correspondentes a uma órbita circular e a n-1 órbitas 
elípticas de diferentes excentricidades. O núcleo do átomo ocupa um dos focos da elipse. 
O primeiro nível (n = 1) possui apenas 1 órbita circular. 
O segundo nível (n = 2) possui 1 órbita circular e 1 órbita elíptica. 
O terceiro nível (n = 3) possui 1 órbita circular e 2 órbitas elípticas. 
O quarto nível (n = 4) possui 1 órbita circular e 3 órbitas elípticas. 
 
 
 
 
 
Assim para o quinto nível (n = 5) existe 1 órbita 
circular e 4 órbitas elípticas. Veja a figura ao lado. 
 
Número quântico azimutal ou número quântico do 
momento angular (l) 
s (l=0); p (l=1); d (l=2); f (l=3); g (l=4); h (l=5); 
 
 
 
 
 
 
2.7. As propriedades ondulatórias do elétron 
 
Einstein usou o efeito fotoelétrico para demonstrar que a luz, a que se atribui comumente propriedades 
ondulatórias, também pode ser imaginada em termos de partículas ou de fótons sem massa. 
Em 1925, de Broglie propôs que a um elétron livre, de massa m, movendo-se com a velocidade v, fosse 
associado um comprimento de onda dado pela equação 
 
 
.h c
E

= ; 
2.E m c= ; 
2.
.
h c
m c

= ; 
.
h
m c
 = ou 
.
h
m v
 = [5] 
Esta ideia, era revolucionária, pois ligava as propriedades corpusculares do elétron (m e ) a uma 
propriedade ondulatória (). Logo depois foi obtida prova experimental dessa hipótese. 
 
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A equação de de Broglie sugere que a qualquer partícula em movimento está associado um comprimento 
de onda. Porém, para  ser suficientemente grande para ser medido, o produto de m e  deve ser muito pequeno, 
pois h é muito pequeno. 
 
2.8. O átomo na mecânica ondulatória 
 
O objetivo de construir uma teoria abrangente do comportamento dos elétrons nos átomos a partir da ideia 
de o elétron ser um corpúsculo. Erwin Schrödinger (1887-1961), um físico austríaco, trabalhava 
independentemente mas usava a hipótese de de Broglie de que o elétron num átomo poderia ser descrito por 
equações do movimento ondulatório. 
A abordagem de Schrödinger deu resultados corretos para algumas propriedades. Por esta razão, a 
abordagem de Schrödinger prevalece até os dias de hoje. De forma geral, o tratamento teórico do comportamento 
atômico desenvolvido por Bohr, Schrödinger e seus seguidores é denominado mecânica quântica, ou mecânica 
ondulatória. 
 
2.9. O Princípio da Incerteza 
 
Antes de apreciar o modelo de Schrödinger para o comportamento dos elétrons no átomo, é conveniente 
comentar o grande debate que incendiou a física no início do século XX. A sugestão de de Broglie de o elétron ser 
descrito mediante uma onda foi confirmada pela experiência. Por outro lado, a experiência de J. J. Thomson para 
medir a razão entre a carga e a massa do elétron mostrara que o elétron exibia propriedades de uma partícula. 
O que tem a ver com os elétrons nos átomos essa dualidade onda-partícula? Werner Heisenberg (1901-
1976) e Max Born (1882-1970) proporcionaram a resposta. Para explicar o comportamento dos elétrons nos 
átomos, parece mais razoável admitir que os elétrons têm propriedades ondulatórias. Se for este o caso, 
Heisenberg concluiu que era impossível conhecer simultaneamente e com exatidão a posição e o momento de 
uma pequena partícula, tal como um elétron. Momento é o produto da massa vezes a velocidade. 
Com base na ideia de Heisenberg, que é chamada hoje princípio da incerteza de Heisenberg. 
 
2.10. O Modelo de Schrödinger para o Átomo de Hidrogênio e as Funções de Onda 
O modelo de Schrödinger para o átomo de hidrogênio 
baseia-se na hipótese de o elétron ser descrito como uma onda 
de matéria e não como uma pequenina partícula orbitando o 
núcleo. 
As funções de onda, que simbolizamos pela letra grega 
 (psi), caracterizam o elétron como uma onda de matéria. Os 
seguintes pontos são relevantes: 
1. Somente certas vibrações, asdas ondas estacionárias 
(veja Figura 4) podem ser observadas numa corda 
vibrante. Analogamente, o comportamento do elétron num 
átomo se descreve apropriadamente por uma onda 
estacionária. 
2. Cada função de onda  corresponde a um valor de energia 
permitido para o elétron. 
3. Os pontos 1 e 2 correspondem a dizer que a energia do 
elétron é quantizada. 
 
 
 
4. Cada função de onda  pode ser interpretada em termos de probabilidade. O quadrado de  dá a 
probabilidade de se encontrar o elétron numa certa região do espaço. Cientistas se referem a isto como sendo 
a densidade de elétrons numa dada região do espaço. 
 
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5. As ondas de matéria dos estados de energia permitidos são os orbitais. 
 
6. Para resolver a equação de Schrödinger de um elétron no espaço tridimensional, é necessário introduzir três 
números inteiros –– os números quânticos n,  e m. Estes números quânticos só podem assumir certas 
combinações de valores. Usaremos estas combinações para definir os estados de energia e os orbitais 
disponíveis para o elétron. 
 
3. Números Quânticos 
 
Num espaço tridimensional são necessários três números para descrever a localização de um objeto no 
espaço. Para a descrição ondulatória do elétron num átomo, esta exigência leva aos três números quânticos n,  
e m. Antes de interpretar estes três números quânticos, é importante dizer que: 
• Os números quânticos n,  e m são todos inteiros, mas seus valores não podem ser escolhidos 
aleatoriamente. 
• Os três números quânticos (e os valores que podem assumir) não são parâmetros criados “voluntariamente” 
pelos cientistas. 
 
3.1. Número Quântico Principal, n = 1, 2, 3, ... 
 
O número quântico principal n pode ter qualquer valor inteiro de 1 até infinito. Como o nome implica, é o 
número quântico mais importante, pois o valor de n é o fator principal na determinação da energia de um elétron. 
Para o átomo de hidrogênio (com seu único elétron) a energia do elétron varia somente com o valor de n e é dada 
pela mesma equação obtida por Bohr para o átomo de H: En = – Rhc/n2. O valor de n também é uma medida do 
tamanho do orbital que corresponde a este valor de n: quanto maior o valor de n, maior o orbital do elétron. 
Cada elétron é identificado pelo seu valor de n. Em átomos com mais de um elétron, dois ou mais elétrons 
podem ter o mesmo valor de n. Estes elétrons ocupam, então, uma mesma camada eletrônica. 
 
3.2. Número Quântico do Momento Angular  = 0, 1, 2, 3, ..., n – 1 
 
Os elétrons de uma dada camada agrupam-se em subcamadas, cada qual caracterizada por um valor do 
número quântico  e por uma forma característica. Para a camada n, são possíveis n sub-camadas diferentes, 
cada qual correspondente a um dos n diferentes valores de . Cada valor de  corresponde a uma forma diferente 
do orbital ou a um tipo diferente de orbital. 
O valor de n limita o número de subcamadas possíveis, pois a n-ésima camada não pode ter  maior que n 
– 1. Assim, para n = 1, a regra nos diz que  é igual a 0 e somente a 0. Como  só pode ter um valor quando n = 1, 
só é possível uma subcamada para um elétron com n = 1. Quando n = 2,  pode ser ou 0 ou 1. Como são 
possíveis dois valores de , existem duas subcamadas na camada eletrônica com n = 2. 
Os valores de  são usualmente simbolizados por letras, conforme o seguinte esquema: 
 
 
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 Valor de  Símbolo da Subcamada Correspondente 
 
 0 s 
 1 p 
 2 d 
 3 f 
 
3.3. Número Quântico Magnético, m = 0, ± 1, ± 2, ± 3, ..., ±  
 
O número quântico magnético, m, especifica a que orbital, dentro de uma subcamada, o elétron pertence. 
Os orbitais numa dada subcamada diferem somente pela orientação no espaço, não pela sua forma. 
O valor de  limita os valores inteiros atribuídos a m: m pode ir de + até –, com o 0 incluído. Por 
exemplo, quando  = 2, m tem cinco valores: + 2, + 1, 0, –1, –2. O número de valores de m para uma dada 
subcamada (= 2 + 1) especifica o número de orientações que existem para os orbitais desta subcamada e, 
portanto, o número de orbitais na subcamada. 
 
3.4. Informação Útil dos Números Quânticos 
 
Os três números quânticos que mencionamos constituem uma espécie de “código postal” dos elétrons. 
Dizem-nos em que camada o elétron está (n), em que subcamada na camada () e em que orbital na subcamada 
(m). 
 
Tabela 2. Relação entre os valores de n,  e m, até n = 4. 
 
3.5. As formas dos orbitais atômicos 
Vamos analisar agora a questão da forma e orientação dos orbitais. 
 
3.5.1. Orbitais s 
 
 
 
 
 
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3.5.2 Orbitais p 
 
 
3.5.3. Orbitais d 
 
3.5.4. Orbitais f 
Os sete orbitais f têm todos  = 3, o que significa que em cada um existem 3 superfícies nodais. Isto faz com 
que a visualização destes orbitais seja mais complicada. 
 
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3.6. O Spin do Elétron 
 
Três números quânticos (n,  e m) nos permitem definir o orbital de um elétron. Para descrever de forma 
completa o estado dos elétrons num átomo multieletrônico, é necessário um outro número quântico, o número 
quântico magnético do spin do elétron, ms. 
Nos anos 1920, os químicos teóricos perceberam que, por causa de os elétrons interagirem com um campo 
magnético, deveria haver uma propriedade particular para caracterizar a estrutura eletrônica dos átomos. Logo se 
verificou experimentalmente que o elétron se comportava como se tivesse rotação (spin) própria, tal e qual a Terra 
em torno do seu eixo. Para entender esta propriedade e a sua relação com a estrutura atômica, devemos 
compreender o fenômeno geral do magnetismo. 
 
3.6.1. Magnetismo 
A agulha de uma bússola, em um certo local da Terra, sempre aponta para uma dada direção. A agulha é 
um ímã, como uma barra de ferro imantada. Em 1600, William Gilbert (1544-1603) concluiu que a Terra era um 
grande ímã esférico, envolto por um campo magnético (Figura 14). A agulha da bússola era “atraída” pelo campo, 
e uma das suas extremidades apontava, aproximadamente, para o pólo norte geográfico. Assim, dizemos que a 
ponta da agulha que aponta para o norte é o “pólo norte magnético”, ou simplesmente o “pólo norte”, identificado 
pela letra N. A outra extremidade da agulha é o “pólo sul” e é identificada por S. 
Pólos magnéticos de mesma identificação (N-N ou S-S) se repelem, e pólos opostos (N-S) se atraem. Como 
o pólo norte magnético da agulha da bússola aponta para o pólo norte geográfico, isto quer dizer que este pólo, na 
realidade, é o pólo sul da Terra. 
 
 
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Figura 14. O campo magnético da Terra e o de uma barra imantada. As linhas do campo 
saem, convencionalmente, de uma extremidade denominada “pólo norte magnético”, N, e se 
encurvam para o “pólo sul magnético”, S. O pólo norte geográfico da Terra, denominado assim 
antes da introdução do termo “pólo magnético”, é o pólo sul magnético da Terra. 
 
3.6.2. Paramagnetismo e Elétrons Desemparelhados 
 
A maioria das substâncias –– por exemplo, giz, 
sal de cozinha, tecidos –– é ligeiramente repelidapor 
um ímã forte. São substâncias diamagnéticas. 
Outras substâncias, ao contrário, como muitos metais 
e certos compostos, são atraídas pelo campo 
magnético. São denominadas paramagnéticas, e a 
grandeza do efeito pode ser determinada num 
aparelho como o ilustrado na (Figura 15). 
O magnetismo da maior parte dos materiais 
paramagnéticos é tão pequeno que só pode ser 
observado na presença de campos magnéticos 
intensos. Por exemplo, o oxigênio que respiramos é 
paramagnético e fica preso nos pólos de um ímã 
forte. Não se aglomera, porém, nos ímãs fracos, 
como os que servem para fixar avisos e enfeites na 
porta da geladeira. Outros materiais são muito 
magnéticos, e é fácil observar os efeitos que 
provocam. Entre os exemplos citam-se o mineral 
magnetita, Fe2O3, e a liga com o nome comercial 
Alnico (de AI, Ni, Co). Estes materiais são chamados 
ferromagnéticos e são deles os pequenos 
dispositivos magnéticos de uso doméstico. 
 
 
 
O paramagnetismo e o ferromagnetismo provêm dos spins dos elétrons. Um elétron num átomo tem as 
propriedades magnéticas que se esperam de uma partícula com carga elétrica que gira em torno de um eixo. O 
que nos interessa aqui é a relação entre o spin e a organização dos elétrons no átomo. As experiências mostram 
 
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que, se um átomo com um só elétron desemparelhado for colocado num campo magnético, existem 
exclusivamente duas orientações possíveis para o spin do elétron. Isto é, o spin do elétron é quantizado. A uma 
orientação se associa o número quântico do spin ms = +1/2 e a outra o valor ms = -1/2. 
 
O spin do elétron foi primeiro detectado 
experimentalmente por dois cientistas alemães, 
Otto Stern e Walter Gerlach, em 1920. Eles 
aproveitaram o fato de que uma carga elétrica 
em movimento gera um campo magnético e, por 
isto, um elétron com spin deveria se comportar 
como um pequeno ímã. 
Para executar seu experimento (veja a 
ilustração), Stern e Gerlach removeram todo o 
ar de um vaso e fizeram passar por ele um 
campo magnético muito pouco homogêneo. 
Eles, então, injetaram um feixe fino de átomos 
de prata pelo vaso na direção de um detector. 
Os átomos de prata têm 46 elétrons 
emparelhados e um elétron desemparelhado, o 
que faz com que o átomo comporte-se como um 
elétron desemparelhado que se desloca sobre 
uma plataforma pesada, o resto do átomo. 
 
 
 
Se o elétron tem spin e se comporta como uma bola que gira, o eixo de giro poderia apontar em qualquer 
direção. O elétron, então, deveria comportar-se como um ímã que poderia adotar qualquer orientação em relação 
ao campo magnético aplicado. Neste caso, uma faixa larga de átomos de prata deveria aparecer no detectar, 
porque o campo atrairia os átomos de prata diferentemente, de acordo com a orientação do spin. Foi exatamente 
isso que Stern e Gerlach observaram quando fizeram o experimento pela primeira vez. 
Esse resultado inicial era enganador. O experimento é difícil porque os átomos colidem um com o outro no 
feixe. Um átomo que se move em uma direção pode ser facilmente empurrado pelos vizinhos em outra direção. 
Quando Stern e Gerlach refizeram o experimento, eles usaram um feixe de átomos muito menos denso, reduzindo 
assim o número de colisões entre os átomos. Nessas condições, eles viram duas bandas estreitas. Uma banda 
era formada pelos átomos que passavam pelo campo magnético com uma orientação de spin e a outra, pelos 
átomos de spin contrário. As duas bandas estreitas confirmaram que um elétron tem spin e também que ele pode 
adotar somente duas orientações. 
O spin do elétron é a base da técnica experimental chamada de ressonância paramagnética do elétron 
(EPR), que é usada para estudar as estruturas e movimentos de moléculas e íons que têm elétrons 
desemparelhados. A técnica baseia-se na detecção da energia necessária para fazer passar um elétron de uma 
das orientações de spin para a outra. Como o experimento de Stern e Gerlach, ela só funciona com íons ou 
moléculas que têm elétrons desemparelhados. 
 
 
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Figura 16. Quantização do spin do elétron. Como o elétron se comporta como se fosse um “microímã” em relação 
ao campo magnético, somente são possíveis duas orientações do spin. Qualquer outra é proibida. Então, 
podemos dizer que o spin do elétron é quantizado. 
 
Quando um elétron está num orbital do átomo, a orientação do spin do elétron pode assumir qualquer um 
dos dois valores de ms. Observamos, experimental-mente, que os átomos de hidrogênio, cada qual com um só 
elétron, são paramagnéticos; num campo magnético externo, os ímãs dos elétrons se alinham com o campo –– 
como a agulha de uma bússola –– e sofrem uma força atrativa. No hélio, dois elétrons ocupam o mesmo orbital 
1s, e podemos confirmar experimental-mente esta ocupação verificando que o hélio é diamagnético. Para explicar 
esta observação, admitimos que os elétrons que estão num mesmo orbital têm orientações de spin opostas; 
dizemos que os respectivos spins estão emparelhados. Isto significa que o campo magnético de um elétron é 
“cancelado” pelo campo magnético do outro elétron. 
Resumindo, o paramagnetismo ocorre em substâncias constituídas por íons ou átomos com elétrons 
desemparelhados. Os átomos em que todos os elétrons estão emparelhados com elétrons de spins opostos são 
diamagnéticos. Esta explicação abre o caminho para o entendimento da configuração dos átomos multieletrônicos. 
 
3.6.3. Propriedades Magnéticas - complemento 
As propriedades magnéticas das espécies químicas (átomos, íons ou moléculas) estão diretamente 
relacionadas com as configurações eletrônicas e decorrem da interação do spin dos elétrons com o campo 
magnético ao qual está submetido. 
Nas espécies com elétrons emparelhados (orbitais cheios), as substâncias são “diamagnéticas” e não se 
magnetizam sob a ação do campo magnético. 
A condição necessária para o “paramagnetismo” (interação com o campo magnético) é a presença de 
orbitais com elétrons desemparelhados, ou seja, com pelo menos um orbital semipreenchido. Portanto é de se 
esperar que todo átomo de número atômico ímpar seja paramagnético. 
Num conjunto de átomos paramagnéticos, de acordo com a experiência de Stern-Gerlanch, 50% dos 
elétrons têm spin – ½ e os outros 50% têm spin + ½ e esta mistura de átomos se desdobra em dois feixes. 
Quando o paramagnetismo é muito forte e, como consequência, os átomos se mantêm magnetizados 
mesmo na ausência do campo, diz-se que ocorre “ferromagnetismo”; casos particulares dos metais ferro, níquel 
e cobalto (metais de transição externa) e os metais gadolínio e disprósio (metais de transição interna). 
Embora em sua grande maioria os elementos químicos sejam paramagnéticos, os compostos formados 
por estes, normalmente não o são, visto que muitas vezes se formam cátions isoeletrônicos de gases nobres, ou 
moléculas que apresentam compartilhamento (covalência) de elétrons. 
 
 
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Elemento Químico Configuração do átomo Configuração do íon 
Sódio 11Na  1s2; 2s2; 2p6; 3s1 11Na+  1s2; 2s2; 2p6; 3s0 
Alumínio 13Al  1s2; 2s2; 2p6; 3s2; 3p1 13Al+3  1s2; 2s2; 2p6; 3s0; 3p0 
Oxigênio 8O  1s2; 2s2; 2p4 8O2–  1s2; 2s2; 2p6 
 
Observação: 
As moléculas são quase sempre diamagnéticas, porque em suas ligações covalentes ocorre 
emparelhamento dos elétrons, porém, em alguns casos, podem-se formar moléculas paramagnéticas com um 
número ímpar de elétrons. 
Exemplo: 
2NO 15 elétrons [7 8]
Nitrogênio Z 7 e Oxigênio Z 8
NO 23 elétrons [7 (2x8)]
=  + 
= =
=  + 
 
 
3.7. O Princípio da exclusão de Pauli 
 
Para tornar a mecânica quântica coerente com os resultados experimentais, o físico austríaco Wolfgang 
Pauli (1900-1958) enunciou, em 1925, o princípio da exclusão: Em um átomo, dois elétrons quaisquer não 
podem ter o mesmo conjunto dos quatro números quânticos (n, , m e ms). Este princípio leva a outra conclusão 
importante: nenhum orbital atômico pode conter mais do que dois elétrons. 
O orbital 1s do átomo de H tem o conjunto de números quânticos n = 1,  = 0, m = 0. Não é possível outro 
conjunto. Se um elétron estiver neste orbital, é necessário, também, caracterizar o seu spin. Imaginemos que o 
orbital seja representado por uma “caixa” e o elétron, por uma seta. Uma representação da configuração eletrônica 
do átomo de H seria então a seguinte, onde a “seta do spin do elétron” foi arbitrariamente orientada para cima. 
Elétron no orbital 1s = Conjunto de números quânticos 
 1s n = 1, = 0, m= 0, ms= 
1
2
+ 
Se num dado orbital estiver apenas um elétron, a seta do spin do elétron pode apontar para cima ou para 
baixo. Então, uma representação equivalente à anterior seria 
Elétron no orbital 1s = Conjunto de números quânticos 
 1s n = 1, = 0, m= 0, ms= 
1
2
− 
Os diagramas com as “caixas de orbitais” são igualmente convenientes para o átomo de H no seu estado 
fundamental (sem campo magnético): um elétron está no orbital 1s. Para um átomo de hélio, que tem dois 
elétrons, ambos os elétrons ocupam o orbital 1s. Pelo princípio de Pauli, sabemos que cada elétron deve ter um 
conjunto diferente de números quânticos, e então o diagrama com as caixas de orbitais é: 
 
 


 
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Cada um dos dois elétrons no orbital 1s do 
átomo de He tem um conjunto diferente dos quatro 
números quânticos. Os primeiros três números do 
conjunto nos dizem que se trata de um orbital 1s. 
Para o quarto número só há duas escolhas, ms = 
1
2
+ 
ou ms = −
1
2
. Assim, o orbital 1s, e qualquer outro 
orbital atômico, pode ser ocupado, no máximo, por 
dois elétrons, e estes dois elétrons devem ter os spins 
com direções opostas. A consequência 
experimentalmente observada é o diamagnetismo do 
átomo de hélio. 
A camada de elétrons com n = 1, em qualquer 
átomo, pode acomodar no máximo dois elétrons. E a 
camada com n = 2? São n2 = 4 os orbitais na camada 
n = 2: um orbital s e três orbitais p (Tabela 1). Como 
cada orbital pode ser ocupado por dois elétrons, e 
não mais, o orbital 2s pode ter no máximo dois 
elétrons, e os três orbitais 2p acomodam até seis 
elétrons, o que dá oito como o número máximo de 
elétrons com n = 2. Esta análise estende-se às outras 
camadas normalmente observadas nos elementos 
conhecidos na Tabela 1. 
 
 
Tabela 1 • Número de Elétrons colocados nas 
Camadas e Subcamadas do átomo, com n = 1 até 6. 
 
 
*Estes orbitais não são ocupados no estado fundamental de qualquer elemento conhecido. 
Na n-ésima camada eletrônica existem n2 orbitais. Como em cada orbitaI podem existir dois elétrons, o 
número máximo de elétrons nessa camada é 2n2. 
Observe as seguintes relações: 
Número máximo de orbitais por nível: n2 
Número máximo de elétrons por nível: 2n2 
Número máximo de orbitais por subnível: (2l + 1) 
Número máximo de elétrons por subnível: 2.(2l + 1) = (4l + 2) 
A tabela a seguir mostra os quatro números quânticos e os seus significados: 
 
Camada de
Elétrons (n)
Subcamadas
Disponíveis
Orbitais
Disponíveis
(2 + 1)
Número
Possível de
Elétrons na
Subcamada
[2(2 + 1)]
Número
Máximo de
Elétrons na
Camada
n (2n2)
1 s 1 2 2
2 s 1 2 8
p 3 6
3 s 1 2 18
p 3 6
d 5 10
4 s 1 2 32
p 3 6
d 5 10
f 7 14
5 s 1 2 50
p 3 6
d 5 10
f 7 14
g* 9 18
6 s 1 2 72
p 3 6
d 5 10
f 7 14
g* 9 18
h* 11 22
 
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ESTRUTURA ATÔMICA 
Exercícios de Aprendizagem 
 
1. (uece) A primitiva noção de átomo surge na Grécia 
antiga, a partir de Demócrito, Leucipo e Epicuro; 
avança até o século XX enriquecida com outras ideias 
que ajudaram a desenhar o modelo atômico atual. Na 
Coluna I, a seguir, estão listadas algumas 
contribuições para que se chegasse ao modelo atual 
de átomo e na Coluna II, os nomes de seus autores. 
Numere a Coluna II de acordo com a Coluna I, 
associando cada contribuição a seu autor. 
 
Coluna I 
1. Descoberta do elétron 
2. Descoberta do núcleo e da eletrosfera 
3. Descoberta dos níveis de energia dos átomos 
4. Princípio da incerteza 
5. Regra da máxima multiplicidade 
 
Coluna II 
( ) Rutherford 
( ) Thomson 
( ) Hund 
( ) Bohr 
( ) Heisenberg 
 
Assinale a opção contendo a sequência correta, de 
cima para baixo. 
(A) 1, 5, 2, 4, 3 
(B) 2, 4, 1, 3, 5 
(C) 2, 1, 5, 4, 3 
(D) 2, 1, 5, 3, 4 
 
2. (uece) Coube aos filósofos gregos atomistas 
Leucipo, Demócrito (séc. III a.C.) e, depois, Epicuro 
(séc. II a.C.), sugerir a existência do átomo e propor, 
até, uma teoria atômica. Os estudos específicos sobre 
o tema só foram retomados por Dalton, no século XIX. 
Sobre propostas de modelos atômicos, assinale o 
correto. 
(A) Rutherford propôs o primeiro modelo que 
descreve a estrutura quântica do átomo de hidrogênio. 
(B) O modelo de Thomson reduziu o átomo a um 
sistema solar em miniatura, considerando o núcleo 
como se fosse o sol e os elétrons como se fossem os 
planetas. 
(C) Segundo Planck, o átomo só emite ou absorve 
energia quando o elétron passa de um nível de 
energia para outro. 
(D) A dualidade onda-partícula, que é uma 
propriedade fundamental das partículas subatômicas, 
foi enunciada pelo físico Louis De Broglie. 
 
3. (Ita) Em 1803, John Dalton propôs um modelo de 
teoria atômica. Considere que sobre a base conceitual 
desse modelo sejam feitas as seguintes afirmações: 
I - O átomo apresenta a configuração de uma esfera 
rígida. 
II - Os átomos caracterizam os elementos químicos e 
somente os átomos de um mesmo elemento são 
idênticos em todos os aspectos. 
III - As transformações químicas consistem de 
combinação, separação e/ou rearranjo de átomos. 
IV - Compostos químicos são formados de átomos de 
dois ou mais elementos unidos em uma razão fixa. 
Qual das opções a seguir se refere a todas afirmações 
CORRETAS? 
a) I e IV. 
b) II e III. 
c) II e IV 
d) II, III e IV. 
e) I, II, III e IV. 
 
4. (Ufpe) Ao longo da história da ciência, diversos 
modelos atômicos foram propostos até chegarmos ao 
modelo atual. Com relação ao modelo atômico de 
Rutherford, podemos afirmar que: 
( ) foi baseado em experimentos com eletrólise de 
soluções de sais de ouro. 
( ) é um modelo nuclear que mostra o fato de a 
matéria ter sua massa concentrada em um pequeno 
núcleo. 
( ) é um modelo que apresenta a matéria como 
sendo constituída por elétrons (partículas de carga 
negativa) em contato direto com prótons (partículas de 
carga positiva). 
( ) não dá qualquer informação sobre a existência 
de nêutrons. 
( ) foi deduzido a partir de experimentos de 
bombardeio de finas lâminas de um metal por 
partículas ‘. 
 
5. (Ufsc) Uma das principais partículas atômicas é o 
elétron. Sua descoberta foi efetuada por J. J. 
Thomson em uma sala do Laboratório Cavendish, na 
Inglaterra, ao provocar descargas de elevada 
voltagem em gases bastante rarefeitos, contidos no 
interior de um tubo de vidro.Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveirarso de Química – Pr of. 
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36 
 
 
 
No tubo de vidro "A", observa-se que o fluxo de 
elétrons (raios catódicos) colide com um anteparo e 
projeta sua sombra na parede oposta do tubo. 
No tubo de vidro "B", observa-se que o fluxo de 
elétrons (raios catódicos) movimenta um catavento de 
mica. 
No tubo de vidro "C", observa-se que o fluxo de 
elétrons (raios catódicos) sofre uma deflexão para o 
lado onde foi colocada uma placa carregada 
positivamente. 
Observando os fenômenos que ocorrem nos tubos, 
podemos afirmar CORRETAMENTE que: 
(01) gases são bons condutores da corrente elétrica. 
(02) os elétrons possuem massa - são corpusculares. 
(04) os elétrons possuem carga elétrica negativa. 
(08) os elétrons partem do cátodo. 
(16) os elétrons se propagam em linha reta. 
(32) o catavento entrou em rotação devido ao impacto 
dos elétrons na sua superfície. 
Soma ( ) 
 
6. (Ufsc) Rutherford bombardeou uma fina lâmina de 
ouro (0,0001 mm de espessura) com partículas "alfa", 
emitidas pelo Polônio (Po) contido no interior de um 
bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura 
estreita, para dar passagem às partículas por ele 
emitidas. 
Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma 
tela protetora revestida de sulfeto de zinco. 
 
 
Observando as cintilações na tela revestida de sulfeto 
de zinco, Rutherford verificou que muitas partículas 
atravessavam a lâmina de ouro sem sofrerem desvio 
(x), e que poucas partículas sofriam desvio (y). 
Assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 
(01) Partículas possuem carga elétrica negativa. 
(02) Partículas sofrem desvio ao colidirem com 
elétrons nas eletrosferas dos átomos de Au. 
(04) O sulfeto de zinco é um sal. 
(08) Partículas sofrem desvio ao colidirem com o 
núcleo dos átomos de Au. 
(16) O tamanho do átomo é cerca de 10000 a 100000 
vezes maior que o seu núcleo. 
(32) O Polônio de Z = 84 apresenta 4 elétrons no 
último nível de energia. 
 
7. (Unb) O entendimento da estrutura dos átomos não 
é importante apenas para satisfazer à curiosidade dos 
cientistas; possibilita a produção de novas tecnologias. 
Um exemplo disso é a descoberta dos raios catódicos, 
feita pelo físico William Crookes, enquanto estudava 
as propriedades da eletricidade. Tal descoberta, além 
de ter contribuído para um melhor entendimento a 
respeito da constituição da matéria, deu origem aos 
tubos de imagem dos televisores e dos monitores dos 
computadores. Alguns grandes cientistas que 
contribuíram para o entendimento da estrutura do 
átomo foram: Dalton (1766-1844), Rutherford (1871-
1937), Bohr (1885-1962) e Linus Pauling (1901-1994). 
Com relação à estrutura da matéria, julgue os itens 
seguintes. 
(0) Ao passar entre duas placas eletricamente 
carregadas, uma positivamente e outra 
negativamente, as partículas alfa desviam-se para o 
lado da placa negativa. 
(1) O átomo é a menor partícula que constitui a 
matéria. 
(2) Cada tipo de elemento químico é caracterizado por 
um determinado número de massa. 
(3) O modelo atômico que representa exatamente o 
comportamento do elétron é o modelo de Rutherford-
Bohr. 
 
8. (Unb) Uma das perguntas que estudantes de 
Química do ensino médio fazem com frequência é: 
"Qual o modelo de átomo que devo estudar?" Uma 
boa resposta poderia ser. "Depende para que os 
átomos modelados vão ser usados depois..." 
 
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37 
 
Construímos modelos na busca de facilitar nossas 
interações com os entes modelados. É por meio de 
modelos, nas mais diferentes situações, que podemos 
fazer inferências e previsões de propriedades. 
Prováveis modelos de átomos In: Química Nova na 
Escola, n° 3, maio 1996 (com adaptações). 
Julgue os itens a seguir, a respeito de modelos 
atômicos. 
(1) O modelo atômico que explica a dilatação de uma 
barra metálica revela que ela ocorre porque há 
aumento do volume dos átomos. 
(2) Segundo modelo atômico atualmente aceito, o 
número atômico de um elemento químico representa o 
número de prótons que seus átomos possuem. 
(3) O fato de os átomos dos elementos químicos de 
uma mesma família da tabela periódica apresentarem 
propriedades químicas semelhantes associa-se à 
similaridade de suas configurações eletrônicas. 
(4) O modelo atômico de Rutherford descreve o átomo 
de forma exata. 
(5) A formação das substâncias simples e compostas 
pode ser explicada pelo modelo atômico de Dalton. 
 
9. (Fuvest) Há exatos 100 anos, J.J. Thomson 
determinou, pela primeiro vez, a relação entre a 
massa e a carga do elétron, o que pode ser 
considerado como a descoberta do elétron. É 
reconhecida como uma contribuição de Thomson ao 
modelo atômico, 
a) o átomo ser indivisível. 
b) a existência de partículas sub-atômicas 
c) os elétrons ocuparem níveis discretos de energia. 
d) os elétrons girarem em órbitas circulares ao redor 
do núcleo. 
e) o átomo possuir um núcleo com carga positiva e 
uma eletrosfera. 
 
10. (Ufpi) Um elétron no estado excitado pode retornar 
ao estado fundamental de duas formas diferentes 
emitindo fotóns de comprimento de onda (—) de 
acordo com as figuras a seguir: 
 
Assinale entre as opções a equação que relaciona 
corretamente —1, —‚ e —ƒ: 
a) —1 = —‚ + —ƒ 
b) 1/—1 = 1/—‚ + 1/—ƒ 
c) —1 = —‚ . —ƒ 
d) 1/—1 = 1/(—‚ . —ƒ) 
e) 1/—1 = 1/(—‚ + —ƒ) 
ESTRUTURA ATÔMICA 
Exercícios de Fixação 
 
1. (cftmg) São dadas as seguintes informações 
relativas aos átomos hipotéticos X, Y e W: 
- o átomo Y tem número atômico 46, número de 
massa 127 e é isótono de W; 
- o átomo X é isótopo de W e possui número de 
massa igual a 130; 
- o número de massa de W é 128. 
Com essas informações é correto concluir que o 
número atômico de X é igual a 
a) 47. 
b) 49. 
c) 81. 
d) 83. 
 
2. (cftmg) A tabela indica a composição de algumas 
espécies químicas. 
 
 
Com relação a esses dados, é correto afirmar que 
a) I e IV são isótopos. 
b) II e III são isótonos. 
c) I e II são eletricamente neutros. 
d) III e IV pertencem ao mesmo elemento químico. 
 
3. (Pucmg) Assinale a afirmativa que descreve 
ADEQUADAMENTE a teoria atômica de Dalton. 
Toda matéria é constituída de átomos: 
a) os quais são formados por partículas positivas e 
negativas. 
b) os quais são formados por um núcleo positivo e por 
elétrons que gravitam livremente em torno desse 
núcleo. 
c) os quais são formados por um núcleo positivo e por 
elétrons que gravitam em diferentes camadas 
eletrônicas. 
 
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38 
 
d) e todos os átomos de um mesmo elemento são 
idênticos. 
 
4. (Pucrj) Analise as frases abaixo e assinale a 
alternativa que contém uma afirmação incorreta. 
a) Os nuclídeos ¢£C† e ¢¤C† são isótopos. 
b) Os isóbaros são nuclídeos com mesmo número de 
massa. 
c) O número de massa de um nuclídeo é a soma do 
número de elétrons com o número de nêutrons. 
d) A massa atômica de um elemento químico é dada 
pela média ponderada dos números de massa de 
seus isótopos. 
e) Os isótonos são nuclídeos que possuem o mesmo 
número de nêutrons. 
 
5. (Pucrs) Um experimento conduzido pela equipe de 
Rutherford consistiu no bombardeamento de finas 
lâminas de ouro, para estudo de desvios de partículas 
alfa. Rutherford pôde observar que a maioria das 
partículas alfa atravessava a fina lâmina de ouro, uma 
pequena parcela era desviada de sua trajetória e uma 
outra pequena parcela era refletida. Rutherford então 
idealizou um outro modelo atômico, que explicava os 
resultados obtidosno experimento. 
Em relação ao modelo de Rutherford, afirma-se que 
I. o átomo é constituído por duas regiões distintas: o 
núcleo e a eletrosfera. 
II. o núcleo atômico é extremamente pequeno em 
relação ao tamanho do átomo. 
III. os elétrons estão situados na superfície de uma 
esfera de carga positiva. 
IV. os elétrons movimentam-se ao redor do núcleo em 
trajetórias circulares, denominados níveis, com valores 
determinados de energia. 
As afirmativas corretas são, apenas, 
a) I e II 
b) I e III 
c) II e IV 
d) III e IV 
e) I, II e III 
 
6. (Uece) Dissolva NaCØ em água. Em seguida, 
mergulhe um pedaço de madeira na solução, retire-o e 
deixe secar. Ao queimá-lo, aparece uma chama 
amarela. Este fenômeno ocorre porque: 
a) o calor transfere energia aos elétrons desta 
substância, fazendo com que eles se desloquem para 
níveis energéticos mais altos, emitindo luz 
b) o calor transfere energia aos elétrons desta 
substância , fazendo com que eles se desloquem para 
níveis energéticos mais baixos, emitindo luz 
c) o calor transfere energia aos elétrons desta 
substância fazendo com que eles se desloquem para 
níveis energéticos mais altos. Quando estes elétrons 
"excitados" voltam a níveis energéticos inferiores, eles 
devolvem a energia absorvida sob forma de luz 
d) os elétrons para não se deslocarem do seu nível 
energético, ao receberem calor, emitem luz 
 
7. (Uece) Cada elemento químico apresenta um 
espectro característico, e não há dois espectros 
iguais. O espectro é o retrato interno do átomo e 
assim é usado para identificá-lo, conforme ilustração 
dos espectros dos átomos dos elementos hidrogênio, 
hélio e mercúrio. 
 
 
Bohr utilizou o espectro de linhas para representar seu 
modelo atômico, assentado em postulados, cujo 
verdadeiro é: 
a) ao mudar de órbita ou nível, o elétron emite ou 
absorve energia superior a diferença de energia entre 
as órbitas ou níveis onde ocorreu esta mudança 
b) todo átomo possui um certo número de órbitas, com 
energia constante, chamadas estados estacionários, 
nos quais o elétron pode movimentar-se sem perder 
nem ganhar energia 
c) os elétrons descrevem, ao redor do núcleo, órbitas 
elípticas com energia variada 
d) o átomo é uma esfera positiva que, para tornar-se 
neutra, apresenta elétrons (partículas negativas) 
incrustados em sua superfície 
 
8. (Pucpr) Com o passar do tempo, os modelos 
atômicos sofreram várias mudanças, pois novas ideias 
surgiam sobre o átomo. Considerando os modelos 
atômicos existentes, assinale a alternativa CORRETA. 
a) Para Dalton, átomos iguais possuem massas iguais 
e átomos diferentes possuem massas diferentes, 
teoria aceita nos dias atuais. 
 
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39 
 
b) No modelo de Rutherford, temos no átomo duas 
regiões bem definidas: núcleo e eletrosfera, a qual é 
dividida em níveis e subníveis. 
c) O modelo atômico de Thomson chamava-se 
“modelo do pudim de passas”, no qual os prótons 
seriam as passas e os elétrons, o pudim. 
d) Para Sommerfeld, se um elétron está na camada L, 
este possui uma órbita circular e três órbitas 
elípticas. 
e) Para Bohr, quando um elétron recebe energia, este 
passa para uma camada mais afastada do núcleo; 
cessada a energia recebida, o elétron retorna a sua 
camada inicial, emitindo essa energia na forma de 
onda eletromagnética. 
 
9. (Uerj) Observe os esquemas abaixo, que 
representam experimentos envolvendo raios 
catódicos. 
 
(Adaptado de HARTWIG, D. R. e outros. "Química 
geral e inorgânica." São Paulo: Scipione. 1999.) 
 
Desses experimentos resultou a descoberta de uma 
partícula subatômica. 
As propriedades massa e carga elétrica dessa 
partícula apresentam, respectivamente, a seguinte 
caracterização: 
a) igual a zero; igual a zero 
b) igual a zero; maior que zero 
c) diferente de zero; igual a zero 
d) diferente de zero; menor que zero 
 
10. (Ufal) As considerações a seguir são referentes 
aos isótopos do ferro representados na tabela a 
seguir. 
 
I. A massa atômica do ferro a ser representada na 
tabela periódica deve se aproximar de 58. 
II. Nesses isótopos o número de prótons é constante. 
III. Esses isótopos são caracterizados por diferentes 
números de camadas eletrônicas nos átomos, no 
estado fundamental. 
Está correto o que se afirma em 
a) I, somente. 
b) II, somente. 
c) III, somente. 
d) II e III, somente. 
e) I, II e III. 
 
11. (Uff) Alguns estudantes de Química, avaliando 
seus conhecimentos relativos a conceitos básicos 
para o estudo do átomo, analisam as seguintes 
afirmativas: 
 
I) Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo 
número atômico e números de massa diferentes. 
II) O número atômico de um elemento corresponde à 
soma do número de prótons com o de nêutrons. 
III) O número de massa de um átomo, em particular, é 
a soma do número de prótons com o de elétrons. 
IV) Átomos isóbaros são aqueles que possuem 
números atômicos diferentes e mesmo número de 
massa. 
V) Átomos isótonos são aqueles que apresentam 
números atômicos diferentes, números de massa 
diferentes e mesmo número de nêutrons. 
Esses estudantes concluem, corretamente, 
que as afirmativas verdadeiras são as indicadas por: 
a) I, III e V 
b) I, IV e V 
c) II e III 
d) II, III e V 
e) II e V 
 
12. (Ufmg) Considere os níveis de energia e as 
excitações que podem ocorrer com o elétron mais 
externo do átomo de lítio. 
 
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O número máximo de linhas de absorção é 
a) 5. 
b) 6. 
c) 9. 
d) 10. 
e) 14. 
 
13. (Ufmg) Ao resumir as características de cada um 
dos sucessivos modelos do átomo de hidrogênio, um 
estudante elaborou o seguinte resumo: 
MODELO ATÔMICO: Dalton 
CARACTERÍSTICAS: átomos maciços e indivisíveis. 
 
MODELO ATÔMICO: Thomson 
CARACTERÍSTICAS: elétron, de carga negativa, 
incrustado em uma esfera de carga positiva. A carga 
positiva está distribuída, homogeneamente, por toda a 
esfera. 
 
MODELO ATÔMICO: Rutherford 
CARACTERÍSTICAS: elétron, de carga negativa, em 
órbita em torno de um núcleo central, de carga 
positiva. Não há restrição quanto aos valores dos raios 
das órbitas e das energias do elétron. 
 
MODELO ATÔMICO: Bohr 
CARACTERÍSTICAS: elétron, de carga negativa, em 
órbita em torno de um núcleo central, de carga 
positiva. Apenas certos valores dos raios das órbitas e 
das energias do elétron são possíveis. 
O número de ERROS cometidos pelo estudante é: 
a) 0 
b) 1 
c) 2 
d) 3 
 
14. (Ufmg) Na experiência de espalhamento de 
partículas alfa, conhecida como "experiência de 
Rutherford", um feixe de partículas alfa foi dirigido 
contra uma lâmina finíssima de ouro, e os 
experimentadores (Geiger e Marsden) observaram 
que um grande número dessas partículas atravessava 
a lâmina sem sofrer desvios, mas que um pequeno 
número sofria desvios muito acentuados. 
Esse resultado levou Rutherford a modificar o modelo 
atômico de Thomson, propondo a existência de um 
núcleo de carga positiva, de tamanho reduzido e com, 
praticamente, toda a massa do átomo. 
Assinale a alternativa que apresenta o resultado que 
era previsto para o experimento de acordo com o 
modelo de Thomson. 
a) A maioria das partículas atravessaria a lâmina de 
ouro sem sofrer desvios e um pequeno número 
sofreria desvios muito pequenos. 
b) A maioria das partículas sofreria grandes desvios 
ao atravessar a lâmina. 
c) A totalidade das partículas atravessaria a lâmina de 
ouro sem sofrer nenhum desvio. 
d) A totalidade das partículas ricochetearia ao se 
chocar contra a lâmina de ouro, sem conseguir 
atravessá-la. 
 
15. (Ufmg) Os diversos modelospara o átomo diferem 
quanto às suas potencialidades para explicar 
fenômenos e resultados experimentais. 
Em todas as alternativas, o modelo atômico está 
corretamente associado a um resultado experimental 
que ele pode explicar, EXCETO em 
a) O modelo de Rutherford explica por que algumas 
partículas alfa não conseguem atravessar uma lâmina 
metálica fina e sofrem fortes desvios. 
b) O modelo de Thomson explica por que a dissolução 
de cloreto de sódio em água produz uma solução que 
conduz eletricidade. 
c) O modelo de Dalton explica por que um gás, 
submetido a uma grande diferença de potencial 
elétrico, se torna condutor de eletricidade. 
d) O modelo de Dalton explica por que a proporção 
em massa dos elementos de um composto é definida. 
 
16. (Ufmg) No fim do século XIX, Thomson realizou 
experimentos em tubos de vidro que continham gases 
a baixas pressões, em que aplicava uma grande 
diferença de potencial. Isso provocava a emissão de 
raios catódicos. Esses raios, produzidos num cátodo 
metálico, deslocavam-se em direção à extremidade do 
tubo (E). 
 
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(Na figura, essa trajetória é representada pela linha 
tracejada X.) 
 
Nesses experimentos, Thomson observou que 
I) a razão entre a carga e a massa dos raios catódicos 
era independente da natureza do metal constituinte do 
cátodo ou do gás existente no tubo; e 
II) os raios catódicos, ao passarem entre duas placas 
carregadas, com cargas de sinal contrário, se 
desviavam na direção da placa positiva. 
(Na figura, esse desvio é representado pela linha 
tracejada Y.) 
Considerando-se essas observações, é CORRETO 
afirmar que os raios catódicos são constituídos de 
a) elétrons. 
b) ânions. 
c) prótons. 
d) cátions. 
 
17. (Ufmg) Analise o quadro, em que se apresenta o 
número de prótons, de nêutrons e de elétrons de 
quatro espécies químicas: 
 
Considerando-se as quatro espécies apresentadas, é 
INCORRETO afirmar que 
a) I é o cátion H®. 
b) II é o ânion F­. 
c) III tem massa molar de 23 g/mol. 
d) IV é um átomo neutro. 
 
18. (Ufpi) O íon Cu®£ tem grande importância em 
alguns sistemas biológicos. O transporte de oxigênio 
em muitos invertebrados é realizado por compostos 
contendo cobre. Indique a afirmativa verdadeira para o 
estado fundamental do íon Cu®£. 
a) O número de elétrons desemparelhados é zero (0) 
e o íon Cu®£ é diamagnético. 
b) O número de elétrons desemparelhados é três (3) e 
o íon é paramagnético. 
c) O número de elétrons desemparelhados é um (1) e 
o íon é paramagnético. 
d) O número de elétrons desemparelhados é três (3) e 
o íon é diamagnético. 
e) O número de elétrons desemparelhados é dois (2) e 
o íon é paramagnético. 
 
19. (Ufpi) O sulfeto de zinco-ZnS tem a propriedade 
denominada de fosforescência, capaz de emitir um 
brilho amarelo-esverdeado depois de exposto à luz. 
Analise as afirmativas a seguir, todas relativas ao ZnS, 
e marque a opção correta: 
a) salto de núcleos provoca fosforescência. 
b) salto de nêutrons provoca fosforescência. 
c) salto de elétrons provoca fosforescência. 
d) elétrons que absorvem fótons aproximam-se do 
núcleo. 
e) ao apagar a luz, os elétrons adquirem maior 
conteúdo energético. 
 
20. (Ufrn) As cores de luz exibidas na queima de fogos 
de artifício dependem de certas substâncias utilizadas 
na sua fabricação. 
Sabe-se que a frequência da luz emitida pela 
combustão do níquel é 6,0×10¢¥ Hz e que a velocidade 
da luz é 3×10© m.s-¢. 
Com base nesses dados e no espectro visível 
fornecido pela figura a seguir, assinale a opção 
correspondente à cor da luz dos fogos de artifício que 
contêm compostos de níquel. 
 
a) vermelha 
b) violeta 
c) laranja 
d) verde 
 
21. (Ufrn) As fotocélulas (ver esquema abaixo), 
utilizadas em circuitos elétricos, são dispositivos que 
geram e permitem a passagem da corrente elétrica 
apenas quando recebem iluminação. Funcionam, 
portanto, como interruptores de corrente acionados 
pela luz, sendo usadas em máquinas fotográficas, 
 
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alarmes antifurto, torneiras automáticas e portas de 
supermercados. 
No pólo negativo da fotocélula, existe uma camada 
metálica que facilmente libera elétrons pela ação da 
luz. 
 
O metal mais indicado para a construção dessa 
camada é: 
a) bário 
b) sódio 
c) estrôncio 
d) potássio 
 
22. (Ufrs) Associe as contribuições relacionadas na 
coluna I com o nome dos pesquisadores listados na 
coluna II. 
Coluna I - Contribuições 
1 - Energia da luz é proporcional à sua frequência. 
2 - Modelo pudim de ameixa. 
3 - Princípio da incerteza. 
4 - Elétron apresenta comportamento ondulatório. 
5 - Carga positiva e massa concentrada em núcleo 
pequeno. 
6 - Órbita eletrônica quantizada. 
7 - Em uma reação química, átomos de um elemento 
não desaparecem nem podem ser transformados em 
átomos de outro elemento. 
Coluna II - Pesquisadores 
( ) Dalton 
( ) Thomson 
( ) Rutherford 
( ) Bohr 
A relação numérica, de cima para baixo, da coluna II, 
que estabelece a sequência de associações corretas é 
a) 7 - 3 - 5 - 4 
b) 7 - 2 - 5 - 6 
c) 1 - 2 - 4 - 6 
d) 1 - 7 - 2 - 4 
e) 2 - 7 - 1 - 4 
 
23. (Ufrs) Entre as espécies químicas a seguir, 
assinale aquela em que o número de elétrons é igual 
ao número de nêutrons. 
a) £H® 
b) ¢¤C 
c) ¢§O-£ 
d) £¢Ne 
e) ¤¦CØ- 
 
24. (Ufsc) Considerando as relações entre os átomos, 
indicadas no esquema, 
 
pode-se afirmar que o(s) número(s) 
01. de massa de Y é 40. 
02. de massa de Z é 20. 
04. de prótons de Y é 22. 
08. de nêutrons de X é 20. 
16. de nêutrons de Z é 20. 
32. de nêutrons de Y é 20. 
64. de prótons de Z é 22. 
 
25. (Uece) A revista eletrônica mexicana Muy 
Interesante (http://www.muyinteresante.com.mx) 
revela a criação de um sorvete que brilha no escuro. 
Ele é produzido com uma proteína encontrada na 
água viva que reage com o cálcio em pH neutro 
quando o sorvete é degustado. O brilho do sorvete é 
ocasionado por um fenômeno conhecido como 
a) luminescência. 
b) deliquescência. 
c) fluorescência. 
d) incandescência. 
 
26. (Ueg) Para termos ideia sobre as dimensões 
atômicas em escala macroscópica podemos 
considerar que se o prédio central da Universidade 
Estadual de Goiás, em Anápolis, fosse o núcleo do 
átomo de hidrogênio, a sua eletrosfera pode estar a 
aproximadamente 1000 km. Dessa forma, o modelo 
atômico para matéria é uma imensidão de vácuo com 
altas forças de interação. 
Considerando-se a comparação apresentada no 
enunciado, a presença de eletrosfera é coerente com 
os modelos atômicos de 
a) Dalton e Bohr. 
 
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b) Bohr e Sommerfeld. 
c) Thompson e Dalton. 
d) Rutherford e Thompson. 
 
27. (Uel) Gaarder discute a questão da existência de 
uma “substância básica”, a partir da qual tudo é feito. 
Considerando o átomo como “substância básica”, 
atribua V (verdadeiro) ou F (falso) às afirmativas a 
seguir. 
 
( ) De acordo com o modelo atômico de Rutherford, 
o átomo é constituído por duas regiões distintas: 
o núcleo e a eletrosfera. 
( ) Thomson propôs um modelo que descrevia o 
átomo como uma esfera carregada 
positivamente, na qual estariam incrustados os 
elétrons, com carga negativa. 
( ) No experimento orientado por Rutherford, o 
desvio das partículas alfa era resultado da sua 
aproximação com cargas negativas presentes no 
núcleo do átomo. 
( ) Ao considerar a cargadas partículas básicas 
(prótons, elétrons e nêutrons), em um átomo 
neutro, o número de prótons deve ser superior 
ao de elétrons. 
( ) Os átomos de um mesmo elemento químico 
devem apresentar o mesmo número atômico. 
 
Assinale a alternativa que contém, de cima para baixo, 
a sequência correta. 
a) V – V – F – F – V. 
b) V – F – V – F – V. 
c) V – F – F – V – F. 
d) F – V – V – V – F. 
e) F – F – F – V – V. 
 
28. (cftmg) Os modelos atômicos são teorias 
elaboradas pelos cientistas numa tentativa de explicar 
o átomo baseadas na experimentação. Apesar de 
existirem hoje modelos abrangentes, a proposta de 
Rutherford apresenta uma particularidade que NÃO foi 
alterada naqueles que o sucederam. Tal característica 
é a(o) 
a) existência de orbitais atômicos. 
b) presença do núcleo denso e positivo. 
c) distribuição dos elétrons em níveis e subníveis. 
d) confinamento dos elétrons em camadas 
quantizadas. 
 
29. (Udesc) Os fundamentos da estrutura da matéria 
e da atomística baseados em resultados 
experimentais tiveram sua origem com John Dalton, 
no início do século XIX. Desde então, no transcorrer 
de aproximadamente 100 anos, outros cientistas, tais 
como J. J. Thomson, E. Rutherford e N. Bohr, deram 
contribuições marcantes de como possivelmente o 
átomo estaria estruturado. Com base nas ideias 
propostas por esses cientistas, marque (V) para 
verdadeira e (F) para falsa. 
 
( ) Rutherford foi o primeiro cientista a propor a ideia 
de que os átomos eram, na verdade, grandes 
espaços vazios constituídos por um centro 
pequeno, positivo e denso com elétrons girando 
ao seu redor. 
( ) Thomson utilizou uma analogia inusitada ao 
comparar um átomo com um “pudim de passas”, 
em que estas seriam prótons incrustados em 
uma massa uniforme de elétrons dando origem à 
atual eletrosfera. 
( ) Dalton comparou os átomos a esferas maciças, 
perfeitas e indivisíveis, tais como “bolas de 
bilhar”. A partir deste estudo surgiu o termo 
“átomo” que significa “sem partes” ou 
“indivisível”. 
( ) O modelo atômico de Bohr foi o primeiro a 
envolver conceitos de mecânica quântica, em 
que a eletrosfera possuía apenas algumas 
regiões acessíveis denominadas níveis de 
energia, sendo ao elétron proibido a 
movimentação entre estas regiões. 
( ) Rutherford utilizou em seu famoso experimento 
uma fonte radioativa que emitia descargas 
elétricas em uma fina folha de ouro, além de um 
anteparo para detectar a direção tomada pelos 
elétrons. 
 
Assinale a alternativa correta, de cima para baixo. 
a) F - V - V - V - F 
b) V - V - F - V - F 
c) F - V - V - F - V 
d) V - F - F - F - F 
e) V - F - F - F - V 
 
30. (Udesc) Há 130 anos nascia, em Copenhague, o 
cientista dinamarquês Niels Henrick Davis Bohr cujos 
trabalhos contribuíram decisivamente para a 
compreensão da estrutura atômica e da física 
quântica. A respeito do modelo atômico de Bohr, 
assinale a alternativa correta. 
a) Os átomos são, na verdade, grandes espaços 
vazios constituídos por duas regiões distintas: uma 
com núcleo pequeno, positivo e denso e outra com 
elétrons se movimentando ao redor do núcleo. 
b) Os elétrons que circundam o núcleo atômico 
possuem energia quantizada, podendo assumir 
quaisquer valores. 
c) É considerado o modelo atômico vigente e o mais 
aceito pela comunidade científica. 
d) Os saltos quânticos decorrentes da interação fóton-
núcleo são previstos nesta teoria, explicando a 
emissão de cores quando certos íons metálicos são 
postos em uma chama (excitação térmica). 
e) Os átomos são estruturas compostas por um núcleo 
pequeno e carregado positivamente, cercado por 
elétrons girando em órbitas circulares. 
 
31. (Enem 2017) Um fato corriqueiro ao se cozinhar 
arroz é o derramamento de parte da água de 
 
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cozimento sobre a chama azul do fogo, mudando-a 
para uma chama amarela. Essa mudança de cor pode 
suscitar interpretações diversas, relacionadas às 
substâncias presentes na água de cozimento. Além do 
sal de cozinha (NaC ), nela se encontram 
carboidratos, proteínas e sais minerais. 
 
Cientificamente, sabe-se que essa mudança de cor da 
chama ocorre pela 
a) reação do gás de cozinha com o sal, volatilizando 
gás cloro. 
b) emissão de fótons pelo sódio, excitado por causa 
da chama. 
c) produção de derivado amarelo, pela reação com o 
carboidrato. 
d) reação do gás de cozinha com a água, formando 
gás hidrogênio. 
e) excitação das moléculas de proteínas, com 
formação de luz amarela. 
 
32. (Enem 2019) Em 1808, Dalton publicou o seu 
famoso livro o intitulado Um novo sistema de 
filosofia química (do original A New System of 
Chemical Philosophy), no qual continha os cinco 
postulados que serviam como alicerce da primeira 
teoria atômica da matéria fundamentada no método 
científico. Esses postulados são numerados a seguir: 
 
1. A matéria é constituída de átomos indivisíveis. 
2. Todos os átomos de um dado elemento químico 
são idênticos em massa e em todas as outras 
propriedades. 
3. Diferentes elementos químicos têm diferentes tipos 
de átomos; em particular, seus átomos têm 
diferentes massas. 
4. Os átomos são indestrutíveis e nas reações 
químicas mantêm suas identidades. 
5. Átomos de elementos combinam com átomos de 
outros elementos em proporções de números 
inteiros pequenos para formar compostos. 
 
Após o modelo de Dalton, outros modelos baseados 
em outros dados experimentais evidenciaram, entre 
outras coisas, a natureza elétrica da matéria, a 
composição e organização do átomo e a quantização 
da energia no modelo atômico. 
 
OXTOBY, D.W.; GILLIS, H. P.; BUTLER, L. J. 
Principles of Modern Chemistry. Boston: Cengage 
Learning, 2012 (adaptado). 
 
 
Com base no modelo atual que descreve o átomo, 
qual dos postulados de Dalton ainda é considerado 
correto? 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 4 
e) 5 
 
33. (Enem 2019) Um teste de laboratório permite 
identificar alguns cátions metálicos ao introduzir uma 
pequena quantidade do material de interesse em uma 
chama de bico de Bunsen para, em seguida, observar 
a cor da luz emitida. 
 
A cor observada é proveniente da emissão de 
radiação eletromagnética ao ocorrer a 
a) mudança da fase sólida para a fase líquida do 
elemento metálico. 
b) combustão dos cátions metálicos provocada pelas 
moléculas de oxigênio da atmosfera. 
c) diminuição da energia cinética dos elétrons em uma 
mesma órbita na eletrosfera atômica. 
d) transição eletrônica de um nível mais externo para 
outro mais interno na eletrosfera atômica. 
e) promoção dos elétrons que se encontram no estado 
fundamental de energia para níveis mais 
energéticos. 
 
 
MÓDULO 01 - MODELOS ATÔMICOS 
GABARITOS E RESOLUÇÕES COMENTADAS 
 
1. [A] 
Resposta da questão 2. [C] 
I) Z = 6; n = 6; A = z + n = 12; 6 prótons e 6 
elétrons: eletricamente neutro 
II) Z = 6; n = 8; A = z + n = 14; 6 prótons e 6 
elétrons: eletricamente neutro 
III) Z = 17; n = 18; A = z + n = 35; 17 prótons e 18 
elétrons: é um ânion 
IV Z = 19; n = 21; A = z + n = 40; 19 prótons e 18 
elétrons: é um cátion 
 
I e II são isótopos, pois possuem o mesmo 
número de prótons. 
I e II pertencem ao mesmo elemento químico, 
pois possuem o mesmo número de prótons. 
I e II são eletricamente neutros 
 
O item C é verdadeiro 
 
3. [D] 
4. [C] 5. [A] 6. [C] 
 
Resposta da questão 7. [B] 
A) falso. 
Os elétrons ao saltarem de uma órbita para outra 
emitem ou absorvem energia IGUAL e não 
superior à diferença de energia entre as 
camadas. 
 
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B) verdadeiro 
O item b diz que o elétronpossui energia 
constante quando está em uma determinada 
camada. 
Se ele absorver energia suficiente ele saltará de 
uma camada para outra. 
 
C) falso. O modelo de Bohr só possui órbitas 
circulares. O modelo de Sommerfeld é que 
possui órbitas circulares e elípticas. 
 
Resposta da questão 8. [E] 
 
[A] Incorreta. Os átomos de um mesmo elemento 
têm massas iguais e os átomos de elementos 
diferentes têm massas diferentes, que não são 
aceitas nos dias atuais, devido à existência de 
isótopos, onde todos os átomos de um mesmo 
elemento não apresenta a mesma massa. 
[B] Incorreta. A subdivisão da eletrosfera em 
subníveis foi sugerida por Sommerfield. 
[C] Incorreta. No modelo “pudim de passas” 
proposto por J.J. Thomson o pudim seriam os 
prótons e os elétrons estariam incrustados no 
pudim, representando as passas. 
[D] Incorreta. Para Sommerfield, para cada 
camada eletrônica (n) haveria uma órbita 
circular e (n 1)− órbitas elípticas com 
diferentes excentricidades. Assim para a 
camada L (n 2),= tem-se 1 órbita circular e 1 
órbita elíptica. 
[E] Correta. Em um de seus postulados Bohr 
afirma que quando um elétron absorve energia, 
ele salta para uma camada mais afastada no 
núcleo, ao cessar a energia, ele retorna a sua 
camada fundamental e emite essa energia em 
forma de luz. 
 
Resposta da questão 9. [D] 
Esses foram os experimentos dos raios católicos 
de Thompson, na descoberta do elétron 
 
A primeira imagem prova que o elétron é 
negativo, pois seu feixe de elétrons foi atraído 
para o pólo positivo do campo 
 
A segunda imagem prova que o elétron possui 
massa, pois girou o pequeno catavento quando 
os elétrons colidiram com ele 
 
Essa partícula é um elétron 
Um elétron tem massa diferente de zero e como 
sua carga é negativa, a sua carga é menor que 
zero. 
 
Resposta da questão 10. [B] 
I) Falso 
o isótopo do ferro de maior abundância é o ferro 
de número de massa 56, assim, pela média 
ponderada, a massa atômica do elemento 
químico ferro deverá ser próxima de 56 u. 
Assunto estudado em detalhes no módulo de 
cálculos químicos 
II) Verdadeiro 
Isótopos possuem o mesmo número de prótons, 
mesmo número atômico. 
III) Falso 
Os isótopos do ferro possuem o mesmo número 
de prótons e portanto, o mesmo número de 
elétrons, logo possuem o mesmo número de 
camadas eletrônicas. As diferenças entre os 
isótopos é a diferença do número de nêutrons e 
consequentemente diferentes números de massa 
 
11. [B] 
 
Resposta da questão 12. [B] 
 
As linhas de absorção ocorrem quando o elétron 
está retornando para órbitas mais internas, o que 
só pode ocorrer, após a excitação do elétron para 
camadas mais externas. O elétron mais externo 
do átomo de Lítio (Z=3): 1s2, 2s1, está na camada 
2. Este elétron poderá ser excitado para as 
camadas, 3, 4 e 5, que são as camadas 
destacadas na questão. Agora podemos verificar 
as possibilidades de retorno até a camada 2, a 
partir de cada uma dessas camadas em que ele 
poderia ter sido excitado. 
Camada 5 para a camada 4 
Camada 5 para a camada 3 
Camada 5 para a camada 2 
Camada 4 para a camada 3 
Camada 4 para a camada 2 
Camada 3 para a camada 2 
Ou seja, poderá ocorrer no máximo 6 tipos 
diferentes de linhas de absorção. 
 
13. [A] 
 
 
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Resposta da questão 14. [A] 
 
O modelo atômico de Thomson considera o 
átomo como uma partícula homogênea, positiva, 
com elétrons encrustados em sua superfície, 
porém o átomo não teria densidade suficiente 
para ricochetear as partículas alfa. 
Se o átomo fosse como Thomson previu todas as 
partículas alfa teriam atravessado o átomo 
sofrendo apenas pequenos desvios. 
No modelo de Rutherford o núcleo é infinitamente 
pequeno e muito denso, neste caso as partículas 
alfa são ricocheteadas. Mas no caso do átomo de 
Thomson, a maioria das partículas atravessariam 
o átomo, pois não se pode confundir o fato do 
átomo de Thomson ser homogênea e maciça, 
com o fato de ter densidade suficiente para 
ricochetear as partículas alfa. O átomo de 
Thomson é maciço, mas não possui densidade 
suficiente para não se deixar atravessar pelas 
partículas alfa. Não seria tão denso quanto o 
núcleo do átomo de Rutherford. 
Partículas alfa com velocidade próxima da 
velocidade da luz atravessando uma esfera que 
não tem densidade suficiente para ricochetear as 
partículas alfa. Essa carga positiva que compõe a 
esfera não faz nenhuma diferença considerável 
nessa travessia, pois a velocidade do "projétil" é 
muito alta, assim as partículas alfa sofreriam 
apenas pequenos desvios. 
A repulsão de cargas do mesmo sinal não é 
suficiente para fazer essas partículas 
ricochetearem. 
No módelo de Rutherford, núcleo tem densidade 
suficiente para não se deixar atravessar pelas 
partículas alfa. O fator predominante agora é a 
grande densidade do núcleo. 
 
Resposta da questão 15. [C] 
 
a) Correto, o modelo de Rutherford possui um 
núcleo muito denso e com raio cerca de 100 mil 
vezes menor que o raio do átomo. Assim a 
maioria das partículas alfa atravessariam o 
átomo, pois passariam através da eletrosfera. 
Uma pequena parte das partículas alfa colidiriam 
diretamente com o núcleo, retornando na direção 
da fonte emissora. 
 b) Correto, NaCl é um composto iônico, sofre 
dissociação iônica: NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq). 
O modelo de Thomson explica satisfatoriamente 
este fenômeno, pois neste modelo atômico, 
existem elétrons. Na dissociação iônica, formam-
se íon, espécies formadas a partir da perda ou 
ganho de elétrons. 
c) Incorreto, O modelo de Dalton não previa a 
existência de elétrons. A condução de 
eletricidade em gases rarefeitos nas ampolas de 
Crooks foi uma das evidências para o 
estabelecimento do modelo de Thomson. 
d) Correto, segundo o modelo de Dalton átomos 
podem se combinar e recombinar entre si para a 
formação de estruturas mais estáveis, chamadas 
de moléculas. 
As leis ponderais da matéria, como a lei da 
conservação da massa (Lei de Lavoisier), a lei 
das proporções constantes (Lei de Proust), 
serviram como base para a lei das proporções 
múltiplas (Lei de Dalton), podem ser explicadas 
através dar reações químicas que eram vistas 
por Dalton, como reorganizações dos átomos, na 
formação de novas substâncias. 
 
16. [A] 17 [D] 
 
Resposta da questão 18. [C] 
 
29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 
(Configuração real) 
Observe a configuração eletrônica do Cu+: 
29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10 (o elétron foi 
retirado do subnível mais externo do átomo 
neutro: 4s1) 
Observe a configuração eletrônica do Cu2+: 
29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d9 (o elétron foi 
retirado do subnível mais externo, que também é 
mais energético do Cu+: 3d10) 
O Cu2+ possui um elétron desemparelhado no 
subnível 3d9, por isso é uma espécie 
paramagnética. Caso a espécie química possua 
todos os elétrons emparelhados será classificada 
como diamagnética. 
Paramagnetismo e diamagnetismo é um 
conteúdo que será explicado em detalhes no 
módulo de distribuição eletrônica. 
 
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19. [C] 
 
Resposta da questão 20. [D] 
 
v = 6,0.1014 Hz = 6,0.1014 s-1 (frequência) 
c = 3,0.108 m/s (velocidade do fóton) 
 
λ . v = c 
λ = c / v 
λ = 3,0.108 m/s / 6,0.1014 s-1 
λ = 0,5.10-6 m 
λ = 5,0.10-7 m 
 
Consultando o espectro da luz visível, observa-se 
que a luz com comprimento de onda igual a 
5,0.10-7 m é a de cor verde. 
 
Resposta da questão 21. [D] 
O melhor metal para o efeito fotoelétrico é aquele 
que tenha mais facilidade de perder elétrons. 
Para isso fazemos uma associação com a energia 
de ionização. Queremos um metal quetenha a 
menor energia de ionização. 
O ideal é um metal da família 1 (1A), pois são os 
que perdem elétron mais facilmente. Quanto mais 
abaixo da família 1A, menor será a energia de 
ionização, pois esta cresce de baixo para cima 
nas famílias. 
Entre os metais da família 1ª, presentes nos 
itens, o potássio (K) é o que tem a menor energia 
de ionização, por isso é o item correto. 
Incluindo outros metais da família 1 (1A), o Césio 
é um dos metais mais utilizados no efeito 
fotoelétrico, por apresentar uma energia de 
ionização pequena. Em muitas questões de efeito 
fotoelétrico, o césio acaba sendo a resposta. 
 
22. [B] 
Resposta da questão 23. [E] 
a) Z = 1 (consultar tabela periódica); 1 próton; n = 
1 nêutron; número de massa: 2 (A = A + n); n° de 
elétrons: zero, pois perdeu um elétron; FALSO ( 
O NÚMERO DE NÊUTRONS (1) E DE 
ELÉTRONS (ZERO) SÃO DIFERENTES) 
... 
C) Z = 8 (consultar tabela periódica); 8 próton; n 
= 8 nêutron; número de massa: 16 (A = A + n); n° 
de elétrons: 10, pois ganhou dois elétron; FALSO 
( O NÚMERO DE NÊUTRONS (8) E DE 
ELÉTRONS (10) SÃO DIFERENTES) 
 
e) Z = 17 (consultar tabela periódica); 17 próton; 
n = 18 nêutron; número de massa: 35 (A = A + n); 
n° de elétrons: 18, pois ganhou um elétron; 
VERDADEIRO ( O NÚMERO DE NÊUTRONS 
(18) E DE ELÉTRONS (18) SÃO IGUAIS) 
 
24. 01 + 04 + 16 = 21 
 
Resposta da questão 25: [A] 
 
O fenômeno observado é explicado pela luminescência 
que consiste na emissão de luz de uma substancia 
quando submetida a um estímulo como a luz ou uma 
reação química, no caso entre a proteína e o cálcio em 
pH neutro. 
 
Resposta da questão 26: [B] 
 
Para Thompson e Dalton o átomo não tinha eletrosfera. 
Somente a partir do modelo de Rutherford foi 
constatado que o átomo possuía um núcleo denso e 
pequeno e os elétrons ficariam girando ao redor desse 
núcleo na eletrosfera. 
Este modelo foi aperfeiçoado por Niels Bohr que 
afirmou que os elétrons giravam em níveis definidos 
de energia. 
Para Sommerfield a energia do elétron poderia ser 
determinada pela distância em que se encontrava do 
núcleo e pelo tipo de órbita que descreve. 
 
Resposta da questão 27: [A] 
 
Verdadeiro. Rutherford através de seus experimentos, 
onde bombardeou partículas alfa em uma lâmina de 
ouro, pode constatar que o átomo possuía um núcleo 
denso e positivo e os elétrons giravam ao redor do 
núcleo, em uma região chamada de eletrosfera. 
 
Verdadeiro. Esse modelo ficou conhecido como 
“pudim de passas”, onde o átomo seria positivo com 
cargas negativas incrustadas. 
 
Falso. O desvio das partículas alfa (positivas) ocorreu 
derivado do fato da sua aproximação com o núcleo, 
carregado positivamente. 
 
Falso. Em um átomo neutro o número de prótons é 
igual ao de elétrons. 
 
Verdadeiro. O número atômico seria a “identidade do 
átomo”, ou seja, átomos de um mesmo elemento 
possuem o mesmo número atômico. 
 
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Resposta da questão 28: [B] 
 
Ernest Rutherford ao propor seu modelo, concluiu que 
o átomo era constituído por 2 regiões distintas: o 
núcleo – denso e positivo, onde se concentrava toda a 
massa do átomo e uma região vazia onde estariam os 
elétrons. 
Portanto, a única informação que não foi alterada pelos 
cientistas que sucederam Rutherford, é que o átomo 
possui um núcleo denso e positivo. 
 
Resposta da questão 29: [D] 
 
Verdadeira. Em seu experimento, Rutherford e 
seus alunos bombardearam uma fina lâmina de 
ouro, conseguindo demonstrar que o átomo era 
constituído por um centro pequeno e denso que 
chamou de núcleo, e os elétrons giravam ao seu 
redor. 
Falsa. O modelo de Thomson, comparava o 
átomo a um “pudim de passas”, nesse modelo a 
massa seria positiva e as passas seriam as 
cargas negativas incrustadas; 
Falsa. A palavra átomo surgiu na Grécia antiga, 
com os filósofos Leucipo e Demócrito, que 
acreditavam, que a matéria ao ser dividida, 
chegaria em sua menor parte, chamada então de 
átomo (a = não; tomos = parte). 
Falsa. Segundo Bohr, os elétrons estariam em 
níveis estacionários de energia, e para que o 
elétron saltasse de nível de energia para outro, 
seria necessário, ganhar energia. 
Falsa. A fonte radioativa emitia partículas alfa 
(positiva) em direção a uma fina lâmina de ouro. 
 
Resposta da questão 30: [E] 
 
A partir das suas descobertas científicas, Niels 
Böhr propôs cinco postulados: 
 
1º) Um átomo é formado por um núcleo e por 
elétrons extranucleares, cujas interações 
elétricas seguem a lei de Coulomb. 
2º) Os elétrons se movem ao redor do núcleo em 
órbitas circulares. 
3º) Quando um elétron está em uma órbita ele 
não ganha e nem perde energia, dizemos que 
ele está em uma órbita discreta ou 
estacionária ou num estado estacionário. 
4º) Os elétrons só podem apresentar variações 
de energia quando saltam de uma órbita para 
outra. 
5º) Um átomo só pode ganhar ou perder energia 
em quantidades equivalentes a um múltiplo 
inteiro (quanta). 
 
o item (a) é falso, pois não fala de camadas, mas 
sim apenas de elétrons circulando ao redor do 
núcleo: esse modelo é o de Rutherford 
o item (b) está errado, pois a energia é 
quantizada, os elétrons não podem assumir 
quaisquer valores de energia, só podem assumir 
valores de energia referentes às camadas 
eletrônicas; 
o item (c) está errado, o modelo de Bohr não é o 
modelo atômico atual; 
o item (d) está errado por causa do termo: "Os 
saltos quânticos decorrentes da interação fóton-
núcleo". Os saltos quânticos ocorrem quando o 
elétron absorve energia suficiente para saltar 
para um nível (camada) mais externo. Ao 
retornar para os níveis anteriores ocorre liberação 
de energia na forma de luz. Essa luz poderá ter 
um comprimento de onda que decai sobre a luz 
visível ou não, depende das camadas envolvidas. 
O item (e) está correto, pois retrata os dois 
primeiros postulados de Niels Böhr: 1º) Um 
átomo é formado por um núcleo e por elétrons 
extranucleares, cujas interações elétricas seguem 
a lei de Coulomb. 2º) Os elétrons se movem ao 
redor do núcleo em órbitas circulares. 
 
Resposta da questão 31: [B] 
 
No caso da abordagem da questão, para chegar-se a 
uma alternativa deve-se fazer a associação com o 
único metal citado no enunciado, ou seja, o sódio, pois 
outras possibilidades para a mudança da cor da 
chama, como a ocorrência de uma combustão 
incompleta do gás utilizado devido ao derramamento 
da água de cozimento, não são citadas. 
Pressupõe-se, então, que na água de cozimento 
estejam presentes cátions Na+
 dissociados a partir do 
NaC . 
O elemento metálico sódio, mesmo na forma iônica, 
libera fótons quando sofre excitação por uma fonte de 
energia externa e a cor visualizada é o amarelo. 
 
Resposta da questão 32: [E] 
 
[1] Incorreto. A matéria é constituída de átomos 
divisíveis (existem subpartículas). 
[2] Incorreto. Os átomos de um dado elemento 
químico não são idênticos em massa e em todas 
 
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as outras propriedades, pois a quantidade de 
nêutrons pode variar nos isótopos. 
[3] Incorreto. As massas atômicas de elementos 
diferentes podem coincidir devido à existência dos 
isóbaros. 
[4] Incorreto. Os átomos são destrutíveis (existe a 
possibilidade de fissão nuclear), além disso, o 
número de oxidação de um elemento químico pode 
variar em uma reação química. 
[5] Correto. Átomos de elementos combinam com 
átomos de outros elementos em proporções de 
números inteiros pequenos para formar compostos 
(vide o cálculo estequiométrico). 
 
Resposta da questão 33: [D] 
 
De acordo com o modelo de Böhr, a cor observada é 
proveniente da emissãode radiação eletromagnética 
ao ocorrer a transição eletrônica de um nível mais 
externo (mais energético) para outro mais interno 
(menos energético) na eletrosfera atômica. 
 
 
 
 
 
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MÓDULO 02 - CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E PERIODICIDADE 
QUÍMICA 
 
1. Configurações Eletrônicas 
 
 Regra de Hund: os elétrons de um mesmo subnível tendem a permanecer desemparelhados (em orbitais 
separados), com spins paralelos (iguais). 
 Ou ainda, para orbitais degenerados, a menor energia será obtida quando o número de elétrons com o 
mesmo spin for maximizado. 
 
A distribuição dos elétrons em um subnível 
segue a regra do aufbau (em alemão “construção”). 
 
Os elétrons preenchem sucessivamente os 
subníveis de energia em ordem crescente de energia, 
com o número máximo de elétrons permitido em cada 
subnível. 
 
Para facilitar a identificação da ordem 
crescente de energia nos subníveis, o cientista 
americano, Linus Pauling, propôs o seguinte 
diagrama: 
 
 
 
Observe as configurações eletrônicas seguintes: 
H (Z=1): 1s1 
He (Z=2): 1s2 
Li (Z=3): 1s2 2s1 
Be (Z=4): 1s2 2s2 
B (Z=5): 1s2 2s2 2p1 
C (Z=6): 1s2 2s2 2p2 
N (Z=7): 1s2 2s2 2p3 
O (Z=8): 1s2 2s2 2p4 
F (Z=9): 1s2 2s2 2p5 
Ne (Z=10): 1s2 2s2 2p6 
 
Uma simplificação frequentemente usada na representação das configurações eletrônicas é a convenção 
cerne do gás nobre. 
Observe as configurações eletrônicas seguintes: 
Li (Z=3): [He] 2s1 
Be (Z=4): [He] 2s2 
B (Z=5): [He] 2s2 2p1 
C (Z=6): [He] 2s2 2p2 
N (Z=7): [He] 2s2 2p3 
O (Z=8): [He] 2s2 2p4 
F (Z=9): [He] 2s2 2p5 
Na (Z=11): [Ne] 3s1 
Mg (Z=12): [Ne] 3s2 
Al (Z=13): [Ne] 3s2 3p1 
 
 
1.1. Energia de um nível 
 
A energia de um subnível pode ser avaliada pela soma dos números quânticos principal (n) e secundário 
(l). (E = n + l). Quando dois subníveis possuem a mesma soma (n + l) , o de maior energia será aquele que possui 
o maior valor de n. 
 
 
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Para o átomo de hidrogênio e para os hidrogenóides (átomos que possuem apenas 1 elétron, 2He1+, 3Li2+), 
os subníveis de um mesmo nível são degenerados, ou seja, possuem a mesma energia. Assim: 1s < 2s = 2p < 3s 
= 3p = 3d < ... 
 
 
Níveis de energia dos orbitais para o átomo de 
hidrogênio. Observe que todos os orbitais com o 
mesmo valor para o número quântico principal, n, 
têm a mesma energia. Isso se aplica apenas a 
sistemas de um elétron. 
 
 
 
Disposição de níveis de energia do orbital em átomos 
polieletrônicos. 
 
 
1.2. Configurações Eletrônicas de íons 
 
Quando for necessário fazer a distribuição eletrônica de um íon, deve-se sempre partir do átomo neutro, 
no estado fundamental, para depois retirar ou acrescentar os elétrons que foram perdidos ou ganhos. 
 
Para fazer a distribuição eletrônica de um cátion, deve-se fazer a distribuição eletrônica para o átomo do 
elemento no estado fundamental e em seguida retirar os elétrons que foram perdidos a partir do nível e do 
subnível mais externos. 
Veja o exemplo: 
 
 26Fe: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 (átomo neutro) 
 
 26Fe2+: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6 (cátion ferroso) 
 
 26Fe3+: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d5 (cátion férrico) 
 
 
Para fazer a distribuição eletrônica de um ânion, deve-se primeiro distribuir os elétrons para o átomo 
fundamental e em seguida adicionar os elétrons no nível e no subnível mais externos que estiverem incompletos. 
 
Veja o exemplo: 
 
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 35Br: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5 (átomo neutro) 
 
 35Br1-: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6 (ânion brometo) 
 
 
2. Configurações Especiais 
As configurações eletrônicas obtidas pelo princípio de “aufbau” (ou diagrama de Pauli) são compatíveis 
com as propriedades experimentais da grande maioria dos átomos. No entanto, por se tratar de uma “teoria”, não 
é universalizada para os átomos de todos os elementos químicos, que em alguns casos, a configuração proposta 
não corresponde às propriedades observadas experimentalmente. 
Um aumento de elétrons nos subníveis d provoca repulsão entre orbitais de maior carga, que são atraídos 
mais fortemente pelo núcleo, provocando uma inversão de energia com o subníveis s do último nível. 
 
1º caso 
Ocorre no 4º período da tabela periódica com a inversão de energia nos subníveis 3d e 4s. 
3d
4s
28 Z
3d
4s
energia
 
Quando Z = 24, as energias dos subníveis 4s e 3d são tão próximas que os elétrons vão ocupando os 
orbitais como se estes pertencessem a um mesmo subnível, obedecendo à regra de Hund. 
 
4s1 3d524Cr 
 
 
 
Para os elementos de números atômicos de Z = 25 a Z = 28, mesmo com a maior proximidade dos dois 
subníveis, a ordem de preenchimento não influi na distribuição eletrônica pelo princípio de “aufbau”. 
4s2 3d525Mn ;
4s2 3d626Fe ;
4s2 3d727Co ;
4s2 3d828Ni ;
 
 
Quando Z > 28, a energia do subnível 4s torna-se maior que a energia do subnível 3d e o preenchimento 
obedece à regra de Hund. 
 3d10 4s129Cu
 3d10 4s230Zn
 
O gráfico ao lado representa, de uma maneira aproximada, 
a variação da energia dos subníveis 4s e 3d em função de 
Z. 
À medida que o número de prótons vai crescendo o efeito 
de atração do núcleo sobre o subnível 3d torna-se mais 
significativo e a energia deste vai gradativamente 
diminuindo, até ser menor que a energia do subnível 4s. 
No diagrama de Pauli, a configuração deveria 
ser: 
2 4
24 Cr [Ar] ; 4s ; 3d 
As configurações, pelo diagrama de Pauli, não 
são alteradas na ordem de preenchimento. 
No diagrama de Pauli, as configurações deveriam ser: 
2 9
29
2 10
30
Cu [Ar] ; 4s ; 3d
Zn [Ar] ; 4s ; 3d


 
 
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Observação: 
O cobre se apresenta nas formas de cátions Cu+ e Cu2+, o que se justifica pela proximidade dos subníveis 
4s e 3d. O zinco forma somente cátion Zn2+, visto que o subnível 4s se encontra bastante distanciado do 3d. 
 
2º Caso 
Ocorre no 5º período da tabela periódica com a inversão de energia nos subníveis 4d e 5s. 
4d
5s
45 Z
4d
5s
energia
 
 
 
Quando o número aumenta de Z = 41 a Z = 43, as energias dos subníveis 5s e 4d tornam-se muito 
próximas e os elétrons vão ocupando os orbitais como se estes pertencessem a um mesmo subnível, obedecendo 
à regra de Hund, de modo semelhante ao do período anterior. 
 4d45s141Nb
 4d55s142Mo
 4d55s243Tc
 
 
 
Quando Z = 44 e Z = 45, as energias dos subníveis 4d e 5s ainda estão muito próximas, porém já ocorre a 
inversão e o preenchimento continua a ser feito pela regra de Hund. 
 
 4d7 5s144Ru
 4d8 5s145Rh
 
 
 
Quando Z > 45, a energia do subnível 5s é muito maior que a do subnível 4d e, por isto, se encontra muito 
afastado, devendo ser preenchido independentemente. 
 
O gráfico ao lado assemelha-se ao que ocorre no quarto 
período e representa, de uma maneira aproximada, a 
variação da energia dos subníveis 5s e 4d em função de 
Z. 
Quando o número atômico vai crescendo o subnível 4d 
diminui gradativamente, até a sua energia ser menor que 
a do subnível 5s. 
No diagrama de Pauli, as configurações deveriam ser: 
2 3
41
2 4
42
2 5
43
Nb [Kr] ; 5s ; 4d
Mo [Kr] ; 5s ; 4d
Tc [Kr] ; 5s ; 4d



 
“mesma ordem obtida pelo Diagrama de Pauli! 
 
No diagrama de Pauli, as configurações deveriam ser: 
2 6
44
2 7
45
Ru [Kr] ; 5s ; 4d
RH [Kr] ; 5s ; 4d


 
 
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 4d10 5s046Pb
 4d10 5s147Ag
 4d10 5s248Cd
 
 
 
 
 
3. Conceito de periodicidade 
 
Dizemos que um evento é periódico quando ele se repete regularmente em função de determinado 
parâmetro. 
Cada intervalo entre uma repetição e outra é denominado período e cada período corresponde a uma 
variação que vai de um mínimo a um máximo ou, ao contrário, de um máximo a um mínimo. 
Se colocarmos em um gráfico os valores que determinado evento periódico assume em função do 
parâmetro segundo o qual ele se repete, obteremos uma curva periódica como a esquematizada a seguir. 
 
 
Como exemplo de eventos periódicos podemos citar as batidas do nosso coração (os gráficos dos exames 
de eletrocardiograma apresentam curvas periódicas semelhantes às do gráfico acima), as oscilações de um 
pêndulo de relógio, as estações do ano, os picos de vendas de determinados produtos (bronzeadores no verão, 
chocolates na Páscoa, panetones no Natal). 
Por outro lado, dizemos que um evento é aperiódico (ou não-periódico) em função de um parâmetro 
quando os dados desse evento apenas crescem ou decrescem em relação a esse parâmetro. 
Se colocarmos em um gráfico os valores que determinado evento aperiódico assume em função do 
parâmetro em estudo, obteremos uma curva ascendente ou descendente como mostramos a seguir. 
 
 
 
Como exemplo de eventos aperiódicos podemos citar o tempo de vida de uma pessoa, a construção de 
uma casa, o consumo do petróleo, a exploração de uma mina de ouro etc. 
 
3.1. Periodicidade e elementos químicos 
E
v
e
n
to
 p
e
ri
ó
d
ic
o
período (linhas contínuas)
Parâmetro de repetição
E
v
e
n
to
 a
p
e
ri
ó
d
ic
o
Parâmetro de estudo
E
v
e
n
to
 a
p
e
ri
ó
d
ic
o
Parâmetro de estudo
Pelo diagrama de Pauli, o paládio seria paramagnético, 
com uma configuração: 
2 8
46Pd [Kr] ; 5s ; 4d . Os 
fatos experimentais demonstram que ele é diamagnético. 
O estado de oxidação da prata é unicamente Ag+, o que 
confirma o afastamento do subnível 5s e o 
paramagnetismo. Uma configuração 
 2 9
47 Ag [Kr] ; 5s ; 4d é inviável, pois o cátion Ag+ é 
diamagnético. 
No cádmio (diamagnético), a configuração, pelo diagrama 
de Pauli, não é alterada pela orem do preenchimento. 
 
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No século XVII eram conhecidos apenas 14 elementos químicos e não se cogitava a possibilidade de se 
encontrar alguma relação entre suas propriedades. 
Mas tarde, no século XVIII já eram conhecidos 33 elementos e Berzelius fez a primeira classificação dos 
elementos em metais e não-metais. 
No início do século XIX já se conheciam 63 elementos químicos e o conhecimento das propriedades desses 
elementos tinha evoluído de tal maneira que a ideia de encontrar um parâmetro que permitisse classificá-los de 
um modo mais detalhado e que indicasse uma possível relação entre suas propriedades se tornou uma constante 
entre os cientistas. 
Várias tentativas foram feitas nesse sentido até que finalmente os cientistas tiveram êxito e desvendaram 
uma das leis mais importantes da natureza, que transformou uma série de elementos e dados, aparentemente 
desconexos, num sistema incrivelmente harmonioso e integrado. 
O maior crédito da descoberta da chamada “Lei Grandiosa” cabe ao químico russo Dimitri Ivanovich 
Mendeleyev, embora o enunciado atua dessa lei e o parâmetro de periodicidade no qual ela se baseia tenha sido 
determinado pelo físico inglês Henry Gwyn Jefferys Moseley através do estudo de espectros de raios X dos 
elementos. 
Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias simples que eles formam variam 
periodicamente em função de seu números atômicos. 
A descoberta de Moseley não alterou a estrutura de tabela proposta por Mendeleyev, que usara a massa 
atômica como critério de periodicidade das propriedades dos elementos, por isso, merecidamente, o crédito da 
descoberta dessa lei, que é uma das leis mais importantes da Química, permaneceu com Mendeleyev. 
É devido à existência de periodicidade em várias propriedades dos elementos (e até em propriedades de 
substâncias simples) que a tabela que contém a relação completa de todos os elementos químicos conhecidos é 
denominada tabela periódica. 
Nessa tabela os elementos estão dispostos em ordem crescente de números atômico, Z, de modo a 
formar: 
• Sete períodos ou sete linhas horizontais. 
Geralmente os elementos que ocupam um mesmo período possuem o valor de várias propriedades 
químicas e físicas variando de um mínimo a um máximo ou vice-versa. 
• Dezoito famílias ou grupos, isto é, dezoito colunas verticais. 
Os elementos que ocupam uma mesma coluna normalmente possuem propriedades químicas semelhantes 
e propriedades físicas que variam gradualmente. 
As propriedades físicas dos elementos dependem da massa e do tamanho dos átomos. E do que 
dependem as propriedades químicas? 
O que define um elemento químico é seu número atômico (ou número de prótons) e esse número é 
invariável. Qualquer que seja a reação química da qual um elemento participe, sue número atômico permanecerá 
sempre constante. 
O que pode variar durante uma transformação química, em que grupos de átomos de elementos químicos 
iguais ou diferentes (que juntos formam uma substância específica) se rearranjam para formar outra substância 
diferente, é o número de elétrons mais externos (ou os mais energéticos) desses átomos. 
Isso nos leva à seguinte conclusão: 
As propriedades químicas dos átomos podem ser previstas com base na distribuição eletrônica do átomo no 
estado fundamental. 
Como o diagrama de energia de Linus Pauling fornece a distribuição eletrônica dos átomos dos elementos 
no estado fundamental, concluímos que esse diagrama fornece também indicações claras sobre as propriedades 
químicas dos elementos e portanto sobre a posição que eles ocupam na tabela periódica. A primeira relação entre 
tabela periódica e eletrosfera é a seguinte: 
O número de níveis de energia preenchido com os elétrons do átomo no estado fundamental indica o 
período ocupado pelo elemento. 
 
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Por exemplo, considere distribuições eletrônicas no estado fundamental em ordem geométrica – para os 
elementos: carbono, 12
6C , magnésio, 24
12Mg , titânio, 48
22Ti , e tungstênio, 184
74W , e a determinação do período da 
tabela ocupado por esses elementos (verifique posteriormente o resultado na tabela periódica no início deste 
livro). 
• 12 2 2 2
6C : 1s / 2s 2p 
Dois níveis de energia preenchidos por elétrons, portanto o carbono ocupa a 2a linha ou o 2o período da 
tabela. 
• 
24 2 2 6 2
12Mg: 1s / 2s 2p / 3s 
Três níveis de energia preenchidos por elétrons, portanto o magnésio ocupa a 3a linha ou o 3o período da 
tabela. 
• 
48 2 2 6 2 6 2 2
22Ti : 1s / 2s 2p / 3s 3p 3d / 4s 
Quatro níveis de energia preenchidas por elétrons, portanto o titânio ocupa a 4a linha ou o 4o período da 
tabela. 
• 184 2 2 6 2 6 10
74W : 1s / 2s 2p / 3s 3p 3d / 2 10 14 2 6 4 24s 4d 4f / 5s 5p 5d / 6s 
 
Seis níveis de energia preenchidos por elétrons, portanto o tungstênio ocupa a 6a linha ou o 6o período da 
tabela. 
Em relação ao subnível ocupado pelo elétron mais energético do átomo no estado fundamental, 
classificamos os elementos nos seguintes grupos: 
Elementos representativos: são aqueles que possuem o elétron mais energético num subnível s ou p. 
Exemplos: potássio, 39 35,5
19 17
K, e cloro, C , 
 
Localização na tabela periódica: nos elementos das famílias 1 e 2, o númeroda família corresponde ao 
número de elétrons da camada de valência. Nos eelementos das famílias 13 a 18 o número da família é igual à 
soma do número de elétrons da camada de valência com o número 10, que indica um subnível d totalmente 
preenchido no nível (n-1). O período sempre corresponde ao maior número quântico principal n. Veja os exemplos 
que seguem: 
 
Li (Z=3): [He] 2s1 Família 1 (IA) 
Be (Z=4): [He] 2s2 Família 2 (IIA) 
B (Z=5): [He] 2s2 2p1 Família 3+10 =13 (IIIA) 
C (Z=6): [He] 2s2 2p2 Família 4+10 =14 (IVA) 
N (Z=7): [He] 2s2 2p3 Família 5+10 =15 (VA) 
O (Z=8): [He] 2s2 2p4 Família 6+10 =16 (VIA) 
F (Z=9): [He] 2s2 2p5 Família 7+10 =17 (VIIA) 
Ne (Z=10): [He] 2s2 2p6 Família 8+10 =18 (VIIIA) 
Mg (Z=12): [Ne] 3s2 Família 2 (IIA) 
Al (Z=13): [Ne] 3s2 3p1 Família 3+10 =13 (IIIA) 
 
Elementos de transição ou de transição externa: são aqueles que possuem o elétron mais energético 
num subnível d. 
Exemplo: ferro 
56 108
26 47Fe, e prata, Ag. 
 
 
Localização na tabela periódica: o número da família é igual à soma dos elétrons do subnível mais 
energético com os elétrons da camada de valência. O período sempre corresponde ao maior número quântico 
principal n. Veja os exemplos que seguem: 
 
Sc (Z=21): [Ar] 4s2 3d1 Família 3 (IIIB) 
Ti (Z=22): [Ar] 4s2 3d2 Família 4 (IVB) 
V (Z=23): [Ar] 4s2 3d3 Família 5 (VB) 
Fe (Z=26): [Ar] 4s2 3d6 Família 8 (VIIIB) 1ª Coluna 
Co (Z=27): [Ar] 4s2 3d7 Família 9 (VIIIB) 2ª Coluna 
Ni (Z=28): [Ar] 4s2 3d8 Família 10 (VIIIB) 3ª Coluna 
1s2
2s2
3s2
4s2
2p6
3p6
K :
39
19 1s2
2s2
3s2
2p6
3p5
C :
35,5
17
1s2
2s2
3s2
4s2
2p6
3p6
Fe :
56
26 1s2
2s2
3s2
4s2
5s2
2p6
3p6
3p6
Ag :
108
47
3d6 3d10
4d9
 
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Cr (Z=24): [Ar] 4s1 3d5 Família 6 (VIB) 
Mn (Z=25): [Ar] 4s2 3d5 Família 7 (VIIB) 
Cu (Z=29): [Ar] 4s1 3d10 Família 11 (IB) 
Zn (Z=30): [Ar] 4s2 3d10 Família 12 (IIB) 
 
Elementos de transição interna: são aqueles que possuem o elétron mais energético num subnível f. 
Exemplos: 
140 238
58 92Ce, eurânio, U. 
 
 
Há 20 dos 118 elementos químicos conhecidos que não seguem a distribuição eletrônica regular indicada 
pelo diagrama de Linus Pauling. Apesar disso, a posição que os elementos ocupam na tabela periódica é 
fornecida pela distribuição eletrônica de Linus Pauling, independentemente da distribuição eletrônica real desses 
20 elementos. 
Com base nessas conclusões, podemos construir a tabela periódica que pode ter o formato compacto, com 
18 colunas verticais (mais comum), mostrado no início do livro, ou o formato longo, com 32 colunas verticais, 
esquematizado na próxima página. 
Localização na tabela periódica: os elementos de transição interna possuem como subnível mais energético 
o subnível f. todos os elementos de transição interna pertencem a família 3 (IIIB), podendo ser um lantanídeo (6º 
período) ou um actnídeo (7º período). 
 
3.2. Histórico da tabela periódica 
Todo o conhecimento acumulado no século XVIII sobre o comportamento dos elementos químicos acabou 
chamando a atenção de vários cientistas para a semelhança de propriedades de certos grupos de elementos. 
Essa constatação gerou várias tentativas de classificar os elementos em função dessa semelhança de 
propriedades. Por fim, essas tentativas culminaram na descoberta de uma das leis mais importantes da natureza: 
a Lei Periódica. 
O primeiro passo em 1829 pelo químico alemão Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849), que agrupou de 
três em três os elementos com propriedades químicas semelhantes. Döbereiner denominou esses grupos de 
tríades. 
Mais tarde as tríades de Döbereiner, esquematizadas na tabela abaixo, passaram a ser chamadas de 
grupos naturais. 
 
Note que as tríades de Döbereiner não englobam todos os elementos que já eram conhecidos em 1829. Ele 
apenas selecionou alguns elementos que tinham propriedades semelhantes os dispondo em 6 grupos de 3 
elementos cada. O mesmo foi feito por Hess ao classificar 4 grupos de elementos com propriedades químicas 
semelhantes. 
Outra tentativa foi feita em 1849 pelo cientista sueco naturalizado russo Germain Herny Ivanovitch Hess 
(1802–1850), que publicou no seu manual Fundamentos da Química Pura uma classificação de quatro grupos de 
elementos (não-metais) com propriedades químicas semelhantes: 
 
 
1s2
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
2p6
3p6
4p6
5p6
Ce :
140
58
3d10
4d10 4f2
1s2
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
U :
238
92
3d10
4d10
5d10
4f14
5f4
Tríades 1 2 3 4 5 6 
Elementos 
Lítio Cálcio Fósforo Enxofre Cloro Ferro 
Sódio Estrôncio Arsênio Silênio Bromo Cobalto 
Potássio Bário Antimônio Telúrio Iodo Níquel 
 
Iodo Telúrio Carbono Nitrogênio 
Bromo Selênio Boro Fósforo 
Cloro Enxofre Silício Arsênio 
Flúor Oxigênio 
 
 
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Hess escreveu: “Esta classificação está muito longe de ser natural. No entanto ela reúne elementos em 
grupos muito semelhantes e pode ir aperfeiçoando-se à medida que aumentarem os nossos conhecimentos.” 
Mais tarde, em 1862, o químico e geólogo francês Alexandre Segyyer de Chancourtoir (1820-1896) propôs 
um interessante sistema para classificar os elementos conhecidos, denominado “parafuso telúrico”. 
Chancourtoir distribuiu os elementos na forma de uma espiral de 45° que se desenvolvia na superfície de 
um cilindro. 
Em cada volta da espiral ele colocou 16 elementos em ordem crescente de massa atômica, de modo a 
posicionar os elementos com propriedades semelhantes um por baixo do outro na geratriz do cilindro. No entanto 
ninguém prestou muita atenção ao seu trabalho. 
Por volta de 1864 o químico inglês John Alexandre Reina Newlands (1837-1898) colocou os elementos em 
ordem crescente de suas massas atômicas em colunas verticais de 7 elementos e verificou que as propriedades 
dos elementos se repetiam se repetiam periodicamente (com exceção do hidrogênio) e propôs a chamada “Lei 
das Oitavas”. 
Para Newlands, tudo no mundo estaria subordinado a uma harmonia geral, que seria a mesma tanto para a 
Química como para a Música. 
Por isso, as propriedades dos elementos 
químicos deviam se repetir de 7 em 7, tal como na 
escala musical, sempre que aqueles se dispusessem 
por ordem crescente de suas massas atômicas. 
A classificação de Newlands “funcionava” bem 
até o cálcio, mas, a partir desse elemento, 
apresentava sérias contradições, muitas vezes não 
obedecia à ordem crescente de massa atômica e 
admitia dois elementos numa mesma posição, além 
de apresentar alguns absurdos como o carbono e o 
mercúrio numa mesma coluna, levando à conclusão 
de que esses elementos tinham propriedades 
semelhantes. 
 
 
Tanto o sistema de Chancourtoir como o de Newlands se baseavam na verificação de que, dispondo-se os 
elementos conhecidos em ordem crescente das suas massas atômicas, as propriedades do primeiro elemento 
tinham semelhanças com as do oitavo, as do segundo elemento com as do nono etc. 
Assim, embora a “Lei das Oitavas” fosse um passo importante em direção à classificação periódica 
moderna, ela não foi levada a sério inicialmente pelos cientistas. 
A tabela a seguir mostra como Newlands classificou os elementos (os valores das massas atômicas – 
arredondados – são os atuais e foram colocados para destacar as contribuições e contradições desse sistema). 
 
 
 
O trabalho de Newlands chegou a ser ridicularizado. 
O relatório da conferência da Sociedade Química de Londres, onde ele comunicou os resultados de seu 
trabalho, produziu a seguinte nota: 
Grupos Elementos 
1º grupo 1H 7Li 9Be 10,8B 12C 14N 16O 
2º grupo 19F 23Na 24Mg 27A 28Si 31P 32S 
3º grupo 35,5C 38K 40Ca 48Ti 52Cr55Mn 56Fe 
4º grupo 59Co e 59Ni 63,5Cu 51V 65Zn 115In 75As 79Se 
5º grupo 80Br 85Rb 88Sr 140Ce e 139La 91Zr 163Dy e 96Mo 103Rh e 101Ru 
6º grupo 105Pb 107Ag 112Cd 238U 119Sn 122Sb 128Te 
7º grupo 127I 133Cs 137Ba 181Ta 184W 93Nb 197Au 
8º grupo 195 e 192Ir 204T 
207Pb 232Th 201Hg 209Bi 190Os 
 
 
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“O Sr. John A. R. Newlands apresentou uma comunicação intitulada ‘A Lei das Oitavas e as causas das 
relações entre as massas atômicas’. O autor diz ter descoberto uma lei segundo a qual os elementos com 
propriedades semelhantes apresentam relações especiais, análogas às que existem na música, entre uma nota e 
a sua oitava. [...]. O Dr. Gladstone levantou na base de que no quadro não há mais lugar para elementos a 
descobrir. [...]. O Prof. G. F. F. Foster, humoristicamente, perguntou se o Sr. Newlands não havia tentado dispor 
os elementos por ordem alfabética e se teria descoberto, nesse caso, alguma regularidade [...].” 
Apesar de todos os defeitos, a ideia básica de Newlands foi retomada poucos anos mais tarde, em 1866, 
pelo químico alemão Julius Lothar Meyer (1830-1895), que publicou uma tabela na qual os elementos apareciam 
distribuídos em seis grupos, de acordo com suas valências, ou seja, a fórmula molecular das substâncias simples 
e compostas que cada elemento era capaz de formar. 
Notando que a diferença entre as massas atômicas de elementos consecutivos do mesmo grupo era 
constante, Meyer concluiu: “Não pode haver dúvida de que existe certa relação entre os valores numéricos das 
massas atômicas e as propriedades dos elementos químicos”. Porém, o químico alemão não chegou a nenhuma 
conclusão significativa quanto à importância desse fato. 
A preocupação, tanto de Newlands como de Meyer, era classificar elementos formando grupos com 
semelhanças nas propriedades químicas. Mas para eles não existia relação alguma entre as diversas classes de 
elementos. 
O que difere o trabalho iniciado em 1868 pelo químico russo Dimitri Ivanovitch Mendeleyev (1834-1907) dos 
anteriores é que ele foi o único que procurou relacionar todos os elementos em uma única classificação. 
Mendeleyev chegou à conclusão de que o critério utilizado deveria realmente ser a massa atômica dos elementos. 
Em seu livro Princípios de Química, escreveu:”A massa de uma substância é precisamente a propriedade 
da qual todas as outras dependem...” e concluiu: “Por isso, é muito natural esperar que exista uma relação entre 
as propriedades e semelhanças dos elementos, de um lado, e suas massas atômicas, de outro”. 
Mendeleyev tornou conhecida sua primeira tabela periódica em 1869. 
Na tabela de Mendeleyev os elementos eram distribuídos em linhas, de tal modo que elementos 
quimicamente semelhantes era encontrados sob uma mesma coluna vertical (atualmente, as colunas são 
chamadas de família ou grupos). 
No verão de 1870 Mendeleyev verificou que as massas atômicas dos elementos índio, cério, ítrio, tório e 
urânio estavam erradas e que era necessário mudá-las, e assim mudar também a disposição desses elementos 
no sistema periódico. Assim, o urânio passou a ser o último elemento da série natural tendo também a maior 
massa atômica. 
Mendeleyev foi mais além: deslocou de uma coluna para outra todo elemento cujas propriedades não 
fossem semelhantes com as dos outros membros do grupo, contrariando a ordem crescente de massa atômica. 
Surgiram então algumas lacunas que Mendeleyev destinou a elementos ainda não descobertos, 
prevendo inclusive suas propriedades. 
Os espaços vazios que estavam sob os elementos boro, alumínio e silício foram denominados 
respectivamente eka-boro, eka-alumínio (o prefixo eka significa abaixo de). 
A 11 de dezembro de 1870, Mendeleyev terminou o seu artigo “O sistema natural dos elementos e a sua 
aplicação na determinação das propriedades dos elementos desconhecidos”. 
Nesse artigo ele descreve pela primeira vez a sua classificação utilizando a expressão “Lei periódica”. 
Em julho de 1871 Mendeleyev termina o seu principal artigo dedicado à “Lei Grandiosa” e que se intitula “A 
lei periódica dos elementos químicos”. 
De fato, dispondo segundo massas atômicas crescentes os 63 elementos então conhecidos, verificou que 
aqueles quimicamente semelhantes se colocavam em série, a intervalos regulares. Desse modo, propriedades 
idênticas repetiam-se periodicamente ao longo dessa ordenação. Essa relação ele exprimiu no que chamou lei 
periódica: 
As propriedades dos elementos, assim como as fórmulas e propriedades das substâncias simples e 
compostas que eles formam, são funções periódicas das massas atômicas dos elementos. 
Nesse ano Mendeleyev deu uma nova disposição aos elementos na tabela, que lembra em muitos aspectos 
a que utilizamos atualmente, observe: 
 
 
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*Eka-boro (escândio) **Eka-alumínio (gálio) ***Eka-silício (germânio) 
Para “prever as propriedades dos elementos ainda não descobertos”, Mendeleyev raciocinou da seguinte 
maneira: o lugar que deveria ser ocupado pelo eka-boro (elemento que hoje é denominado escândio), por 
exemplo, se encontra entre o cálcio (massa atômica 40) e o titânio (massa atômica 48). Desse modo, a massa 
atômica do eka-boro deve ser aproximadamente igual ao valor médio: 
40 48
44
2
+
= 
Além disso, ele deve formar com o oxigênio um análogo dos óxidos de boro e de alumínio, X
2
O
3
. O eka-boro 
tem de ser um metal leve, já que se encontra entre eles o cálcio e o titânio, e a sua densidade relativa pode ser 
aproximadamente determinada através da dos seus vizinhos. Assim, sendo a densidade relativa do cálcio de 1,5 e 
a do titânio de 4,5, a do eka-boro deve ser: 
1,5 4,5
3,0
2
+
= 
Os sais de eka-boro devem ser incolores, tal como os dos seus vizinhos; e não deve ser volátil, e as 
propriedades funcionais do seu óxido devem ser básicas, como as do óxido de titânio. 
Procedendo desse modo, Mendeleyev “previa” as propriedades químicas de elementos que ainda não 
haviam sido descobertos. 
Seis anos mais tarde, as previsões de Mendeleyev começaram a ser confirmadas: em 1875, o químico e 
especialista francês Paul Émile Lecoq de Boisbaudran (1838-1912) isolara um novo elemento a partir de um 
mineral encontrado nos Pireneus. O espectro de emissão do mineral apresentava uma linha tênue violeta que não 
se podia atribuir a nenhum dos elementos químicos conhecidos. 
Lecoq designou o novo elemento por gálio em homenagem a sua pátria – a França – cujo antigo nome era 
Gália. 
O gálio era um metal muito raro e o cinema teve bastante trabalho para extrair uma quantidade pouco maior 
que a cabeça de um alfinete, porém teve habilidade suficiente para fazer uma série de experiências que o levou a 
uma descrição pormenorizada das propriedades desse elemento e que incluía a densidade, a temperatura de 
fusão, os seus compostos oxigenados e os sais que formava. 
Pouco tempo depois de comunicar sua descoberta à Academia de Ciências de Paris, recebeu uma carta, 
com um carimbo russo, onde Mendeleyev lhe comunicava que todas as propriedades do gálio estavam corretas, 
exceto sua densidade, que era 5,9 vezes maior que a da água e não 4,7 como ele havia determinado. 
O cientista francês, entre surpreso e intrigado, resolveu verificar novamente a densidade do seu elemento, 
submetendo-o a uma purificação ainda mais rigorosa e observou que realmente havia se enganado e que 
Mendeleyev, mesmo sem nunca ter visto o metal, determinou com precisão a sua densidade: 5,9 vezes maior que 
a da água. 
Em 1879, o químico sueco Lars Ferdrik Nilson (1840-1899) descobriu o escândio, que apresentava as 
propriedades previstas para o eka-boro e finalmente, em 1886,o alemão Clemens Alexander Winkler (1838-1904) 
anunciou o isolamento do germânio, que corresponde ao eka-silício. 
A tabela a seguir mostra algumas propriedades previstas por Mendeleyev em 1871 para o eka-silício 
(germânio) em comparação com as propriedades desse elemento determinadas experimentalmente em 1886 
quando ele foi descoberto. 
 
Períodos Série Grupo I Grupo II Grupo III Grupo IV Grupo V Grupo VI Grupo VII Grupo VIII (transição ao I) 
Hidrogênio 1 H = 1 
Elemento típicos 2 Li = 7 Be = 9,4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 
1º período 
3 Na = 23 Mg = 24 A = 27 Si = 28 P = 31 S = 32 C = 35,5 
4 K = 39 Ca = 40 ? = 44* Ti = 48 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 
Fe = 56 
Ni = 59 
Co = 59 
Cu = 63 
2º periodo 
5 (Cu = 63) Zn = 65 ? = 68** ? = 72*** As = 75 Se = 78 Br = 80 
6 Rb = 85 Sr = 87 Y = 887 Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 ? = 100 
Ru = 104 
Pb = 104 
Rh = 104 
Ag = 108 
3º período 
7 (Ag = 108) Cd = 112 In = 113 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? I = 127 
8 Cs = 133 Ba = 137 ? = 137 Ce = 138? – – – 
4º período 
9 
10 Ta = 182 W = 184 
Os = 190 
Pt = 195 
Ir = 192 
Au = 197 
5º período 
11 (Au = 197) Hg = 200 T= 204 Pb = 207 Bi = 208 
12 Th = 231 U = 240 
 
 
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As dúvidas e críticas que ainda restavam em relação à periodicidade das propriedades dos elementos foram 
totalmente dispersas. Estava definitivamente confirmadas a exatidão das previsões de Mendeleyev. 
Embora mais tarde ficasse provado que a periodicidade das propriedades dos elementos químicos é função 
do número atômico, e não da massa atômica, a tabela de Mendeleyev não perdeu a validade. 
Tal comprovação apenas explicou algumas das discrepâncias que o sistema periódico criado por 
Mendeleyev gerava: por exemplo, a colocação do argônio (massa atômica 39, 95) antes do potássio (massa 
atômica 39,10) ou a do telúrio (massa atômica 127,6) antes do iodo (massa atômica 126,9). 
Acontecimento marcante na história da química, a descoberta da lei periódica foi, sem dúvida, o trabalho 
mais importante de Mendeleyev, que também se dedicou ao estudo da natureza e à origem do petróleo, tendo 
lutado incansavelmente pelo desenvolvimento da indústria petrolífera na Rússia. É ainda considerado o fundador 
da agroquímica em seu país. 
Apesar da consagração mundial, a Academia Russa recusou-se a admiti-lo entre seus membros em virtude 
de sua posição política ser considerada liberal. 
 
3.3. O desenvolvimento da tabela periódica 
 
A descoberta de novos elementos químicos tem sido um processo de avanços desde os tempos da 
Antiguidade. Determinados elementos, como o ouro, aparecem na natureza na forma elementar e foram 
descobertos milhares de anos atrás. Em contraste, alguns elementos são radioativos e intrinsecamente instáveis. 
Viemos conhecê-Ias apenas com a tecnologia do sécuIo XX. 
A maioria dos elementos, apesar de estáveis, está vastamente dispersa na natureza e está incorporada em 
grande número de compostos. Por séculos os cientistas não tinham conhecimento de sua existência. No início do 
século XIX, os avanços na química fizeram com que ficasse mais fácil isolá-Ias a partir de seus compostos. Como 
resultado, o número de elementos conhecidos mais que dobrou, de 31 em 1800 para 63 por volta de 1865. 
À medida que o número de elementos conhecidos aumenta, os cientistas começam a investigar as 
possibilidades de classificá-Ios de maneira útil. Em 1869 Dmitri Mendeleev, na Rússia, e Lothar Meyer, na 
Alemanha, publicaram esquemas de classificação praticamente idênticos. Os dois cientistas observaram que as 
similaridades das propriedades físicas e químicas tornam a se repetir periodicamente quando os elementos são 
distribuídos em ordem crescente de massa atômica. Os cientistas daquela época não tinham conhecimento dos 
números atômicos. As massas atômicas, entretanto, geralmente cresciam com o aumento do número atômico, 
logo tanto Mendeleev quanto Meyer casualmente distribuíram os elementos em ordem apropriada. As tabelas dos 
elementos desenvolvidas por Mendeleev e Meyer foram as precursoras da tabela periódica moderna. 
Apesar de Mendeleev e Meyer terem chegado basicamente à mesma conclusão sobre a periodicidade das 
propriedades dos elementos, a Mendeleev são dados os créditos por desenvolver suas ideias mais eficazmente e 
estimular mais trabalhos novos na química. Sua insistência em listar os elementos com características similares 
nas mesmas famílias forçou-o a deixar vários espaços em branco na tabela. Por exemplo, tanto o gálio (Ga) 
quanto o germânio (Ge) eram desconhecidos naquela época. Mendeleev corajosamente previu sua existência e 
suas propriedades, referindo-se a eles como eka-alumínio e eka-silício, termos criados por ele mesmo para indicar 
abaixo de quais elementos eles aparecem na tabela periódica. Quando esses elementos foram descobertos, 
soube-se que suas propriedades eram muito parecidas com as previstas por Mendeleev. 
Em 1913, dois anos após Rutherford propor o modelo atômico do átomo, um físico inglês chamado Henry 
Moseley (1887-1915) desenvolveu o conceito de números atômicos. Moseley determinou as frequências de raios 
X emitidas à medida que diferentes elementos eram bombardeados com elétrons de alta energia. Ele descobriu 
que cada elemento produz raios X de frequência única; além disso, ele descobriu que a frequência geralmente 
Propriedade Eka-silício Germânio 
Massa atômica 72 73,32 
Densidade 5,5 5,47 
Cor Cinzento Cinzento-claro 
Calor específico 0,073 0,076 
Composto com oxigênio XO2 GeO2 
Composto com o cloro XC4 GeC4 
 
 
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aumenta quando a massa atômica aumenta. Ele distribui as frequências de raios X em ordem atribuindo um 
número inteiro exclusivo para cada elemento, chamado número atômico. Moseley identificou corretamente o 
número atômico como o número de prótons no núcleo do átomo e o número de elétrons no átomo. 
O conceito de número atômico esclareceu alguns problemas nas versões anteriores da tabela periódica, 
que eram baseadas na massa atômica. Por exemplo, a massa atômica do Ar (número atômico 18) é maior que a 
do potássio (número atômico 19). Entretanto, quando os elementos são arranjados em ordem crescente de 
número atômico, em vez de ordem crescente de massa atômica, Ar e K aparecem em seus lugares corretos na 
tabela. Os estudos de Moseley tornaram possível também identificar os ‘buracos’ na tabela periódica, que levaram 
à descoberta de novos elementos. 
 
 
3.4. Classificação dos elementos na tabela periódica 
 
Você pode notar variações muito pequenas nas tabelas periódicas de um livro para outro ou entre as das 
salas de aula e as dos livros. Essas diferenças são apenas uma questão de estilo, ou com relação à informação 
em particular incluída na tabela; não existem, portanto, diferenças fundamentais. 
Os elementos em uma coluna da tabela periódica são conhecidos como um grupo ou família. A maneira 
como os grupos são chamados é de certa forma arbitrário, e três diferentes esquemas de nomes são comumente 
utilizados, dois dos quais são mostrados na Figura 2.16. O grupo de nomes superior, que têm designações A e B, 
é amplamente utilizado na América do Norte. Números romanos em vez de arábicos são em geral adotados nesse 
sistema. 
Grupo 7A, por exemplo, é normalmente chamado de VIlA. Os europeus usam uma convenção similar que numera 
as colunas de IA até 8A e então de lB até 8B; assim, o grupo encabeçado pelo flúor (F) recebe o nome de 7B (ou 
VIlB) em vez de 7A. No esforço de eliminar essa confusão, a União Internacional de Química Pura e Aplicada 
(Iupac) propôs uma convenção na qual osgrupos são numerados de 1 até 18 sem as designações de A e B, como 
mostrado no grupo inferior de nomes no alto da tabela, na Figura 2.16.Aqui, ainda usaremos a convenção norte-
americana tradicional. 
Elementos que pertencem ao mesmo grupo geralmente apresentam algumas similaridades em suas 
propriedades físicas e químicas. Por exemplo, os 'metais de cunhagem' - cobre (Cu), prata (Ag) e ouro (Au) –
pertencem ao grupo lB. Como o próprio nome sugere, os metais de cunhagem são usados no mundo inteiro para 
a fabricação de moedas. Vários outros grupos na tabela periódica também têm nomes, como mostrado na Tabela 
2.3. 
Os elementos em um grupo da tabela periódica têm propriedades similares porque apresentam o mesmo tipo de 
organização dos elétrons na periferia dos átomos. 
Todos os elementos do lado esquerdo e do meio da tabela (com exceção do hidrogênio) são elementos 
metálicos, ou metais. A maioria dos elementos é metálica. Os metais compartilham várias propriedades 
características, como brilho e altas condutividades elétricas e térmicas. Todos os metais, com exceção do 
mercúrio (Hg), são sólidos à temperatura ambiente. Os metais estão separados dos elementos não-metálicos por 
uma linha diagonal semelhante a uma escada que vai do boro (B) ao astatino (At), como mostrado na Figura 2.16. 
O hidrogênio, apesar de estar do lado esquerdo da tabela periódica, é um não-metal. À temperatura ambiente 
alguns dos não-metais são gasosos, outros são líquidos e outros, sólidos. Eles geralmente diferem dos metais na 
aparência (Figura 2.17) e em outras propriedades físicas. Muitos dos elementos que estão na borda que separa os 
metais dos não-metais, como o antimônio (Sb), têm propriedades que estão entre as dos metais e as dos não-
metais. Esses elementos são em geral chamados de metalóides. 
 
 
 
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4. Tamanhos de átomos e íons 
 
Uma das propriedades mais importantes de um átomo 
ou íon é o tamanho. Geralmente pensamos em átomos e 
íons como objetos esféricos e duros. Entretanto, de acordo 
com o modelo da mecânica quântica, os átomos e os íons 
não têm limites pontuais definidos nos quais a distribuição 
eletrônica torna-se zero. As bordas dos átomos e íons são, 
portanto, bastante ‘vagas’. Não obstante, podemos definir 
seus respectivos tamanhos de várias maneiras com base nas 
distâncias entre os átomos em várias situações. 
 
 
Imagine um conjunto de átomos de argônio na fase gasosa. Quando os átomos colidem uns com os outros 
durante os movimentos, eles ricocheteiam, separando-se — como bolas de bilhar. Isso acontece porque as 
nuvens eletrônicas dos átomos que estão colidindo não podem penetrar umas nas outras até certa quantidade 
significativa. As distâncias mais próximas separando os núcleos durante tais colisões determinam o raio aparente 
dos átomos de argônio. Podemos chamar esses raios de raios não-ligantes de um átomo. 
Quando dois átomos estão quimicamente ligados, como na molécula de Cl
2
, existe uma interação atrativa 
entre eles, que os leva a uma ligação química. Para o momento, precisamos apenas compreender que essa 
interação atrativa coloca os dois átomos mais próximos do que eles estariam em uma colisão não-ligante. 
Podemos definir um raio atômico com base na distância que separa os núcleos dos átomos quando eles estão 
quimicamente ligados. Essa distância, chamada raio ligante, é menor que o raio não-ligante, como ilustrado na 
Figura 5. Os modelos de preenchimento de espaço, usam o raio não-ligante (também chamado raio de Van der 
Waals) para determinar o tamanho dos átomos. Os raios atômicos ligantes (também chamados raios covalentes) 
são usados para determinar as distâncias entre seus centros. 
Os cientistas têm desenvolvido uma variedade de métodos para medir as distâncias separando núcleos em 
moléculas. A partir de observações dessas distâncias em muitas moléculas, a cada elemento pode ser atribuído 
um raio covalente. Por exemplo, na molécula de I
2
, observou-se que a distância separando os núcleos de iodo é 
2,66 Å. Com base nisso, podemos definir o raio covalente do iodo como 1,33 Å. Similarmente, a distância 
separando dois núcleos de carbono adjacentes no diamante, que é uma rede sólida tridimensional, é 1,54 Å; 
assim, ao raio covalente do carbono é atribuído o valor de 0,77 Å. Os raios de outros elementos podem ser 
definidos de maneira similar (Figura 6). (Para o hélio e o neônio, os raios ligantes devem ser estimados porque 
não existem combinações químicas conhecidas.) 
Os raios atômicos permitem-nos estimar os comprimentos de ligação entre diferentes elementos em 
moléculas. Por exemplo, o comprimento da ligação Cl — Cl no Cl
2
 é 1,99 Å, logo se atribui um raio de 0,99 Å para 
o Cl. No composto CCl4, o comprimento da ligação C — Cl é 1,77 Å, muito próximo da soma (0,77 + 0,99 Å) dos 
raios atômicos para C e Cl. 
 
 
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4.1. Tendências periódicas nos raios atômicos 
 
Se examinarmos o ‘mapa de ajuda’ de raios atômicos na Figura 6, observaremos duas tendências 
interessantes nos dados: 
1. Em cada coluna (grupo) o número atômico tende a crescer à medida que descemos. Essa tendência resulta 
basicamente do aumento do número quântico principal (n) dos elétrons mais externos. Conforme descemos 
em um grupo, os elétrons mais externos passam mais tempo afastados do núcleo, fazendo com que o átomo 
aumente de tamanho. 
2. Em cada período o raio atômico tende a diminuir quando vamos da esquerda para a direita. O principal fator 
influenciando essa tendência é o aumento na carga nuclear efetiva (Zef) à medida que nos movemos ao longo 
do período. O aumento da carga nuclear efetiva atrai continuamente os elétrons, inclusive os mais externos, 
para perto do núcleo, fazendo com que o raio diminua. 
3. Observe a figura seguinte e perceba que nos perídos 4, 5 e 6, o decréscimo nos raios atômicos ao longo do 
período é moderado pela intervenção da série dos elementos de transição. Por quê? A estruturação de 
configurações eletrônicas da série dos elementos de transição é caracterizada por um aumento gradual do 
número de elétrons na segunda camada externa (n-1), e não na camada de valência, n. Uma vez que os 
elétrons são colocados em (n-1)d, entre o núcleo e a camada de valência, eles protegem parcialmente os 
elétrons da camada de valência da força de atração exercida pelo núcleo. Este efeito protetor reduz a carga 
nuclear efetiva mantendo os elétrons de valência do átomo. Portanto, ao longo da série dos elementos de 
transição, o raio atômico não decresce tão rapidamente como nas série dos elementos representativos. No 
final da série dos elementos de transição, a subcamada (n-1)d, se aproxima de sua população máxima, 10 
elétrons, aumentando o efeito de blindagem; consequentemente as repulsões inter-eletrônicas entre a camada 
(n-1) e a camada de valência acarretam um menor aumento de tamanho. Somente após o preenchimento 
completo da subcamada (n-1)d, no término da série dos elementos de transição, os elétrons serão novamente 
adicionados à camada de valência. A partir daí, o aumento na carga nuclear efetiva reassume uma 
pronunciada contração para o resto do período. 
4. Os lantanóides mostram ainda um maior efeito de blindagem pelos elétrons internos. Percorrendo esta série 
os elétrons são adicionados à subcamada (n-2)f, enquanto aumenta simultaneamente a carga nuclear. O 
aumento do efeito de blindagem da subcamadaf compensa quase completamente o aumento da carga 
nuclear, resultando numa pequena contração através da série. De um lantanóide para o próximo, o aumento 
do efeito de blindagem exercido pelos elétrons da camada interna resulta num aumento da carga nuclear. 
Assim, a contração do raio é de 0,001 nm de um átomo para o outro, mas como eles são 14 elementos na 
série, a contração total é de 0,013 nm. Esta contração total é significativa e é denominada contração 
lantanódica. 
 
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4.2. Tendências nos tamanhos dos íons 
Os tamanhos dos íons são baseados nas distâncias um do outro em compostos iônicos. Como o tamanho 
de um átomo, o tamanho de um íon depende de sua carga nuclear, do número de elétrons que ele possui e dos 
orbitais nos quais os elétrons de nível mais externo localizam-se. A formação de um cátion desocupa os orbitais 
mais extensos em relação ao espaço e também diminui as repulsões totais elétron-elétron. Como consequência, 
os cátions são menores que os átomos que lhes dão origem, como ilustrado na Figura 7. O oposto é verdade para 
íons negativos (ânions). Quando elétrons são adicionados a um átomo neutro para formar um ânion, o aumento 
das repulsões elétron-elétron faz com que os elétrons se espalhem mais no espaço. Assim, os ânions são maiores 
que os átomos que lhes dão origem. 
Para íons de mesma carga, o tamanho aumenta à medida que descemos um grupo na tabela periódica. 
Essa tendência é também vista na Figura 7. À medida que o número quântico principal do orbital mais externo 
ocupado de um íon aumenta, o tamanho dele próprio aumenta. 
O efeito da variação da carga nuclear nos raios iônicos é visto na variação dos raios em uma série 
isoeletrônica de íons. O termo isoeletrônico significa que os íons possuem o mesmo número de elétrons. Por 
exemplo, cada íon na série O2–, F–, Na+, Mg2+ e Al3+ tem dez elétrons. A carga nuclear nessa série aumenta 
continuamente na ordem listada. (Lembre-se de que a carga no núcleo de um átomo ou íon monoatômico é dada 
pelo número atômico do elemento.) Uma vez que o número de elétrons permanece constante, o raio do íon 
diminui com o aumento da carga nuclear, à medida que os elétrons estão mais fortemente presos ao núcleo: 
––– Aumentando a carga nuclear → 
 
 O2– F– Na+ Mg2+ Al3+ 
 1,40 Å 1,33Å 0,97 Å 0,66 Å 0,51Å 
 
––– Diminuindo o raio iônico → 
Observe as posições desses elementos na tabela periódica e também seus números atômicos. Os ânions 
não-metálicos antecedem o gás nobre Ne na tabela. Os cátions metálicos estão logo após o Ne. O oxigênio, o 
maior íon nessa série isoeletrônica, tem o menor número atômico, 8. O alumínio, o menor desses íons, tem o 
maior número atômico, 13. 
 
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5. Energias das Subcamadas Atômicas e Colocação dos Elétrons 
 
Nosso objetivo é a compreensão da distribuição dos elétrons nos átomos com muitos elétrons. Estes 
átomos podem ser “construídos” colocando-se os elétrons nas camadas (caracterizadas pelo número quântico n) 
com as energias crescentes. Dentro de cada camada, os elétrons são colocados nos orbitais da subcamada 
(caracterizados pelo número quântico ), na ordem das energias crescentes. Em geral, os elétrons são colocados 
de tal maneira que a energia total do átomo seja a menor possível. 
 
5.1. Prova Experimental das Configurações dos Elétrons 
 
Antes de entrar nos detalhes das configurações dos elétrons, é importante ter em mente que a visão da 
configuração dos elétrons nos átomos provém da experiência. O modelo ondulatório do átomo é uma tentativa que 
tem êxito apreciável na racionalização das observações experimentais. 
Vimos que se formam íons positivos pela remoção de um ou de mais de um elétron de um átomo. A energia 
necessária neste processo é a energia de ionização. 
 
Primeira energia de ionização Be(g) → Be+(g) + e– (899,4 kJ/mol) 
Segunda energia de ionização Be+(g) → Be2+(g) + e– (1757,1 kJ/mol) 
 
 
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A segunda energia de ionização é 
sempre maior que a primeira pois o elétron 
é removido de um íon com carga positiva, 
enquanto o primeiro elétron é removido de 
um átomo neutro. 
É possível determinar as energias de 
ionização, como as do berílio, 
experimentalmente. Podemos plotar estes 
dados como a razão entre a segunda e a 
primeira energias de ionização de um 
elemento em função do número atômico 
(Figura 1). (Para o berílio, por exemplo, a 
razão é 1.757,1/899,4 = 1,95.) Este gráfico 
proporciona excelente demonstração da 
configuração dos elétrons em camadas e 
subcamadas de diferentes energias. 
Também mostra a periodicidade de 
propriedades que caracterizam os 
elementos químicos. 
 
 
 
• O lítio, o sódio e o potássio principiam, cada qual, uma nova fila da tabela periódica e têm as razões das 
energias de ionização muito mais elevadas que as dos outros elementos. Podemos concluir desta observação 
experimental que um elétron (removido na primeira ionização) ocupa uma nova camada eletrônica, n, cuja 
energia é muito mais elevada do que a da camada usada pelos elétrons dos elementos na fila anterior. A 
segunda energia de ionização é muito maior, principalmente porque o segundo elétron deve ser removido da 
camada n – 1, e esta camada tem energia muito mais baixa que a camada n. 
 
Primeira energia de ionização (513,3 kJ/moI) 
Li(g) → Li+(g) + e– 
 da camada n = 2 
Segunda energia de ionização (7298,0 kJ/mol) 
 Li+(g) → Li2+(g)+ e– 
 da camada n = 1 
 
• Exceto no caso dos metais alcalinos, a maioria dos elementos tem aproximadamente a mesma razão entre as 
energias de ionização (os valores desta razão ficam entre 1, 7 e 3). Podemos interpretar este resultado 
admitindo que os dois elétrons removidos, dos elementos berílio até neônio, por exemplo, estão na mesma 
camada eletrônica. 
• As razões para o boro e o alumínio são ligeiramente maiores que as dos outros elementos da mesma fila da 
tabela periódica (excetuando-se, é claro, os metais alcalinos pertinentes). Isto indica que uma subcamada se 
completa no Be e no Mg. O boro e o alumínio são os elementos nos quais os elétrons estão numa nova 
subcamada que têm energias ligeiramente maiores que as das subcamadas ocupadas pelos elétrons do Be e 
do Mg. Então, o primeiro elétron no boro, por exemplo, é removido de uma subcamada da camada n = 2, e o 
segundo elétron provém de uma subcamada de energia mais baixa, porém ainda na camada n = 2. 
 
Vamos ver agora como o modelo aceito para a estrutura atômica concorda com as observações 
experimentais e suas explicações. 
 
5.2. Ordem das Energias das Subcamadas e Colocação dos Elétrons 
 
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A teoria quântica prevê que a energia do átomo de 
H, monoeletrônico, depende somente do valor de n (E = 
– Rhc/n2). Para os átomos mais pesados, no entanto, a 
situação é mais complexa. O gráfico da energia de 
ionização na Figura 1 e a ordem das energias das 
subcamadas, determinada experimentalmente na Figura 
2, mostram que as energias nos átomos multieletrônicos 
dependem de n e de . As subcamadas com n = 3, por 
exemplo, têm energias diferentes que estão na ordem 3s 
< 3p < 3d.A ordem das energias das subcamadas na Figura 
2 e a configuração real dos elétrons dos elementos 
levam a duas regras gerais para se determinar a 
configuração eletrônica dos elementos em fase gasosa: 
• Os elétrons são associados a subcamadas na ordem 
dos valores crescentes de “n + ”. 
• Dadas duas subcamadas com o mesmo valor de “n + 
”, os elétrons entram primeiro na subcamada de 
menor n. 
 
 
 
Estas regras dizem, por exemplo, que os 
elétrons vão para a subcamada 2s (n +  = 2 + 0 = 2) 
antes de ocuparem a subcamada 2p (n +  = 2 + 1 = 
3), ou que eles obedecem à ordem de ocupação 3s (n 
+  = 3 + 0 = 3) antes de 3p (n +  = 3 + 1 = 4) antes 
de 3d (n +  = 3 + 2 = 5). Significa, também, que os 
elétrons enchem a subcamada 4s (n +  = 4) antes da 
subcamada 3d (n +  = 5). Esta ordem de 
preenchimento, resumida na Figura 3, é verificada 
amplamente pela experiência. 
 
 
 
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6. Carga nuclear efetiva 
 
Para entender as propriedades dos átomos, 
devemos estar familiarizados não apenas com as 
configurações eletrônicas, mas também com a 
intensidade da força de atração entre o núcleo e os 
elétrons mais externos. A lei de Coulomb de atração 
indica que a força da atração entre as duas cargas 
elétricas depende da magnitude das cargas e da 
distância entre elas. Portanto, a força de atração 
entre um elétron e o núcleo depende da magnitude 
da carga nuclear líquida agindo no elétron e da 
distância média entre o núcleo e o elétron. A força de 
atração aumenta na mesma proporção que a carga 
nuclear, e diminui à medida que o elétron se afasta 
do núcleo. 
 
 
 
Em um átomo polieletrônico, cada elétron é simultaneamente atraído pelo núcleo e repelido pelos outros 
elétrons. Em geral, existem tantas repulsões elétron-elétron que não podemos analisar exatamente a situação. 
Entretanto, podemos estimar a energia de cada elétron considerando como ele interage com o ambiente médio 
criado pelo núcleo e os outros elétrons no átomo. Essa abordagem permite-nos tratar cada elétron individualmente 
como se ele estivesse se movendo no campo elétrico criado pelo núcleo e pela densidade eletrônica vizinha dos 
outros elétrons. Esse campo elétrico é equivalente ao campo gerado por uma carga localizada no núcleo, 
chamada carga nuclear efetiva. A carga nuclear efetiva, Z
ef 
agindo em um elétron é igual ao número de prótons 
no núcleo, Z, menos o número médio de elétrons, S, que está entre o núcleo e o elétron em questão: 
 
Z
ef 
= Z – S 
 
Como S representa uma média, não é necessário que ele seja um número inteiro. 
Muitas das propriedades dos átomos são determinadas pela carga nuclear efetiva sofrida por seus elétrons 
mais externos, ou de valência. Qualquer densidade eletrônica entre o núcleo e um elétron mais externo diminui a 
carga nuclear efetiva agindo em um elétron mais externo. Diz-se que a densidade eletrônica relativa aos elétrons 
mais internos blinda ou protege os elétrons mais externos da carga total do núcleo. Uma vez que os elétrons mais 
internos estão localizados basicamente entre o núcleo e os elétrons mais externos, eles são mais eficientes em 
blindar os elétrons mais externos. Por outro lado, os elétrons de mesmo nível dificilmente blindam uns aos outros 
da carga do núcleo. Como resultado, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos é determinada 
basicamente pela diferença entre a carga do núcleo e a carga dos elétrons internos. 
Podemos estimar aproximadamente a carga nuclear efetiva usando a carga nuclear e o número de elétrons 
internos. O magnésio (número atômico 12), por exemplo, tem configuração eletrônica [Ne]3s2. A carga nuclear do 
átomo é 12+, e a camada mais interna de Ne consiste em dez elétrons. Grosso modo, esperaríamos que cada 
elétron mais externo sofresse uma carga nuclear efetiva de aproximadamente 12 –10 = 2+, como mostrado de 
 
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modo simplificado na Figura 4 (a). Entretanto, esse cálculo subestima a carga nuclear efetiva porque os elétrons 
mais externos de um átomo têm muitas probabilidades de estar no cerne, como mostrado na Figura 4 (b). De fato, 
cálculos mais detalhados indicam que a carga nuclear efetiva agindo nos elétrons mais externos do Mg é na 
realidade 3,3+. 
A carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons mais externos aumenta quando passamos de elemento para 
elemento por um período da tabela. Apesar de o número de elétrons internos permanecerem o mesmo à medida 
que nos movemos no período, a carga nuclear real aumenta. Os elétrons de nível mais externo adicionados para 
contrabalançar o aumento da carga nuclear blindam uns aos outros com muito pouca eficiência. Logo, a carga 
nuclear efetiva aumenta progressivamente. Por exemplo, os elétrons mais internos 1s2 do lítio (1s22s1) blindam os 
elétrons mais externos 2s do núcleo carregado 3+ com eficiência satisfatória. Consequentemente, os elétrons 
mais externos sofrem carga nuclear efetiva de aproximadamente 3 – 2 = 1 +. Para o berílio (1s2 2s2), a carga 
nuclear efetiva sofrida pelos elétrons 2s mais externos é maior; nesse caso, os elétrons mais externos blindam 
apenas parcialmente o outro. Dessa forma, a carga nuclear efetiva sofrida por cada elétron 2s é em torno de 4 – 2 
= 2+. 
Descendo em uma família, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons dos níveis mais externos varia 
muito menos do que varia ao longo do período. Por exemplo, esperaríamos que a carga nuclear efetiva para os 
elétrons mais externos no lítio e no sódio fosse aproximadamente a mesma, em torno de 3 – 2 = 1 + para o lítio e 
11–10 = 1+ para o sódio. Entretanto, na realidade, a carga nuclear efetiva aumenta ligeiramente à medida que 
descemos na família, porque cernes de elétrons maiores são mais eficientes em blindar da carga nuclear os 
elétrons mais externos. Nem por isso a pequena variação na carga nuclear efetiva ocorrida ao se descer na 
família é menos relevante que o aumento ocorrido ao longo do período. 
 
7. Energia de ionização 
 
A facilidade com que os elétrons podem ser removidos de um átomo é um indicador importante do 
comportamento químico dele. A energia de ionização de um átomo ou íon é a mínima necessária para remover 
um elétron de um átomo ou íon gasoso isolado em seu estado fundamental. A primeira energia de ionização, I
1
, é 
a energia necessária para remover o primeiro elétron de um átomo neutro. Por exemplo, a primeira energia de 
ionização para o átomo de sódio é a energia necessária para o seguinte processo: 
 
Na(g) → Na+(g) + e– 
 
A segunda energia de ionização, I
2
, é a energia necessária para remover o segundo elétron, e assim por 
diante, para remoções de elétrons adicionais. Portanto, I
2
, para o átomo de sódio, é a energia associada com o 
seguinte processo: 
 
Na+(g) → Na2+(g) + e– 
 
Quanto maior a energia de ionização, mais difícil a remoção de um elétron. 
 
7.1. Variações nas energias de ionização sucessivas 
 
As energias de ionização para os elementos do sódio até o argônio estão relacionadas na Tabela 2. 
Observe que elas aumentam de magnitude à medida que os elétrons são removidos: I
1
 < I
2
 < I
3
 etc. Essa 
tendência ocorre porque, com cada remoção sucessiva, um elétron é afastado de um íon cada vez mais positivo, 
necessitando, por isso, de cada vez mais energia. 
A segunda característica importante da Tabela 2 é o aumento brusco na energia de ionização, que ocorre 
quando um elétron do nível mais interno é removido. Por exemplo, considere o silício, cuja configuração eletrônica 
é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 ou [Ne] 3s2 3p2. 
 
 
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As energias de ionização aumentam continuamente de 786 para 4.360 kJ/moI para a perda de quatro 
elétrons nos subníveis. A remoção do quinto elétron, que vem do subnível 2p, requer uma quantidade muito maior 
de energia: 16.100 kJ/mol. O grande aumento da energia ocorre porque os elétrons 2p do nível mais interno estão 
muito mais próximos do núcleo e sofrem carga nuclear efetiva maior que os elétrons 3s e 3p do nível de valência. 
Cada elemento exibe um aumento maior na energia de ionização quando os elétrons são removidos de seu 
cerne de gás nobre. Essa observação ampara a ideia de que apenas os elétrons mais externos, aqueles além do 
cerne de gás nobre, estão envolvidos no compartilhamento e transferência de elétrons que dão origem às ligações 
e reações químicas. Os elétrons mais internos estão ligados muito fortemente ao núcleo para serem perdidos pelo 
átomo ou até compartilhados com outro átomo. 
 
7.2. Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização 
Temos visto que a energia de ionização para certo elemento aumenta à medida que removemos elétrons 
sucessivamente. Quais as tendências que observamos nas energias de ionização conforme passamos de um 
elemento para outro na tabela periódica? A Figura 8 mostra um gráfico de I
1
 versus número atômico para os 
primeiros 54 elementos. As importantes tendências são como se seguem: 
 
1. Em cada período, I1 geralmente aumenta com o aumento do número atômico. Os metais alcalinos têm a 
menor energia de ionização em cada período e os gases nobres, as maiores. Existem pequenas 
irregularidades nessa tendência que abordaremos em breve. 
2. Em cada grupo a energia de ionização geralmente diminui com o aumento do número atômico. Por exemplo, 
as energias de ionização dos gases nobres seguem a seguinte ordem He > Ne > Ar > Kr > Xe. 
 
 
Tabela 2: Valores das energias de ionização sucessivas, I, para os elementos do sódio até o argônio (kJ/mol)
Elemento I
1
I
2
I
3
I
4
I
5
I
6
I
7
Na 496 4.560 elétrons dos níveis mais internos
Mg 738 1.450 7.730
Al 578 1.820 2.750 11.600
Si 786 1.580 3.230 4.360 16.100
P 1.012 1.900 2.910 4.960 6.270 22.200
S 1.000 2.250 3.360 4.560 7.010 8.500 27.100
Cl 1.251 2.300 3.820 5.160 6.540 9.460 11.000
Ar 1.521 2.670 3.930 5.770 7.240 8.780 12.000
 
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3. Os elementos representativos 
apresentam uma maior faixa de 
valores de I1 que os elementos 
metálicos de transição. Em geral, as 
energias de ionização dos elementos 
de transição aumentam 
vagarosamente na medida em que 
vamos da esquerda para a direita em 
um período. Os metais do bloco f, os 
quais não estão mostrados na Figura 
8 também apresentam apenas uma 
pequena variação nos valores de l1. 
 
 
Informações adicionais sobre as tendências periódicas nas primeiras energias de ionização dos elementos 
representativos são ilustradas na Figura 9. 
Normalmente, os menores átomos têm energias de ionização maiores. Os fatores que influenciam o 
tamanho atômico também influenciam as energias de ionização. A energia necessária para remover um elétron de 
um nível mais externo depende tanto da carga nuclear efetiva quanto da distância média do elétron ao núcleo. À 
medida que essa atração aumenta, torna-se mais difícil remover o elétron e, assim, a energia de ionização 
aumenta. 
 
Conforme nos movemos por um período, existe tanto aumento na carga nuclear efetiva quanto diminuição 
no raio atômico, fazendo com que a energia de ionização aumente. Entretanto, à proporção que descemos em 
uma coluna, o raio atômico aumenta, enquanto a carga nuclear efetiva varia pouco. Portanto, a atração entre o 
núcleo e os elétrons diminui, provocando diminuição na energia de ionização. 
As irregularidades dentro de um dado período são um pouco sutis, mas são explicadas facilmente. Por 
exemplo, a diminuição na energia de ionização do berílio ([He]2s2) ao boro ([He]2s22p1) ocorre porque os elétrons 
no orbital preenchido 2s são mais eficientes em blindar os elétrons no subnível 2p do que são em se blindarem. 
Essa é essencialmente a mesma razão pela qual os orbitais 2p de átomos polieletrônicos apresentam energia 
mais alta que o 2s. A diminuição na energia de ionização quando passamos do nitrogênio ([He]2s2 2p3) para o 
oxigênio ([He]2s2 2p4) é relativa à repulsão dos elétrons emparelhados na configuração p4. (Lembre-se de que, de 
acordo com a regra de Hund, cada elétron na configuração p3 localiza-se em diferentes orbitais p.) 
 
8. Afinidades eletrônicas 
A energia de ionização mede a energia associada com a remoção de elétrons de um átomo para formar 
íons carregados positivamente. Por exemplo, a primeira energia de ionização do Cl(g), 1.251 kJ/mol, é a variação 
de energia associada com o seguinte processo: 
 
 Energia de ionização: Cl(g) → Cl+(g) + e– ∆E = 1.251 kJ/mol 
 
 [Ne]3s23p5 [Ne]3s23p4 
 
 
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O valor positivo da energia de ionização significa que a energia deve ser fornecida ao átomo para que o 
elétron seja removido. 
Além disso, muitos átomos podem ganhar elétrons para formar íons carregados negativamente. A variação 
de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso chama-se afinidade eletrônica 
porque ela mede a atração, ou afinidade, de um átomo pelo elétron adicionado. Para muitos átomos, a energia é 
liberada quando um elétron é adicionado. Por exemplo, a adição de um elétron ao átomo de cloro é acompanhada 
por uma variação de energia de – 349 kJ / moI, o sinal negativo indicando que a energia é liberada durante o 
processo. 
 Consequentemente, dizemos que a afinidade eletrônica do Cl é – 349 kJ/mol:2 
 
 Afinidade eletrônica: Cl(g) + e– → Cl–(g) ∆E = – 349 kJ/mol 
 
 [Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1 
 
É importante entender as diferenças entre energia de ionização e afinidade eletrônica: a energia de 
ionização mede a facilidade com que um átomo perde um elétron, enquanto a afinidade eletrônica mede a 
facilidade com que um átomo ganha um elétron. 
Quanto maior a atração entre determinado átomo e um elétron adicionado, mais negativa será a afinidade 
eletrônica do átomo. Para alguns elementos, como os gases nobres, a afinidade eletrônica tem valor positivo, 
significando que o ânion tem energia mais alta do que os átomos e elétrons separados: 
 
 Ar(g) + e– → Ar–(g) ∆E > 0 
 
 [Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1 
Como ∆E > 0, o íon Ar– é instável e não se forma. 
A Figura 10 mostra as afinidades eletrônicas para os elementos representativos dos primeiros cinco 
períodos da tabela periódica. A afinidade eletrônica, geralmente, torna-se cada vez mais negativa à proporção que 
caminhamos em direção aos halogênios. Os halogênios, que têm um elétron a menos para preencher 
completamente o subnível p, apresentam as afinidades eletrônicas mais negativas. Ao ganhar um elétron, um 
átomo de halogênio forma um íon negativo estável que tem a configuração de um gás nobre (Equação 2). 
Entretanto, a adição de um elétron a umgás nobre necessitaria que esse elétron fosse colocado em um 
subnível de mais alta energia (Equação 3). Ocupar um subnível de mais alta energia é energeticamente muito 
desfavorável; assim, a afinidade eletrônica é altamente positiva. As afinidades eletrônicas do Be e do Mg são 
positivas pela mesma razão; o elétron adicionado estaria localizado em um subnível p anteriormente vazio que é 
de mais alta energia. 
 
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As afinidades eletrônicas dos elementos do grupo 5A (N, P, As, Sb) são também interessantes. Uma vez 
que esses elementos têm subníveis p preenchidos pela metade, o elétron adicionado deve entrar em um orbital 
que já está ocupado, resultando em repulsões elétron-elétron maiores. Como resultado, esses elementos têm 
afinidades eletrônicas que são ou positivas (N) ou menos negativas que as de seus vizinhos à esquerda (P, As, 
Sb). 
As afinidades eletrônicas não variam muito à medida que descemos um grupo. Por exemplo, considere as 
afinidades eletrônicas dos halogênios (Figura 10). Para o F, o elétron adicionado entra em um orbital 2p, para o 
cloro em um orbital 3p, para o Br em um orbital 4p, e assim por diante. Conforme passamos do F para o I, dessa 
forma reduzindo as repulsões elétron-elétron. Uma atração elétron-núcleo é, portanto, contrabalançada por 
menores repulsões elétron-elétron. 
 
9. Eletronegatividade 
 
A eletronegatividade deve ser considerada como uma propriedade resultante da energia de ionização e da 
eletroafinidade. 
Logo, na Tabela Periódica a eletronegatividade deve variar de maneira semelhante à energia de ionização e 
à eletroafinidade. 
 
 
 
A eletronegatividade dos gases nobres é desconhecida. 
 
10. Reatividade química 
Um elemento químico deve ser considerado 
muito reativo quando perde ou ganha elétrons com 
facilidade. Isso significa que um átomo reage 
facilmente quando possui: 
a) energia de ionização baixa, pois perde elétrons 
 facilmente; 
b) ou afinidade eletrônica alta, o que indica que 
recebe elétrons facilmente. 
 
 
 
É óbvio que os gases nobres, muito estáveis, devem ser excluídos também dessa variação. 
 
11. Caráter metálico (Eletropositividade) 
 
A grande característica de um metal consiste em sua capacidade de perder elétrons, por possuir um 
pequeno número de elétrons na camada mais externa. 
O caráter metálico mede a capacidade de átomo para perder elétrons, e por isso deve ser associado à 
energia de ionização. 
Temos, assim, a classificação já bem conhecida: metais, semimetais e não-metais. 
Eletronegatividade
REATIVIDADE
 
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O hidrogênio e os gases nobres comumente não são enquadrados nessa classificação. 
 
 
 
 
 
 
12. Volume atômico 
 Volume atômico é o volume ocupado por um moI de átomos do elemento no estado sólido. 
Exemplo: 
Massa molar do Fe = 55,85 g/mol 
1 mol de átomos de ferro pesa 55,85 g. 
 Densidade do Fe(s) = 7,87 g/cm3 (25oC) 
 Volume molar do Fe(s) = 
3
M 55,85 g/mol
d 7,87 g/ cm
= = 
 = 7,10 cm3/mol 
1 moI de átomos Fe(s) ocupa um volume de 7,10 cm3. 
Logo, o Volume Molar do Fe(s) = 7,10 cm3/mol (25º C) 
 
 
 
13. Densidade 
 
Os elementos centrais dos últimos períodos da 
Tabela são os que possuem maior densidade. O ósmio 
(Os), por exemplo, é o mais denso da natureza. 
 
 
 
 
 
caráter metálico aumenta
a
u
m
e
n
ta
c
a
rá
te
r 
m
e
tá
lic
o
S.M. N.M.
VOLUME ATÔMICO
DENSIDADE
 
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14. Pontos de fusão e de ebulição 
Os pontos de fusão e de ebulição dos 
elementos na tabela periódica, crescem segundo 
o esquema a seguir. 
O tungstênio (W) é o metal de maior 
ponto de fusão. 
O carbono grafite ou diamante também 
apresenta alto ponto de fusão, devido à 
existência de cadeias. 
 
 
 
 
 
15. Condutividade elétrica 
 
Os metais são bons condutores. 
Os semimetais são maus condutores em condições ambientes. 
Os não-metais chegam a ser isolantes em condições ambientes. 
O carbono grafite é um condutor razoável, devido à sua estrutura em camadas facilmente deslocalizáveis. 
 
16. Os elementos, sua química e a tabela periódica 
 
As colunas verticais, ou grupos, da tabela periódica contêm os elementos que têm propriedades químicas e 
físicas semelhantes e diversos grupos têm nomes particulares que vale a pena conhecer. 
 
 
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16.1. Grupo 1A: H e os Metais Alcalinos 
 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
Os elementos da primeira coluna à esquerda, Grupo 1A, são conhecidos como metais alcalinos. Exceto o 
hidrogênio, todos são metais e são sólidos na temperatura ambiente. Ao contrário, o hidrogênio, nas condições 
normais, é um gás consistindo em moléculas diatômicas (moléculas em que estão presentes dois átomos). 
Os metais do Grupo 1A são muito reativos. Por exemplo, eles reagem com a água para dar hidrogênio e 
soluções alcalinas (básicas). Graças à reatividade, esses metais só se encontram na natureza, combinados sob a 
forma de compostos, nunca na forma de elementos livres. Um composto de sódio (Na), cloreto de sódio (NaCl), 
teve um papel importante na história,pois ele é parte fundamental da dieta dos homens e dos animais. Os 
compostos do potássio (K) são importantes nutrientes dos vegetais. Além de reatividades semelhantes, todos 
esses elementos metálicos formam compostos com o oxigênio que têm fórmulas como A
2
O, em que A é o metal 
alcalino: Li
2
O, Na
2
O, K
2
O, Rb
2
O, Cs
2
O. O hidrogênio também forma um composto com a mesma fórmula geral, 
H
2
O, água. Esta semelhança de fórmulas foi importante para Mendeleev ao estabelecer a tabela periódica. 
 
16.2. Grupo 2A, Metais Alcalino-terrosos: 
 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 
O segundo grupo a partir da esquerda, Grupo 2A, 
também é constituído inteiramente por metais que só 
ocorrem naturalmente na forma de compostos. Exceto o 
berílio (Be), esses elementos também reagem com a água 
para dar soluções alcalinas, e a maior parte dos seus 
óxidos (como a cal, CaO) forma soluções alcalinas; por 
isso eles são conhecidos como elementos alcalino-
terrosos. O magnésio (Mg) e o cálcio (Ca) são, 
respectivamente, o sexto e o quinto elementos mais 
abundantes na crosta terrestre (Tabela 3). O cálcio, em 
especial, é bastante conhecido. Ele é um dos elementos 
mais importantes na constituição dos dentes e dos ossos, e 
ocorre em vastos depósitos calcários. O carbonato de 
cálcio (CaCO
3
) é o principal constituinte do calcário, dos 
corais, das conchas, do mármore e do giz. 
 
 
*ppm = g por 1.000 kg 
 
O rádio (Ra), o elemento alcalino-terroso mais pesado, é radioativo e usado na radioterapia de certos 
tumores cancerosos. Quando os metais alcalino-terrosos combinam-se com o oxigênio, a fórmula geral do produto 
é EO, onde E é um dos elementos alcalino-terrosos; por exemplo, o magnésio forma MgO e o cálcio CaO. 
 
16.3. Os Elementos de Transição 
 
Depois do grupo 2A vêm os elementos de transição que preenchem o quarto, quinto e sexto períodos na 
parte central da tabeIa. Todos são metais e 13 deles estão entre os 30 elementos mais abundantes da crosta 
terrestre. Alguns, como o ferro (Fe), são muito abundantes na natureza (Tabela 4). A maioria deles ocorre 
naturalmente na forma de compostos, mas alguns — como a prata (Ag), o ouro (Au) e a platina (Pt) — são muitomenos reativos e, portanto, podem ser encontrados na forma nativa como elementos puros. 
 
Tabela 3. • Os 10 Elementos mais Abundantes da
Crosta Terrestre
Classificação Elemento
Abundância
(ppm)*
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Oxigênio
Silício
Alumínio
Ferro
Cálcio
Sódio
Magnésio
Potássio
Titânio
Hidrogênio
474,000
277,000
82,000
41,000
41,000
23,000
23,000
21,000
5,600
1,520
 
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Praticamente todos os elementos de transição têm 
uso comercial. Eles são usados como materiais estruturais 
(ferro, titânio, cromo e cobre); em tintas (titânio e cromo); 
em conversores catalíticos de sistemas de exaustão 
automotivos (platina e ródio); em moedas (cobre, níquel e 
zinco); e em baterias (manganês, níquel, cádmio e 
mercúrio). 
Alguns elementos de transição também exercem 
importantes papéis biológicos. Por exemplo, o ferro, que é 
o quarto elemento mais abundante da crosta terrestre (veja 
Tabela 4), é o elemento central na química da 
hemoglobina, o componente do sangue responsável pelo 
transporte do oxigênio e dos citocromos, os agentes 
responsáveis pela transferência de elétrons nos seres 
vivos. 
 
 
*ppm = g por 1.000 kg 
 
As duas filas no final da tabela acomodam os lantanídeos [a série de elementos entre o lantânio (57) e o 
háfnio (72)] e os actinídeos [a série de elementos entre o actínio (89) e o rutherfórdio (104)]. Alguns compostos 
de lantânio são usados em tubos de televisão a cores, o urânio (U) é o combustível das usinas nucleares e o 
amerício (Am) é usado em detectores de fumaça. 
 
16.4. Grupo 3A: B, Al, Ga, ln, Tl 
O Grupo 3A contém o alumínio, que é um elemento de grande importância comercial. Este elemento, 
juntamente com o gálio (Ga), o índio (ln) e o tálio (TI) são metais, enquanto o boro (B) é um metalóide. O alumínio 
(AI) é o metal mais abundante na crosta terrestre, constituindo 8,2% de sua massa (ou 82.000 ppm). A sua 
abundância só é superada pela do oxigênio e a do silício, não-metais. Estes três elementos encontram-se 
combinados em argilas e outros minerais comuns. 
O boro ocorre no mineral bórax, que é explorado, por exemplo, no Vale da Morte, Califórnia, para ser usado 
como agente de limpeza, anti-séptico e fundente. Um popular produto de limpeza norte-americano, conhecido 
como “20 Mule Team Borax” (Bórax-Tiro de 20 Mulas, tem o nome proveniente da mineração do bórax que se 
fazia no Vale da Morte, Califórnia, no final do século XIX, onde os pesados vagões carregados de minério eram 
puxados por tiros de 20 mulas. O gálio, o índio e o tálio são menos conhecidos, pois têm menos aplicações 
significativas. Todos esses elementos formam compostos com o oxigênio com a formula geral X
2
O
3
, como por 
exemplo o Al
2
O
3
. 
 
16.5. Grupo 4A: C, Si, Ge, Sn, Pb 
Com exceção do boro, todos os elementos que foram descritos até agora são metais. Entretanto, a partir do 
Grupo 4A, cresce nos grupos o número de elementos não-metais. O grupo 4A contém um não-metal, carbono 
(C), dois metalóides, silício (Si) e germânio (Ge), e dois metais, estanho (Sn) e chumbo (Pb). Diante da variação 
do comportamento, de não-metálico para metálico, existem mais variações nas propriedades dos elementos deste 
grupo do que na maioria dos outros. Entretanto, todos os elementos deste grupo formam compostos com o 
oxigênio com a fórmula geral XO
2
. Exemplos são o dióxido de carbono, CO
2
, normalmente encontrado na forma de 
um gás incolor, e o dióxido de silício, SiO
2
, um sólido cuja forma mais conhecida é o quartzo ou areia comum. 
O carbono é a base da grande variedade de compostos químicos que constituem os seres vivos. Na Terra, 
ele é encontrado na atmosfera como CO
2
, nos carbonatos como o calcário e no carvão de pedra, no petróleo e no 
gás natural — os combustíveis fósseis. 
Frequentemente, um elemento não-metal pode existir em muitas formas diferentes denominadas alótropos. 
Este é um dos aspectos mais interessantes da química dos não-metais. O carbono tem no mínimo três alótropos 
(três formas alotrópicas), sendo as mais conhecidas a grafita e o diamante. Na grafita, os átomos de carbono 
estão organizados em camadas planas de anéis hexagonais, interligados, de modo que cada átomo de carbono 
Tabela 4. • Abundâncias Relativas dos 10 Elementos de
Transição mais abundantes da Crosta Terrestre
Classificação Elemento
Abundância
(ppm)*
4
9
12
18
19
21
23
24
25
26
Ferro
Titânio
Manganês
Zircônio
Vanádio
Cromo
Níquel
Zinco
Cério
Cobre
41.000
5.600
950
190
160
100
80
75
68
50
 
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tem ligações com três outros da mesma camada. Estas camadas de anéis ligam-se fracamente umas com as 
outras, de modo que podem escorregar facilmente. Esta é a razão de a grafita ser mole, ser bom lubrificante e 
operar muito bem nos lápis de escrever. (A grafita de um lápis, ou de uma lapiseira, é um compósito constituído 
por argila e grafita, que deixa um rastro negro sobre uma folha de papel quando se escreve.) Além disso, os 
químicos e engenheiros foram capazes de modelar em fibras as camadas de grafita, conseguindo materiais 
extraordinariamente resistentes, que se usam atualmente na fabricação de raquetes de tênis, varas de pescar, 
mastros e vergas de embarcações. 
Os átomos de carbono nos diamantes também estão organizados em anéis hexagonais, mas cada átomo 
está ligado a quatro outros que envolvem o átomo central nos vértices de um tetraedro. Os átomos ligam-se ao 
longo de todo sólido como na camada de grafita, porém os anéis de carbono no diamante não podem ser planos. 
Esta estrutura faz com que os diamantes sejam extremamente duros, mais densos do que a grafita (d = 3,51 g/cm3 
para o diamante e d = 2,22 g/cm3 para a grafita) e quimicamente menos reativos. Os diamantes são excelentes 
condutores de calor. Esta propriedade, combinada com a sua dureza, tornam-nos excelentes componentes de 
brocas e (de outras ferramentas de corte. A demanda de diamantes industriais é tão grande que se fabricam cerca 
de 60 toneladas de diamantes sintéticos anualmente. 
Um dos desenvolvimentos mais notáveis da química na última década foi a descoberta de que é possível 
crescer filmes finos de diamante. Estes filmes são muito úteis, pois com eles é possível revestir a superfície de 
outros materiais com filmes extraordinariamente duros que conduzem calor, mas não eletricidade. Alguns 
cientistas acreditam que o desenvolvimento de filmes finos de diamante tem o potencial para ser o maior avanço 
na ciência dos materiais desde a invenção do plástico. 
O diamante e a grafita são conhecidos há séculos. No final da década de 80, porém foi identificada outra 
forma do carbono como componente da fuligem, o material negro que se recolhe quando se queimam 
combustíveis carboníferos em atmosfera pobre em oxigênio. Esta substância é constituída por moléculas com 60 
átomos de carbono, organizados numa “gaiola” esférica de átomos de carbono. Examinando-se cuidadosamente, 
percebe-se que ela se parece com uma bola de futebol; a superfície é constituída por anéis pentagonais e 
hexagonais. A forma dessas bolas também lembra aos seus descobridores uma estrutura denominada domo 
geodésico, inventada há anos pelo filósofo e engenheiro americano R. Buckminster Fuller. Por isso, o nome oficial 
desta forma alotrópica é buckminsterfulereno, mas é comum os químicos denominarem as moléculas C
60
 de 
fulerenos. 
O silício é a base de muitos minerais, como o quartzo, e de bonitas pedras preciosas, como a ametista. O 
estanho e o chumbo são conhecidos há séculos, pois são fáceis de extrair dos respectivos minérios. O estanho,ligado ao cobre, constitui o bronze, usado durante séculos na fabricação de utensílios e de armas. O chumbo é 
usado em canos de água e também em tintas, embora o elemento seja tóxico para os homens. Há até a 
especulação de que a queda do Império Romano tenha sido provocada pelo envenenamento dos romanos pelo 
chumbo dos encanamentos de água. O símbolo do chumbo (Pb) vem do latim plumbum. 
 
16.6. Grupo 5A: N, P, As, Sb, Bi 
O nitrogênio, na forma de N
2
, constitui cerca de três quartos da atmosfera terrestre, que responde por quase 
todo o nitrogênio existente na superfície da Terra. O elemento é essencial à vida, e por isso durante pelo menos 
um século pesquisaram-se meios de fixar o nitrogênio atmosférico (formando-se compostos do elemento). A 
natureza consegue essa fixação com facilidade nas plantas, porém métodos mais radicais (temperatura elevada, 
por exemplo) têm que ser adotados no laboratório para provocar a reação do N
2
 com outros elementos. 
O fósforo também é essencial à vida, como constituinte importante dos ossos e dentes. O elemento brilha 
no escuro, e seu nome, que vem do grego “portador de luz”, reflete esse comportamento. Este elemento também 
tem vários alótropos, sendo os mais importantes o fósforo branco e o fósforo vermelho. O fósforo branco entra em 
combustão espontaneamente quando exposto ao ar, de modo que ele é normalmente armazenado sob água. Ele 
consiste em quatro átomos de fósforo, P
4
, organizados de modo que os átomos de fósforo estão localizados nos 
vértices de um tetraedro. A forma alotrópica vermelha é ligeiramente diferente. Neste caso, as unidades 
tetraédricas P
4
 estão ligadas umas às outras. 
 
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81 
 
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Ambas as formas do fósforo são usadas comercialmente. O fósforo branco é oxidado para formar P
4
O
10
, que 
por sua vez reage com a água dando ácido fosfórico (H
3
PO
4
) puro. Este ácido é então usado em produtos 
alimentícios, como por exemplo em refrigerantes. O fósforo vermelho também reage com o oxigênio quando 
exposto ao ar e, devido a isso, é usado na indústria de fósforos de segurança. 
O bismuto é o elemento mais pesado da tabela periódica que não é radioativo; todos os elementos com 
número atômico maior do que o do bismuto (83) emitem raios alfa, beta ou gama. Ao contrário dos outros 
elementos do Grupo 5A, o bismuto é um metal. Todos os elementos do Grupo 5A formam compostos contendo 
oxigênio ou enxofre com as fórmulas gerais E
2
O
3
 ou E
2
S
3
. Entre os exemplos citam-se o mineral amarelo-brilhante, 
ouro-pigmento (As
2
S
3
) e a estibinita negra (Sb
2
S
3
); esta era usado como cosmético pelas mulheres da antiguidade. 
 
16.7. Grupo 6A: O, S, Se, Te, Po 
 
O Grupo 6A principia com o oxigênio, que constitui cerca de 20% da atmosfera terrestre e combina-se 
facilmente com a maioria dos outros elementos. A maior parte da energia que alimenta a vida na Terra provém de 
reações nas quais o oxigênio se combina com outras substâncias. 
O enxofre é conhecido na forma elementar desde os tempos antigos como “pedra ardente”. O enxofre, o 
selênio e o telúrio são denominados calcogênios (da palavra grega khalkos, cobre), pois aparecem nos minérios 
de cobre. Os respectivos compostos têm cheiro desagradável e são venenosos. Porém, o enxofre e o selênio são 
componentes essenciais da dieta humana. Sem dúvida, o composto mais importante do enxofre é o ácido 
sulfúrico, o composto mais fabricado pela indústria química. 
Como no Grupo 5A, os elementos do segundo e do terceiro períodos têm estruturas muito diferentes. Do 
mesmo modo que o nitrogênio, o oxigênio também é uma molécula diatômica. Ao contrário do nitrogênio, no 
entanto, o oxigênio tem um alótropo, o ozônio, O
3
, que é um composto bem conhecido. Por razões que serão 
vistas no Módulo 4, esta molécula tem uma estrutura angular. O enxofre, que pode ser encontrado na natureza 
como um pó amarelo ou uma substância cristalina, tem muitas formas alotrópicas. O alótropo mais comum é 
constituído por anéis com a forma de coroa, tendo oito átomos de enxofre. 
O polônio foi isolado em 1898 por Marie e Pierre Curie, que o separaram de toneladas de minério de urânio 
e deram seu nome em homenagem ao país natal de Madame Curie, a Polônia. 
 
16.8. Grupo 7A, Halogênios: F, Cl, Br, I, At 
 
Na extrema direita da tabela periódica estão dois grupos constituídos inteiramente por não-metais. Dentro 
de cada grupo os elementos são bastante semelhantes, mas cada um é inteiramente diferente dos elementos dos 
outros grupos. Os elementos do Grupo 7A — flúor, cloro, bromo e iodo — todos existem como moléculas 
diatômicas. Todos se combinam violentamente com os metais alcalinos formando sais, como o sal de cozinha, 
NaCl. O nome deste grupo, halogênios, provém do grego hals, sal, e genes, formar. Os halogênios reagem com 
muitos outros metais e formam sais, além de se combinarem com a maior parte dos não-metais. Eles estão entre 
os mais reativos de todos os elementos. 
 
16.9. Grupo 8A, Gases Nobres: 
 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
 
Os elementos do Grupo 8A — hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio — são os elementos 
menos reativos. Todos são gases e nenhum deles é muito abundante na Terra ou na atmosfera terrestre. Por isso, 
só foram descobertos a partir do final do século XIX. O hélio é o segundo elemento mais abundante no universo, 
vindo depois do hidrogênio. Foi descoberto em 1868 pela análise do espectro do Sol e não foi encontrado na Terra 
até 1895. (O nome do elemento provém da palavra grega corresponde a sol, helios.) Até 1962, quando se 
preparou pela primeira vez um composto de xenônio, pensava-se que nenhum desses elementos poderia 
combinar-se quimicamente com um outro elemento. Esta é a razão da denominação gases nobres atribuída a 
 
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82 
 
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este grupo, para significar a ausência geral de reatividade. Pela mesma razão eles também são denominados 
gases inertes ou, devido a sua pequena abundância, gases raros. 
Devido a sua baixa densidade o gás hélio é utilizado em balões mais leves que o ar. O neônio e o argônio 
são usados em anúncios luminosos. O radônio é radioativo e provoca poluição ambiental em edificações, quando 
se difunde nos aposentos através das fundações. 
 
 
 
 
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83 
 
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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E TABELA 
PERIÓDICA 
Exercícios de Aprendizagem 
 
1. (uece) Linus Pauling, prêmio Nobel de Física e de 
Química (1901-1994), criou um diagrama que permite 
fazer a distribuição eletrônica na ordem crescente de 
energia. Utilizando o diagrama de Pauling e seus 
conhecimentos sobre o tema, assinale o correto. 
(A) A configuração eletrônica do Neodímio, no estado 
fundamental, é [Xe] 6s14f5. 
(B) A quantidade de elétrons desemparelhados no 
antimônio é 3 e ele é paramagnético. 
(C) A configuração [Ar]4s13d5 representa o estado 
excitado de um átomo. 
(D) Entre os elétrons do nível quatro de um átomo 
polieletrônico, aqueles submetidos a uma maior carga 
nuclear efetiva estão no subnível 4d. 
 
2. (uece) Somente cerca de 1% das baterias usadas 
dos telefones celulares vai para a reciclagem. No 
Brasil, 180 milhões de baterias são descartadas todos 
os anos. O problema de tudo isso parar no lixo comum 
é a contaminação por metais pesados. 
A composição química das baterias varia muito, mas a 
mais nociva é a feita de níquel e cádmio (Ni-Cd) que 
são metais tóxicos que têm efeito cumulativo e podem 
provocar câncer. Sobre esses metaispode-se afirmar, 
corretamente, que: 
(A) O Ni possui em sua configuração eletrônica, no 
estado fundamental o subnível 3d 9. 
(B) Ni e Cd são metais de transição, pertencentesao 
mesmo grupo. 
(C) Na configuração eletrônica do Cd, no estado 
fundamental, o 35° elétron está posicionado nos 
números quânticos n = 4 e ml = 0. 
(D) Ni e Cd são usados em baterias de telefones 
celulares porque são metais isótopos. 
 
3. (uece) O quarteto fantástico - Mg, Fe, Cu e Zn - é 
poderoso e indispensável porque ativa os mais 
complexos mecanismos do nosso corpo. São 
encontrados nas carnes, frutas, legumes, verduras, 
carboidratos e laticínios. Com respeito a esse quarteto 
assinale o correto. 
(A) Três pertencem ao 4o período e somente um 
pertence ao 5o período da tabela periódica. 
(B) O Zn é o que tem menor potencial de ionização. 
(C) O Mg possui alta reatividade com o oxigênio e a 
água. 
(D) Somente Cu e Zn são elementos de transição do 
bloco-d. 
 
4. (uece) As pesquisas sobre novos elementos 
químicos prosseguem e os cientistas já aventam a 
possibilidade da existência do elemento de número 
atômico 117. Sobre tal elemento, assinale o correto. 
(A) Apresenta 7 níveis eletrônicos. 
(B) Seu elétron diferencial apresenta os seguintes 
valores de números quânticos: n = 7;  = 1; ml = 0 e 
ms = -1/2. 
(C) É diamagnético. 
(D) Pertence à mesma família do enxofre. 
 
5. (Ufpe) As primeiras energias de ionização de K 
(Z=19), Ca (Z=20) e S (Z=16) são, respectivamente, 
418,8 kJ mol­¢, 589,8 kJ mol­¢ e 999,6 kJ mol­¢. 
Alguns comentários sobre estes números podem ser 
feitos. 
1 - O enxofre apresenta a menor energia de ionização, 
pois é o elemento de menor número atômico entre os 
três. 
2 - A energia de ionização do potássio é a menor, pois 
se trata de um elemento com apenas um elétron na 
última camada, o que facilita sua remoção. 
3 - A energia de ionização do potássio é menor do que 
a de cálcio, pois este último apresenta número 
atômico maior e dois elétrons de valência, estando 
com o mesmo número de camadas eletrônicas. 
4 - As energias de ionização do potássio e do cálcio 
são mais próximas, pois são elementos vizinhos na 
tabela periódica. 
Está(ão) correto(s) apenas: 
a) 1 
b) 2 
c) 3 e 4 
d) 2 e 4 
e) 2, 3 e 4 
 
6. (Ufpr) O modelo atômico de Bohr, apesar de ter 
sido considerado obsoleto em poucos anos, trouxe 
como principal contribuição o reconhecimento de que 
os elétrons ocupam diferentes níveis de energia nos 
átomos. O reconhecimento da existência de diferentes 
níveis na eletrosfera permitiu explicar, entre outros 
fenômenos, a periodicidade química. Modernamente, 
reconhece-se que cada nível, por sua vez, pode ser 
subdividido em diferentes subníveis. Levando em 
consideração o exposto, assinale a alternativa correta. 
a) Os três níveis de mais baixa energia podem 
acomodar no máximo, respectivamente, 2, 8 e 8 
elétrons. 
b) O terceiro nível de energia é composto por quatro 
subníveis, denominados s, p, d e f. 
 
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84 
 
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c) O que caracteriza os elementos de números 
atômicos 11 a 14 é o preenchimento sucessivo de 
elétrons no mesmo nível e no mesmo subnível. 
d) Os elementos de números atômicos 10, 18, 36 e 54 
têm o elétron mais energético no mesmo nível, mas 
em diferentes subníveis. 
e) O que caracteriza os elementos de números 
atômicos 25 a 28 é o preenchimento sucessivo de 
elétrons no mesmo nível e no mesmo subnível. 
 
7. (Ufsc) Considere um átomo representado pelo seu 
número atômico Z = 58 e em seu estado normal. 
É CORRETO afirmar que: 
(01) o mesmo possui um total de 20 elétrons em 
subnível f. 
(02) o primeiro nível de energia com elétrons em 
orbitais d é o n = 4. 
(04) se um de seus isótopos tiver número de massa 
142, o número de nêutrons desse isótopo é 82. 
(08) os subníveis 5s 4d 5p 6s 4f não estão escritos na 
sua ordem crescente de energia. 
(16) sua última camada contém 2 elétrons no total. 
(32) um de seus elétrons pode apresentar o seguinte 
conjunto de números quânticos: n=2, Ø=0, m=+1, 
s=+1/2. 
Soma ( ) 
 
8. (Ufpe) A eletronegatividade e o raio atômico dos 
elementos são duas propriedades periódicas, e, 
portanto importantes para a previsão das 
características químicas dos compostos. Os primeiros 
cinco elementos do grupo 2 (metais alcalinos terrosos) 
são: Be, Mg, Ca, Sr e Ba, em ordem crescente do 
número atômico. Com o aumento do número atômico 
ao longo do grupo, podemos afirmar que: 
a) a eletronegatividade e o raio atômico crescem. 
b) a eletronegatividade cresce e o raio atômico 
decresce. 
c) a eletronegatividade e o raio atômico decrescem. 
d) a eletronegatividade decresce e o raio atômico 
cresce. 
e) a eletronegatividade se mantém, enquanto o raio 
atômico cresce. 
 
9. (Unirio) "Quando o relógio soar à meia-noite de 
hoje, a explosão de 13.480 bombas espalhadas ao 
longo da Praia de Copacabana produzirá um show de 
luzes e cores no céu carioca, abrindo as portas para o 
novo milênio. (...) Partículas de óxidos de MAGNÉSIO 
e ALUMÍNIO, resultantes da queima de fogos, 
flutuarão na atmosfera podendo ser aspiradas por 
algumas pessoas. A inalação dessas substâncias 
poderá desencadear acessos de tosse e espirros, 
além de reações alérgicas..." 
("Jornal do Brasil" / 2000) 
Dados: 
Mg: grupo 2 (IIA), 3o período 
Aℓ: grupo 13 (IIIA), 3o período 
Em relação aos dois elementos químicos assinalados 
no texto acima, qual a opção correta: 
a) O alumínio possui maior raio atômico 
b) O magnésio possui maior eletronegatividade 
c) O alumínio é um ametal 
d) O magnésio possui menor número de prótons 
e) O magnésio e o alumínio, na configuração 
eletrônica, pertencem ao bloco d 
 
10. (Ufsm) O duralumínio é uma liga metálica formada 
pela mistura de vários metais, principalmente o 
alumínio e o cobre. 
Por ser leve, mas resistente ao desgaste, é usado na 
fabricação de peças de bicicletas, carros e aviões. 
Analisando as afirmativas em relação aos elementos 
ALUMÍNIO e COBRE, assinale verdadeira (V) ou falsa 
(F) em cada uma delas. 
( ) Os dois são classificados como metais de 
transição. 
( ) Os dois são elementos com eletronegatividade 
alta. 
( ) O alumínio se ioniza facilmente, formando íons 
positivos. 
( ) O cobre tem alta afinidade eletrônica. 
A sequência correta é 
a) V - F - F - V. 
b) F - V - F - V. 
c) V - V - F - F. 
d) V - F - V - F. 
e) F - F - V - F. 
 
11. (Ufg) Os diagramas, a seguir, representam 
distribuições eletrônicas para o átomo de nitrogênio: 
 
 
Considerando-se essas distribuições eletrônicas. 
( ) I e II seguem a regra de Hund. 
( ) III e IV obedecem ao princípio de Pauli. 
( ) II representa a distribuição do estado 
fundamental. 
( ) em I, dois elétrons possuem o mesmo conjunto 
de números quânticos. 
 
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12. (Ufc) A energia de rede (U) para um composto 
iônico MX pode ser definida como a energia 
necessária para ocorrer a seguinte reação: 
MX (s) ë M®(g) + X­(g) 
Considere os seguintes compostos: NaF, NaCØ, CaF‚, 
CaCØ‚, LiF e LiCØ. Com base nas informações, 
assinale a alternativa correta. 
a) Todos os compostos apresentados são espécies 
apolares. 
b) A temperatura de fusão do LiCØ é maior que a 
temperatura de fusão do LiF. 
c) A temperatura de fusão do NaF é menor que a 
temperatura de fusão do NaCØ. 
d) O módulo da energia de rede do LiCØ é maior que o 
módulo da energia de rede do LiF. 
e) O módulo da energia de rede do CaF‚ é maior que 
o módulo da energia de rede do CaCØ‚. 
 
CONFIGURAÇÃOELETRÔNICA E TABELA 
PERIÓDICA 
Exercícios de Fixação 
 
1. (uece) “Alguns elementos químicos são bastante 
utilizados, quer na sua forma elementar, quer como 
compostos ou ligas, na indústria musical. Os pratos de 
bateria e percussão levam estanho e cobre em sua 
composição; o crômio é usado em fitas de gravação; 
o alumínio e o magnésio são usados na fabricação 
dos suportes de baterias; o bismuto é muito usado na 
confecção de fusíveis, os quais se encontram em 
amplificadores e pedais de guitarra” (Monografia 
apresentada por Paiva, J.A.R. – UECE). 
(Obs. Consulte os números atômicos necessários para 
resolver as questões da UECE, pois estes são 
fornecidos em uma tabela no final da prova) 
 Sobre esses elementos químicos, pode-se 
afirmar, corretamente, que: 
(A) Nem todos são metais. 
(B) Em seu estado fundamental, o estanho possui o 
subnível 5p2. 
(C) O subnível 3p6 está presente nos estados 
fundamentais do magnésio, do crômio e do cobre. 
(D) Alumínio e bismuto pertencem à mesma família 
(grupo). 
 
2. (uece) Quatro internautas, em locais diferentes, 
iniciaram trocas de mensagens através de seus 
endereços eletrônicos (e-mails). As duas primeiras 
letras de seus nomes são símbolos de elementos 
químicos. As mensagens trocadas, que auxiliam a 
identificar o elemento químico, cujo símbolo, é 
formado pelas duas primeiras letras do nome de cada 
internauta que a passou, foram: 
I. usado em letreiros luminosos para propaganda. 
II. combina-se com o sódio e o oxigênio para formar 
um sal que, em solução aquosa, possui efeito 
bactericida; com o hidrogênio forma um ácido forte. 
III. de uso geral na indústria elétrica, principalmente 
em fios; também é, amplamente, usado nas ligas 
metálicas, como o bronze e o latão. 
IV. é muito usado em jóias e tem larga aplicação na 
douração de objetos. 
Seus nomes, na ordem em que estão apresentadas 
suas mensagens, podem ser: 
(A) Heliomar, Clotilde, Fernando e Nivardo. 
(B) Nestor, Breno, Tiquinho, Creuza 
(C) Hermes, Flávio, Alfredo, Aurélio. 
(D) Nelia, Clarisse, Custódio e Aucimar. 
 
3. (uece) A erva-mate (Ilex paraguariensis), além da 
sua importância química bromatológica, é também 
matéria-prima de vários subprodutos como celulose, 
gomas, glicose, etc. Na sua composição, 
encontramse, dentre outros elementos, o cloro, o 
enxofre, o fósforo, o cálcio, o magnésio, o potássio, o 
sódio, o ferro, o cobre e o manganês. Sobre os 
elementos mencionados, podemos afirmar com 
absoluta certeza: 
(A) São elementos de transição simples o ferro, o 
cobre e o manganês. 
(B) Pertencem ao mesmo período da tabela periódica 
o cloro, o enxofre, o fósforo, o sódio e o manganês. 
(C) Para os elementos seguintes, a ordem crescente 
de eletronegatividades é: magnésio, cálcio, fósforo, 
enxofre e cloro. 
(D) São bons condutores de calor e eletricidade, 
maleáveis e dúcteis: o enxofre, o fósforo, o cálcio e o 
manganês. 
 
4. (Uema) Pesquisas científicas têm mostrado que 
desejar um alimento específico nem sempre significa 
fome ou até mesmo gula: o seu corpo pode estar 
querendo passar uma mensagem, inclusive de 
carência de minerais. 
 
Ter vontade de chupar gelo pode ser sinal de anemia 
e carência de ferro (z 26);= querer muito comer 
queijo, carência de cálcio (z 20);= desejar carne, 
carência de zinco (z 30);= chocolate, carência de 
magnésio (z 12),= e, vontade por doces, carência de 
cromo (z 24).= Esses minerais apresentam elétrons 
mais energéticos em seu estado fundamental que 
constituem diferenças em relação à configuração 
eletrônica, à classificação e à família a que pertencem. 
 
Fonte: Texto adaptado do Jornal O ESTADO DO 
MARANHÃO, caderno vida, publicado em: 30 ago. 
2014. 
 
 
 
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a) Construa a configuração eletrônica para os 
elementos cálcio e cromo, justificando as diferenças 
existentes. 
b) Explique a que família pertencem esses elementos. 
 
 
5. (Uepg) O número de elétrons do ânion 
2X −
 de um 
elemento X é igual ao número de elétrons do átomo 
neutro de um gás nobre, esse átomo de gás nobre 
apresenta distribuição eletrônica igual a 
2 2 6 2 61s 2s 2p 3s 3p e número de massa 40. Diante 
disso, assinale o que for correto. 
01) O número atômico do elemento X é 16. 
02) Para os átomos do elemento X, o número 
quântico secundário dos elétrons do subnível 2p é 
2. 
04) A eletrosfera dos átomos do elemento X está 
dividida em 3 camadas ou níveis com energias 
definidas, onde se localizam os elétrons. 
08) Átomos do elemento X perdem 2 elétrons para 
adquirir a configuração 
2X .−
 
 
6. (Ifsul) Considere que os átomos dos elementos X 
e Z apresentam, respectivamente, os seguintes 
conjuntos de números quânticos para seus elétrons de 
diferenciação: 
 
Átomo X : n 4;l 0;m 0;s 1 2= = = = + 
Átomo Z : n 5;l 1;m 0;s 1 2= = = = + 
(Convenção do spin do 1º elétron 1
2
)= − 
Qual é a afirmativa correta? 
a) O elemento X é um metal alcalino e o elemento Z 
é um gás nobre. 
b) Os números atômicos dos elementos X e Z são, 
respectivamente, 30 e 51. 
c) O elemento X possui 2 elétrons de valência e o 
Z possui 5 elétrons. 
d) A fórmula do composto formado por átomos de X e 
Z é 2XZ . 
 
7. (Uece) O Brasil detém 98% das reservas mundiais 
de nióbio, que apresenta numerosas aplicações 
industriais como, por exemplo, em fabricação de joias, 
implantes hiperalergênicos, eletrocerâmicas, imãs 
supercondutores, máquinas de ressonância 
magnética, ligas metálicas, moedas especiais e na 
produção de aço. Sobre o nióbio, analise as 
afirmações abaixo e assinale a única alternativa 
verdadeira. 
a) Seu elétron diferencial se localiza na penúltima 
camada. 
b) Trata-se de um elemento representativo. 
c) Sua eletronegatividade é inferior à do vanádio. 
d) Pertence ao quarto período da tabela periódica. 
 
8. (Ucs) Cardiologistas costumam recomendar a 
redução no consumo de “sal de cozinha” para pessoas 
hipertensas porque ele é a principal fonte de íons 
sódio da alimentação. De acordo com dados da 
Organização Mundial da Saúde, a população brasileira 
consome duas vezes mais sódio do que o valor 
recomendado. Esse íon precisa estar em equilíbrio 
com o íon potássio, caso contrário pode desencadear 
uma série de doenças cardiovasculares. Além disso, o 
consumo excessivo do sal de cozinha pode levar a 
uma menor absorção de íons cálcio, podendo gerar 
problemas como osteoporose e raquitismo. 
 
Tendo como referência o texto acima, assinale a 
alternativa correta. 
a) A configuração eletrônica de um átomo de sódio no 
estado fundamental é igual à de um átomo de 
potássio, uma vez que ambos possuem o mesmo 
número de elétrons no terceiro nível de energia. 
b) Átomos eletricamente neutros de sódio e potássio, 
ao perderem um elétron de suas respectivas 
camadas de valência, originam respectivamente 
íons Na+
 e K
+
 que são isoeletrônicos. 
c) A configuração eletrônica de um átomo de cálcio no 
estado fundamental pode ser representada de 
maneira simplificada por 
2[Kr]4s . 
d) O elétron mais afastado do núcleo de um átomo de 
potássio no estado fundamental apresenta número 
quântico principal igual a quatro e número quântico 
secundário igual a zero. 
e) Átomos eletricamente neutros de cálcio são 
menores do que os respectivos íons 
2Ca ,+
 uma 
vez que o número de prótons nessas espécies 
difere de duas unidades. 
 
9. (Uece) A regra de Hund, como o próprio nome 
indica, foi formulada pela primeira vez, em 1927, pelo 
físico alemão Friedrich Hund. Ele partiu diretamente 
da estrutura nuclear, já conhecida e medida, das 
moléculas e tentou calcular as orbitais moleculares 
adequadas por via direta, resultando na regra de 
Hund. Essa regra afirma que a energia de um orbital 
incompleto é menor quando nela existe o maiornúmero possível de elétrons com spins paralelos. 
Considerando a distribuição eletrônica do átomo de 
enxofre em seu estado fundamental (Z 16),= assinale 
a opção que apresenta a aplicação correta da regra de 
Hund. 
a) 
2 2 6 2 2 2 01s 2s 2p 3s 3px 3py 3pz 
b) 
2 2 6 2 2 1 11s 2s 2p 3s 3px 3py 3pz 
c) 
2 2 6 2 2 0 21s 2s 2p 3s 3px 3py 3pz 
d) 
2 2 6 2 1 2 11s 2s 2p 3s 3px 3py 3pz 
 
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10. (Uepg) Com relação à estrutura atômica e à 
distribuição eletrônica, assinale o que for correto. 
 
Considere: S 1 2 = + e S 1 2. = − 
01) Se um cátion divalente tem a configuração 
eletrônica 2 63s 3p para o seu último nível 
energético, então o átomo correspondente, no 
estado fundamental, tem Z 20.= 
02) O isótopo 12 do Carbono (Z 6),= no estado 
fundamental, tem seu elétron de diferenciação 
com números quânticos: n 2,= 1,= m 0,= 
m=0, S 1 2.= + 
04) Sendo C (Z 17)= e S (Z 16),= então, o ânion 
cloreto e o átomo de enxofre, no estado 
fundamental, são espécies isoeletrônicas. 
08) Um átomo no estado fundamental, com número 
atômico igual a 33, apresenta 5 elétrons no 
último nível de sua distribuição eletrônica. 
16) Um átomo com 22 elétrons e A 48,= no estado 
fundamental, apresenta 26 prótons em seu 
núcleo. 
 
11. (Ufsm) Os portugueses introduziram hábitos que 
marcaram o paladar brasileiro: valorizaram o consumo 
do sal e revelaram o açúcar aos africanos e índios do 
Brasil. E de Portugal que nossa cozinha adotou os 
doces de ovos, goiabada, marmelada, bananada, 
figada e outras “adas” que constituem o arsenal 
energético das sobremesas. 
Muitos desses doces eram produzidos em tachos de 
cobre, possibilitando, assim, um melhor 
aproveitamento e armazenamento das frutas. 
Atualmente, a produção desses alimentos ocorre em 
recipientes de aço inoxidável. 
 
Fonte: UNIVERSIDADE FEDERAL DE BRASILIA. A 
contribuição dos portugueses. ATAN/DAB/SPS/MS. 
 
 
Sobre o cobre, é correto afirmar: 
a) É um metal alcalino e está no quarto período, pois 
sua configuração eletrônica é 
2 6 2 8 2 8 11s 1p 2s 2p 3s 3p 4s . 
b) É um metal alcalino terroso e está no terceiro 
período, pois sua configuração eletrônica é 
2 2 6 2 6 21s 2s 2p 3s 3p 4s . 
c) É um elemento de transição interna e está no 
quarto período, pois sua configuração eletrônica é 
2 2 6 2 6 2 91s 2s 2p 3s 3p 4s 3d . 
d) É um metal de transição externa e está no quarto 
período, pois sua configuração eletrônica é 
2 2 6 2 6 2 91s 2s 2p 3s 3p 4s 3d . 
e) É um ametal da família dos calcogêneos 
(“formadores de cobre”) e está no terceiro período, 
pois sua configuração eletrônica é 
2 2 6 2 6 2 91s 2s 2p 3s 3p 4s 3d . 
 
12. (Uepg) Abaixo são apresentadas as 
configurações eletrônicas de quatro átomos: 
 
2 2 5X 1s 2s 2p− 
2 2 6 2Y 1s 2s 2p 3s− 
2 2 6 2 3W 1s 2s 2p 3s 3p− 
2 2 6 2 5Z 1s 2s 2p 3s 3p− 
 
Sobre os átomos apresentados, assinale o que for 
correto. 
01) O elemento Y pode adquirir configuração de gás 
nobre se ganhar dois elétrons. 
02) Não existe diferença de energia entre os subníveis 
3s e 3p no átomo W, pois a diferença entre 
esses subníveis é de 1 elétron. 
04) O raio atômico do elemento W é maior do que o 
raio atômico do elemento Z. 
08) A energia de ionização do elemento X é maior 
que a energia de ionização do elemento Y. 
16) O elemento Z tem a maior afinidade eletrônica 
entre os átomos apresentados. 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
No ano de 2014, o Estado de São Paulo vive uma das 
maiores crises hídricas de sua história. A fim de elevar 
o nível de água de seus reservatórios, a Companhia 
de Saneamento Básico do Estado de São Paulo 
(Sabesp) contratou a empresa ModClima para 
promover a indução de chuvas artificiais. A técnica de 
indução adotada, chamada de bombardeamento de 
nuvens ou semeadura ou, ainda, nucleação artificial, 
consiste no lançamento em nuvens de substâncias 
aglutinadoras que ajudam a formar gotas de água. 
 
(http://exame.abril.com.br. Adaptado.) 
 
 
13. (Unesp) Uma das substâncias aglutinadoras que 
pode ser utilizada para a nucleação artificial de nuvens 
é o sal iodeto de prata, de fórmula AgI. Utilizando os 
dados fornecidos na Classificação Periódica dos 
Elementos, é correto afirmar que o cátion e o ânion do 
iodeto de prata possuem, respectivamente, 
a) 46 elétrons e 54 elétrons. 
b) 48 elétrons e 53 prótons. 
c) 46 prótons e 54 elétrons. 
d) 47 elétrons e 53 elétrons. 
e) 47 prótons e 52 elétrons. 
 
 
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14. (Puc-rio) Sobre a estrutura atômica, configuração 
eletrônica e periodicidade química, é correto afirmar 
que: 
a) quando o elétron é excitado e ganha energia, ele 
salta de uma órbita mais externa para outra mais 
interna. 
b) sendo o orbital a região mais provável de se 
encontrar o elétron, um orbital do subnível p poderá 
conter no máximo seis elétrons. 
c) o íon Sr£® possui configuração eletrônica 1s£ 2s£ 2p§ 
3s£ 3p§ 4s£ 3d¢¡ 4p§. 
d) devido à sua carga nuclear, o raio atômico do sódio 
é menor do que o do cloro. 
e) a energia para remover um elétron do átomo de Mg 
(1ò energia de ionização) é maior do que aquela 
necessária para remover um elétron do íon de Mg¢® 
(2 ò energia de ionização). 
 
15. (Pucmg) A sequência de energia de ionização está 
INCORRETA em: 
a) K > Na > Li 
b) K > Rb > Cs 
c) F > O > C 
d) V > Ca > K 
 
16. (Pucrs) Sobre os elementos químicos genéricos X 
e Y que apresentam as distribuições eletrônicas: 
X = 1s£ 2s£ 2p§ 3s£ 3p§ 4s£ 3d§ 
Y = 1s£ 2s£ 2p¥ 
é correto afirmar que 
a) X forma íon de carga 2- . 
b) Y forma íon de carga 4+ . 
c) X é um metal do grupo 4 da Tabela Periódica. 
d) o composto resultante da reação entre X e Y pode 
ter fórmula X‚Y. 
e) o composto formado por X e Y, ao reagir com água, 
forma uma base. 
 
17. (Pucrs) Comparando o cloro e o sódio, os dois 
elementos químicos formadores do sal de cozinha, é 
correto afirmar que 
a) o cloro tem menor energia de ionização. 
b) o sódio tem raio atômico maior. 
c) o sódio tem maior afinidade eletrônica. 
d) os íons de ambos são isoeletrônicos. 
e) ambos pertencem ao mesmo grupo da tabela 
periódica. 
 
18. (Uece) Os átomos: E, G, J e M apresentam seus 
respectivos subníveis mais energéticos, que são: 
E - 3d© 
G - 3p¥ 
J - 4f¤ 
M - 4s¢ 
Com relação a estes dados assinale a alternativa 
correta: 
a) G e M formam composto iônico, cuja fórmula é G‚M 
b) o íon J®¤ possui como subnível mais energético o 
6s£ 
c) E e J formam composto covalente de fórmula 
química E‚Jƒ 
d) o elétron do átomo E, com os números quânticos: n 
= 4; Ø = 0; mØ = 0 e ms= -¢/‚, pertence ao subnível 4s 
 
19. (Uel) Por meio da configuração eletrônica dos 
átomos dos elementos químicos, é possível 
caracterizar algumas de suas propriedades. Considere 
as configurações eletrônicas dos átomos, em seu 
estado fundamental, dos seguintes elementos 
químicos: 
Elemento X = 1s£ - 2s£ - 2p§ - 3s£ 
Elemento Y = 1s£ - 2s£ - 2p§ - 3s£ - 3p¦ 
Elemento W = 1s£ - 2s£ - 2p§ - 3s£ - 3p§ 
Elemento Z = 1s£ - 2s£ - 2p§ - 3s£ - 3p§ - 4s¢ 
Em relação aos dados apresentados, é correto 
afirmar: 
a) Dentre os átomos apresentados, o átomo X 
apresenta a menor energia de ionização. 
b) O ganho de um elétron pelo átomo Y ocorre com 
absorção de energia. 
c) O átomo Y tem maior raio que o átomo X. 
d) O íon Z® é isoeletrônico ao íon W­. 
e) A ligação química entre o átomo X e o átomo Y é do 
tipo eletrostática. 
 
20. (Uel) Alunos do ensino médio obtiveram dados 
referentes ao raio atômico de alguns elementosrepresentativos e, a partir desses resultados, 
construíram o gráfico a seguir mostrando os valores 
dos raios atômicos dos cinco elementos 
representativos e denominados genericamente por A, 
B, C, D e E. Esses elementos estão em ordem 
crescente e consecutiva de número atômico. 
 
 
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Com base nos resultados apresentados e nos 
conhecimentos sobre o tema, é correto afirmar: 
a) Os elementos B e D pertencem ao mesmo grupo na 
tabela periódica. 
b) Os elementos A e C são alótropos. 
c) Os elementos A e D contêm igual número de níveis 
de energia. 
d) Os elementos B e E são isótopos. 
e) Os elementos C e E possuem o mesmo número de 
elétrons na camada de valência. 
 
21. (Ufc) O gálio, que é utilizado na composição dos 
"chips" dos computadores, apresenta-se como um 
elemento químico de notáveis propriedades. Dentre 
estas, destaca-se a de fundir a 30°C e somente 
experimentar ebulição a 2403°C, à pressão 
atmosférica. 
Com relação a este elemento, é correto afirmar que: 
a) sua configuração eletrônica, no estado 
fundamental, é [Ne]3d¢¡4s£4p¢ , tendendo a formar 
ânions. 
b) apresenta, no estado fundamental, três elétrons 
desemparelhados, encontrando-se sempre no estado 
líquido, independente da temperatura. 
c) seu íon mais estável é representado por Ga¢¤®, 
resultando na mesma configuração eletrônica do 
elemento neônio. 
d) apresenta-se no estado sólido, em temperaturas 
acima de 30°C e, no estado líquido, em temperaturas 
abaixo de 2403°C. 
e) experimenta processo de fusão ao ser mantido por 
um longo período de tempo em contato com a mão de 
um ser humano normal. 
 
22. (Ufc) Uma das estratégias da indústria cosmética 
na fabricação de desodorantes baseia-se no uso de 
substâncias que obstruem os poros da pele humana, 
inibindo a sudorese local. Dentre as substâncias 
utilizadas, inclui-se o sulfato de alumínio 
hexahidratado, AØ‚(SO„)ƒ.6H‚O. A configuração 
eletrônica correta do alumínio, tal como se encontra 
nessa espécie química, é: 
a) idêntica à do elemento neônio 
b) 1s£2s£2p§3s£3p¢ 
c) idêntica a do íon Ca£® 
d) 1s£2s£2p¤ 
e) (1s£2s£2p§)£ 
 
23. (Ufc) Compostos de zinco são largamente 
utilizados na indústria cosmética. O óxido de zinco 
(ZnO), um adstringente típico, é comumente 
adicionado aos cosméticos para contrair tecidos e 
reduzir a camada oleosa da pele. O peróxido de zinco 
(ZnO‚), utilizado em desodorantes, tem a capacidade 
de remover odores, através da oxidação de aminas e 
ácidos graxos expelidos na sudorese. 
Assinale a alternativa correta. 
a) As fórmulas empíricas corretas do óxido de zinco e 
do peróxido de zinco são ZnO e ZnOƒ, 
respectivamente. 
b) O óxido de zinco e o peróxido de zinco são 
espécies químicas alotrópicas e isoeletrônicas. 
c) Nos compostos ZnO e ZnO‚, os respectivos estados 
de oxidação do zinco e do oxigênio são idênticos. 
d) O óxido de zinco e o peróxido de zinco constituem 
exemplos de isômeros geométricos. 
e) A configuração eletrônica do zinco, tal como se 
apresenta nos compostos ZnO e ZnO‚, é [Ar]3d¢¡. 
 
24. (Ufc) Quando átomos são ionizados, suas 
propriedades são alteradas drasticamente. Como 
exemplos, podemos relacionar: 
I. um agregado de moléculas de bromo (Br‚) possui 
coloração vermelha. Já os íons brometos (Br­), 
presentes nos cristais de brometo de sódio, NaBr, são 
incolores; 
II. o sódio metálico (Na) reage violentamente com 
água (H‚O), enquanto os íons Na® são estáveis em 
meio aquoso [Na®(H‚O)Š]; 
III. moléculas de cloro (CØ‚) constituem um gás 
venenoso de coloração verde claro. Já os íons 
cloretos (CØ­), presentes no sal de cozinha (NaCØ), 
são incolores e de baixíssima toxicidade. 
Assinale a alternativa correta. 
a) Os raios iônicos dos ânions são menores do que os 
dos respectivos átomos neutros que os originam. 
 
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b) As propriedades dos átomos e de seus íons de 
origem são fortemente dependentes dos elétrons de 
valência. 
c) As energias de ionizações dos íons são idênticas às 
dos respectivos átomos de origem. 
d) Os íons sódio hidratados [Na®(H‚O)Š] constituem 
um exemplo típico de interações dipolo-dipolo. 
e) A energia de ionização do bromo é maior do que a 
do cloro, posto que seu raio atômico é maior. 
 
25. (Ufc) O íon cádmio (Cd£®) apresenta elevado grau 
de toxidez. Essa observação é atribuída a sua 
capacidade de substituir íons Ca£® nos ossos e 
dentes, e íons Zn£® em enzimas que contêm enxofre. 
Assinale a alternativa que representa corretamente as 
configurações eletrônicas dos íons Cd£®, Zn£® e Ca£®, 
respectivamente. 
a) [Kr]4d¢¡ - [Ar]3d¢¡ - [Ne]3s£3p§ 
b) [Kr]4d©5s£ - [Ar]3d¢¡ - [Ar]4s¢ 
c) [Kr]4dª5s¢ - [Ar]3d¢¡4s¢ - [Ar]4s¢ 
d) [Kr]4d¢¡5s£ - [Ar]3d¢¡4s£ - [Ar]4s£ 
e) [Kr]4d¢¡5s£5p£ - [Ar]3d¢¡4s£4p£ - [Ne] 3d£4s£ 
 
26. (Ufes) Escolha o conjunto dos quatro números 
quânticos que podem descrever o elétron mais 
energético de um metal alcalino. 
OBS: Considere o metal alcalino no estado 
fundamental. 
a) n = 1, Ø = 0, m = 0, s = - 1/2 
b) n = 2, Ø = 0, m = 1, s = - 1/2 
c) n = 2, Ø = 0, m = 0, s = 1/2 
d) n = 3, Ø = 1, m = 0, s = 1/2 
e) n = 3, Ø = 1, m = 1, s = - 1/2 
 
27. (Ufes) Associando-se cada característica (coluna 
1), com um elemento da coluna 2, 
Coluna 1 
I) é gás quimicamente inerte 
II) tem configuração eletrônica 1s£ 2s£ 2p§ 3s£ 3p¦. 
III) tem baixo potencial de ionização e reage com água 
liberando H‚ 
IV) tem baixo potencial de ionização e forma óxido de 
fórmula M‚O 
Coluna 2 
1) Na (sódio) 
2) Ba (bário) 
3) Xe (xenônio) 
4) CØ (cloro) 
tem-se como resultado: 
a) I - 3; II - 4; III - 1; IV - 2 
b) I - 3; II - 4; III - 2; IV - 1 
c) I - 4; II - 3; III - 2; IV - 1 
d) I - 4; II - 3; III - 1; IV - 2 
e) I - 2; II - 1; III - 3; IV - 4 
 
28. (Ufes) A configuração eletrônica do átomo de ferro 
em ordem crescente de energia é 
1s£2s£2p§3s£3p§4s£3d§. Na formação do íon Fe£®, o 
átomo neutro perde 2 elétrons. A configuração 
eletrônica do íon formado é 
a) 1s£2s£2p§3s£3p§3d§ 
b) 1s£2s£2p§3s£3p§4s£3d¥ 
c) 1s£2s£2p§3s£3p§4s¢3d¦ 
d) 1s£2s£2p§3s£3p¥4s¢3d§ 
e) 1s£2s£2p§3s£3p¥4s£3d¦ 
 
29. (Uff) Os elementos químicos prestam-se a 
inúmeras aplicações relacionadas ao nosso cotidiano. 
Para se montar, por exemplo, uma célula fotoelétrica - 
dispositivo capaz de gerar uma corrente ou tensão 
elétrica, quando excitado por luz - são utilizados para 
constituir o anodo, metais como o Rubídio (Rb) e o 
Césio (Cs), sobre os quais a luz incidirá. 
A utilização desses elementos está no fato de 
apresentarem: 
a) pequenos raios atômicos. 
b) elevados potenciais de ionização. 
c) elevada eletroafinidade. 
d) elevada eletronegatividade. 
e) baixos potenciais de ionização. 
 
30. (Ufg) Goiás possui uma das maiores bacias 
leiteiras do País, sendo o município de Piracanjuba 
um dos grandes produtores. Atualmente, em virtude 
de aspectos ambientais e toxicológicos, tem se 
tornado cada vez mais importante a análise de metais 
como zinco, cobre, crômio, cádmio, chumbo e 
mercúrio no leite. Sobre esses metais, é correto 
afirmar que 
( ) Hg possui densidade maior que Zn. 
( ) Cu forma o hidrato CuSO„.5H‚O, cuja 
nomenclatura é sulfato de cobre II penta-hidratado. 
( ) Cd e Hg pertencem ao mesmo período. 
( ) o raio atômico do Pb é maior que o do Cr. 
 
31. (Ufla) O potássio não ocorre livremente na 
natureza e sim na forma combinada. Alguns minerais 
do potássio são: 
 
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carnalita (KMgC؃ . 6H‚O); 
langbeinita [K‚Mg‚(SO„)ƒ] e silvita (KCØ). 
A respeito do elemento químico potássio, é 
CORRETO afirmar que 
a) é um metal de transição. 
b) os átomos podem apresentar estados de oxidação 
+1 e +2. 
c) o potássio é isoeletrônico do Ar. 
d) os seus átomos possuem um elétron na camada de 
valência. 
 
32. (Ufmg) Este gráfico apresenta as quatro primeiras 
energias de ionização de átomos de um metal 
pertencente ao terceiro período da tabela periódica: 
 
Com base nessas informações, é INCORRETO 
afirmar que os átomos desse metal apresentam 
a) raio atômico maior que o de qualquer dos não-
metais do mesmo período. 
b) afinidade eletrônica menor que a de qualquer dos 
não-metais do mesmo período. 
c) 2 e 8 elétrons nos dois primeiros níveis de energia. 
d) 4 elétrons no último nível de energia. 
 
33. (Ufrn) A luz amarela das lâmpadas de vapor de 
sódio usadas na iluminação pública é emitida pelo 
decaimento da energia de elétrons excitados no átomo 
de sódio. No estado fundamental, um certo elétron 
deste elemento se encontra no segundo nível de 
energia, num orbital p. 
Os valores dos números quânticos que podem 
caracterizar esse elétron são: 
a) n = 2; Ø = 1; m = 2; s = -1/2 
b) n = 2; Ø = 2; m = -2; s = -1/2 
c) n = 2; Ø = 1; m = -1; s = +1/2 
d) n = 2; Ø = 0; m = 0; s = +1/2 
 
34. (Ufrs) Considere as seguintes espécies químicas. 
 
N¤­, O£­, F­, Ne, Na®, Mg£®, Aؤ® 
 
A respeito da estrutura atômica e das propriedades 
dessas espécies, são feitas as seguintes afirmações. 
I - As espécies são isoeletrônicas, ou seja, todas 
apresentam dez elétrons. 
II - O gás nobre é a espécie que apresenta o maior 
potencial de ionização. 
III - A espécie N¤­ apresenta o maior raio atômico. 
IV - A espécie Aؤ® apresenta o menor raio atômico. 
Quais estão corretas? 
a) Apenas II. 
b) Apenas I e II. 
c) Apenas III e IV. 
d) Apenas I, II e IV. 
e) Apenas I, III e IV. 
 
35. (Ufsm) Sob o ponto de vista químico, o solo se 
torna ácido não somente pela oxidação da matéria 
orgânica, mas também pela lavagem seletiva de íons 
pela água. Sais formados pelos elementos dos grupos 
1 e 2 da Tabela Periódica são mais solúveis que os 
formados pelos elementos dos outros grupos. 
Sabe-se que um solo contendo íons Ca£®, Mg£®, Fe¤®, 
Aؤ® será levemente alcalino. Se houver lavagem 
seletiva, haverá, preferencialmente, remoção dos íons 
Ca£® e Mg£®, e o solo se tornará ácido porque os íons 
Fe¤® e Aؤ® reagem com a água, de acordo com as 
equações: 
 
Fe¤® + H‚O ë Fe (OH)£® + H® 
Aؤ® + H‚O ë AØ (OH)£® + H® 
Assinale verdadeira (V) ou falsa (F) em cada 
afirmativa a seguir. 
( ) Os elementos Fe e AØ são metais 
representativos. 
( ) O íon Fe¤® tem 2 elétrons na camada de 
valência. 
( ) O elemento neutro Ca tem raio atômico maior 
que o elemento neutro Mg. 
( ) O elemento Mg tem potencial de ionização maior 
que o elemento AØ. 
A sequência correta é 
a) V - V - F - F. 
b) V - F - V - F. 
c) F - V - F - V. 
d) F - F - V - F. 
e) V - V - F - V. 
 
 
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36. (Enem 2018) Na mitologia grega, Nióbia era a 
filha de Tântalo, dois personagens conhecidos pelo 
sofrimento. O elemento químico de número atômico 
(Z) igual a 41 tem propriedades químicas e físicas 
tão parecidas com as do elemento de número atômico 
73 que chegaram a ser confundidos. Por isso, em 
homenagem a esses dois personagens da mitologia 
grega, foi conferido a esses elementos os nomes de 
nióbio (Z 41)= e tântalo (Z 73).= Esses dois 
elementos químicos adquiriram grande importância 
econômica na metalurgia, na produção de 
supercondutores e em outras aplicações na indústria 
de ponta, exatamente pelas propriedades químicas e 
físicas comuns aos dois. 
 
KEAN, S. A colher que desaparece: e outras histórias 
reais de loucura, amor e morte a partir dos elementos 
químicos. Rio de Janeiro: Zahar, 2011 (adaptado). 
 
 
A importância econômica e tecnológica desses 
elementos, pela similaridade de suas propriedades 
químicas e físicas, deve-se a 
a) terem elétrons no subnível f. 
b) serem elementos de transição interna. 
c) pertencerem ao mesmo grupo na tabela periódica. 
d) terem seus elétrons mais externos nos níveis 4 e 
5, respectivamente. 
e) estarem localizados na família dos alcalinos 
terrosos e alcalinos, respectivamente. 
 
 
MÓDULO 02 - DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E 
TABELA PERIÓDICA 
GABARITOS E RESOLUÇÕES COMENTADAS 
 
1. [B] 
Resposta da questão 2. [D] 
I) gás nobre neônio 
II) o sal é o hipoclorito de sódio NaClO, assim o 
elemento químico é o cloro. 
III) Cobre. Bronze = cobre e estanho; latão = 
zinco e cobre 
IV) ouro. Ouro 18 quilates é muito usado em 
jóias. 
 
Resposta da questão 3. [A] 
 
a) Verdadeiro: 
2 2 6 2 6 2 6
26Fe :1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (Família 8, 4° 
período) 
2 2 6 2 6 1 10
29Cu :1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (Família 11, 4° 
período) 
2 2 6 2 6 2 5
25Mn :1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (Família 7, 4° 
período) 
Fe, Cu e Mn são metais dos grupos (famílias) 8 
(8B), 11 (1B) e 7 (7B), respectivamente, sendo 
classificados como metais de transição, ou 
transição simples, ou transição externa. Os 
números atômicos devem ser consultados na 
tabela periódica. 
b) Falso: 
cloro, enxofre, fósforo e sódio, pertencem ao 
terceiro período da tabela periódica, enquanto o 
manganês pertence ao quarto período. 
c) Falso 
A eletronegatividade na tabela periódica aumenta 
de baixo para cima e da esquerda para a direita, 
assim a ordem crescente de eletronegatividade 
para os elementos é: Ca < Mg < P < S < Cl. 
d) Falso 
Os metais cálcio e manganês são bons 
condutores de calor e de eletricidade, além de 
serem dúcteis e maleáveis. Já os elementos 
enxofre e fósforo são ametais, com 
características opostas aos metais. 
 
Resposta da questão 4: 
 
a) Configurações eletrônicas do cálcio e do cromo: 
=
2 2 6 2 6 2
20
2 elétrons
na camada
de valência
2 elétrons
mais energéticos
Ca : 1s 2s 2p 3s 3p 4s
n 4
 
 
+
=
2 2 6 2 6 2 4
24
2 2 6 2 6 1 5
24
5 elétrons1 elétron
energéticosna camada
de valência
Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
(configuração mais estável)
n 4
 
b) O ferro (z 26) : família VIIIB ou grupo 8.= 
2 2 6 2 6 2 6
26Fe : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 
 
O cálcio (z = 20): família IIA ou grupo 2. 
2 2 6 2 6 2
20Ca : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 
 
O zinco (z 30) : família IIB ou grupo 12.= 
 
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2 2 6 2 6 2 10
30Zn : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 
 
O magnésio (z 12) : família IIA ou grupo 2.= 
2 2 6 2Mg : 1s 2s 2p 3s12 
 
O cromo pertence à família VIB ou grupo 6. 
2 2 6 2 6 2 4
24
2 2 6 2 6 1 5
24
Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Cr : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (mais estável)
 
 
Resposta da questão 5: 01 + 04 = 05. 
 
[01] Correta. O ânion 
2X −
 possui de acordo com a 
distribuição eletrônica 18 elétrons, caso ele se 
torne neutro ficará com 16 elétrons para 16 
prótons. 
[02] Incorreta. O número quântico secundário do 
subnível p será 1. 
[04] Correta. O átomo X possui a configuração 
eletrônica: 2 2 6 2 41s 2s 2p 3s 3p , com 3 níveis ou 
camadas eletrônicas, com energias definidas, onde 
estão distribuídos os elétrons. 
[08] Incorreta. Os átomos do elemento X, ganham 2 
elétrons para adquirir configuração 
2X .−
 
 
Resposta da questão 6: [D] 
 
s
n 4 (camada principal
0 (subcamada)
X :
m 0
1m
2
=

=
 =

 = +

 
 
camada principal: 4 
subcamada: s (pois, s 0, p 1, d 2, f 3)= = = = 
 −
0
1 1 elétron
2
 
 
Assim, teremos que o átomo X possui o elétron de 
diferenciação: 
24s . Portanto, sua distribuiçãoeletrônica, será: 
2 2 6 2 6 21s 2s 2p 3s 3p 4s 
nº atômico: 20 
pertence ao 4º período da família 2A (metais alcalinos 
terrosos). 
 
s
n 5
1
Y:
m 0
1m
2
=

=
 =

 = +

 
 
camada principal: 5 
subcamada: p (pois, s 0, p 1, d 2, f 3)= = = = 
1 0 1
1 elétron
2
− +
   − 
 
Assim, teremos que o átomo Y possui o elétron de 
diferenciação 55p 
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 51s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 
nº atômico: 53 
pertence ao 5º período da família 7A (família do 
halogênios). 
 
[A] Incorreta. O elemento X é metal alcalino terroso e 
Y um halogênio. 
[B] Incorreta. Os números atômicos serão 20 e 53, 
respectivamente. 
[C] Incorreta. O elemento X possui 2e−
 na C.V e Y 
possui 7e−
 na C.V. 
[D] Correta. O elemento X pertence a família 2A pode 
doar 2e−
 e Y, da família 7A, recebe 1e−
 cada, 
formando o composto: 2XZ . 
 
Resposta da questão 7: [A] 
 
[A] Correta. A distribuição eletrônica do Nióbio será: 
2 2 6 2 6 2 10 6 2 3
4Ni 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d= 
O elétron de diferenciação se localiza em 
34d , 
penúltima camada da distribuição desse elemento 
(última camada 
25s ). 
Elétron diferencial é o elétron mais energético, ou 
seja, o elétron pertencente ao subnível mais 
energético no diagrama de Linus Pauling. 
 
[B] Incorreta. O elemento químico Nióbio apresenta 
seu elétron de diferenciação no subnível d, 
portanto, trata-se de um elemento de transição 
(transição simples ou transição externa). 
Para encontrar a família soma-se os elétrons dos 
subníveis mais externo (5s2) e mais energético (4d3) 
= fanólia 5B ou 5. 
 
[C] Nióbio (Z=41) e Vanádio (Z=23) São da mesma 
família, porém o vanádio é do 4º período e o vanádio 
 
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do 5° período. A eletronegatividade nos períodos 
aumenta de baixo para cima, desta forma a 
eletronegatividade do Vanádio deveria ser maior que a 
do Nióbio; Entretanto, consultando uma tabela de 
eletronegatividade percebe-se que a eletronegatividade 
de ambos é 1,6. Item mal elaborado, exigindo um 
conhecimento que não se espera do aluno; 
 
A eletronegatividade (tendência do elemento em atrair 
elétrons) do Nióbio seria menor que a do elemento 
Vanádio, pois a eletronegatividade aumenta conforme 
o raio atômico diminui, sendo assim, quanto maior o 
raio atômico, menor será a atração do núcleo pelos 
elétrons mais externos e consequentemente menor a 
eletronegatividade. 
. 
[D] Incorreta. De acordo com a distribuição eletrônica 
desse elemento, ele pertence ao 5ºP, pois apresenta 5 
camadas eletrônicas. 
 
Muitos cursinhos gabaritaram essa questão como tendo 
dois itens corretos: A e C 
 
Realmente, espera-se que os itens A e C, sejam 
corretos, só uma pesquisa dos valores de 
eletronegatividade para saber que na verdade a 
eletronegatividade do Vanádio e do Nióbio são iguais 
(1,6), o que torna o ítem falso. 
 
Vale a pena lembrar que a UECE não coloca a Tabela 
Periódica na sua prova, mas coloca os números 
atômicos e de massa de todos os elementos citados na 
prova. Então quando faltar o número atômico para 
fazer a distribuição eletrônica, consulte uma Tabela 
Periódica. 
Avance esse nota de rodapé não tem importância 
para a Química. 
 
Resposta da questão 8: [D] 
 
O elétron mais afastado do núcleo de um átomo de 
potássio no estado fundamental apresenta número 
quântico principal igual a quatro e número quântico 
secundário igual a zero: 
 
2 2 6 2 6 1
19
camada
de
valência
1
K : 1s 2s 2p 3s 3p 4s
4s
n 4 (número quântico principal)
0 (número quântico secundário ou azimutal)
=

=
 
 
Resposta da questão 9: [B] 
 
Teremos: 
2 1 1
x y z
2 2 6 2 4
16
3p 3p 3p
S : 1s 2s 2p 3s 3p
  
 
 
Resposta da questão 10: 01 + 02 + 08 = 11. 
 
[01] Correta. O cátion divalente perdeu 2 elétrons, 
assim o átomo neutro, possui a seguinte 
configuração eletrônica: 2 2 6 2 6 21s 2s 2p 3s 3p 4s , 
portanto, Z 20.= 
 
[02] Correta. O átomo de carbono, possui a seguinte 
configuração eletrônica: 
2 2 2
6C 1s 2s 2p= 
 
O elétron de diferenciação será: 
1− 0 1+ 
  
 
 
 
n 2, 1, m 0, S 1/ 2= = = = + 
 
[04] Incorreta. Átomos isoeletrônicos possuem a 
mesma quantidade de elétrons, o íon cloreto 
possui 18e−
 e o átomo neutro de enxofre, possui 
16e .−
 
17
16
C 17 1 18e
S 16e
− −
−
= + =
=
 
 
[08] Correta. 
2 2 6 2 6 2 10 3
33X 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p= 
 
O último nível (4) possui 5 elétrons. 
 
[16] Incorreta. Um átomo no estado fundamental 
possui o mesmo número de prótons e elétrons, 
portanto, se possui 26 prótons deveria possuir 26 
elétrons. 
 
Resposta da questão 11: [D] 
 
O cobre está localizado no quarto período da família 
1B (transição externa) e sua configuração eletrônica é: 
2 2 6 2 6 2 9
29Cu 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 
 
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Porém, elementos cuja distribuição terminam em 
9d , 
como o caso do cobre, sofrem um "rearranjo" 
eletrônico. Como subníveis 4s e 3d possuem 
quantidades de energia próximas, um elétron do 
subnível s salta para o subnível d (salto quântico) 
tornando o átomo mais estável. Assim sua 
configuração eletrônica final será: 
2 2 6 2 6 1 10
29Cu 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (a alternativa 
marcada como correta corresponde à distribuição 
eletrônica teórica para o átomo de cobre). 
 
Resposta da questão 12: 
 
2 2 5X 1s 2s 2p− - Família 17 (7A) – 2º Período - 
Flúor 
2 2 6 2Y 1s 2s 2p 3s− - Família 2 (2A) – 3º Período - 
Magnésio 
2 2 6 2 3W 1s 2s 2p 3s 3p− - Família 15 (5A) – 3º 
Período - Fósforo 
2 2 6 2 5Z 1s 2s 2p 3s 3p− - Família 17 (7A) – 3º 
Período - Cloro 
 
[01] Incorreta. O elemento Y, está localizado na 
família 2A e para adquirir configuração de gás 
nobre precisa perder 2e .−
 
[02] Incorreta. A distribuição eletrônica é 
ordenada em forma crescente de energia, 
portanto, o subnível 3p é mais energético que o 
subnível 3s. 
[04] Correta. O elemento W pertence a família 
5A e o elemento Z a família 7A, como 
pertencem ao mesmo período o elemento W é 
maior que o elemento Z, pois no mesmo período 
o raio atômico cresce da direita para a esquerda. 
[08] Correta. O elemento X pertence a família 
7A e o elemento Y pertence a família 2A, os 
elementos da família 7A, por apresentarem 
tendência a ganhar elétrons, possuem alta 
energia de ionização. A energia de ionização 
cresce nos períodos da esquerda para a direita e 
nas famílias de cima para baixo, por isso a 
energia de ionização do elemento X (família 17) 
é maior que a energia de ionização do elemento 
Y (família 2). 
[16] Correta. Os elementos X e Z por serem da 
família 7ª (17) apresentam alta afinidade 
eletrônica. Como regra geral a afinidade 
eletrônica cresce de baixo para cima nos 
períodos e por isso esperava-se que o flúor 
tivesse afinidade eletrônica maior que o o cloro, 
porém é o cloro que possui a maior afinidade 
eletrônica. (ambos possuem afinidade eletrônica 
negativa, pois liberam energia quando recebem 
um elétron, por isso os valores devem ser 
considerados em módulo). 
 
Porém, o flúor (elemento X possui afinidade 
eletrônica menor que o cloro (elemento Z pois, o 
raio atômico do flúor é menor que do cloro, assim 
ele possui dificuldade em acomodar o elétron 
atraído e acaba não liberando tanta energia como 
o cloro em sua afinidade eletrônica. 
 
Soma: 04 + 08 + 16 = 28. 
 
Resposta da questão 13: [A] 
 
+
−


2 2 6 2 6 2 10 6 1 10
47
2 2 6 2 6 2 10 6 10
47
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 5
53
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6
53
Ag : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d
Ag : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 4d
46 elétrons
I : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d4p 5s 4d 5p
I : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p
54 elétrons
 
 
Resposta da questão 14 [C] 
A) falso 
Ao receber energia o elétron salta de uma órbita 
mais interna para uma mais externa 
 
B) falso 
Um orbital só pode conter no máximo 2 elétrons 
Não confunda subnível com orbital 
 
D) falso 
Sódio e cloro estão no mesmo período da tabela 
periódica 
No mesmo período o raio atômico aumenta da 
direita para a esquerda 
O raio do sódio é maior que o do cloro 
O zef do sódio é menor, por isso possui o maior 
raio 
 
E) falso 
A segunda energia de ionização é sempre menor 
que a primeira 
A segunda energia de ionização vai retirar elétron 
de um cátion, que é menor que o átomo dw 
origem, assim a segunda e energia de ionização 
é maior que a primeira. 
 
 
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15. [A] 
 
Resposta da questão 16. [E] 
 
A distribuição eletrônica do elemento X é: 
2 2 6 2 6 2 6
26X 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 
Subnível mais energético: 3d6 
Subnível mais externo: 4s2 
4° Período 
Família (2+6=8) 8B 
Cátions mais estáveis: 
+2 2 2 6 2 6 6
26X : 1s 2s 2p 3s 3p 3d (perdeu os 2 elétrons 
do subnível mais energético: 4s2) 
+3 2 2 6 2 6 5
26X : 1s 2s 2p 3s 3p 3d (Perdeu 1 elétron do 
subnível 3d6, que se converteu em 3d5, de forma 
que o subnível d ficou semipreenchido, com 5 
elétrons, situação de boa estabilidade). 
Assim os cátions mais estáveis deste elemento 
são: X2+ e X3+ 
Consultando a tabela periódica, por curiosidade, 
constata-se que este elemento é o Fe (Z=26), 
que possui os cátions estáveis: Fe2+ e Fe3+ 
 
A distribuição eletrônica do elemento Y é: 
2 2 4
8X : 1s 2s 2p 
2° Período 
Família (2+4=6) 6ª ou 16. 
ânion mais estável: 
−2 2 2 6
8X : 1s 2s 2p (ganhou 2 elétrons para 
completar o octeto) 
Consultando a tabela periódica, por curiosidade, 
constata-se que este elemento é o O (Z=8), que 
possui o ânion estável: O2-. 
 
Formação dos compostos iônicos: 
X2+ e Y2- = XO 
Que corresponde a: Fe2+ e O2- = FeO 
 
Ou X3+ e Y2- = X2O3 
Que corresponde a: Fe3+ e O2- = Fe2O3 
 
 Os óxidos básicos reagem com a água para 
formar as bases correspondentes: 
FeO + H2O → Fe(OH)2 
FeO3 + H2O → Fe(OH)3 
 
17. [B] 
18. [D] 
19. [E] 
 
Resposta da questão 20. [C] 
 
O raio atômico cresce nas famílias de cima para 
baixo e nos períodos da direita para a esquerda. 
Os elementos estão em ordem crescente e 
consecutiva de números atômicos e devem 
pertencer ao mesmo período, pois o número 
atômico vai aumentando e o raio atômico vai 
diminuindo progressivamente. 
Elemento A: Número atômico Z 
Elemento B: Número atômico Z+1 
Elemento C: Número atômico Z+2 
Elemento D: Número atômico Z+3 
Elemento E: Número atômico Z+4 
a) Falso; B e D pertencem a grupo (famílias) 
diferentes; 
b) Falso; A e C não são alótropos, pois não são o 
mesmo elemento químico. (Alotropia é o 
fenômeno em que um mesmo elemento químico 
forma duas ou mais substâncias simples 
diferentes. Exemplos: O2 e O3, Cgrafite e 
Cdiamate). 
c) Verdadeiro; A e D possuem o mesmo número 
de níveis (camadas eletrônicas), logo pertencem 
ao mesmo período da tabela periódica. 
d) Falso; B e D não possuem o mesmo número 
atômico; 
e) Falso; C e E não possuem o mesmo número 
atômico, nem o mesmo número de elétrons. 
 
21. [E] 
 
Resposta da questão 22. [A] 
O alumínio tem número atômico 13 
Sua distribuição eletrônica é: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 
Porém, o alumínio no sal desta questão está na 
forma de cátion Al3+, ou seja, perdeu os três 
elétrons da sua última camada para adquirir a 
configuração do gás nobre neônio. 
 
Al3+: 1s2 2s2 2p6 
O neônio tem número atômico 10, sua 
distribuição eletrônica é: 
1s2 2s2 2p6 
Nessa e outras questões você deve consultar o 
número atômico dos elementos químicos 
necessários na tabela periódica. 
 
Resposta da questão 23. [E] 
O zinco tem nox fixo Zn2+ 
Nos óxidos o nox do O é 2- 
Nos peróxidos o nox do O é 1- 
 
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Assim ZnO é um óxido enquanto ZnO2 é um 
peróxido. Em ambos os compostos o nox do Zn é 
2+. 
A distribuição eletrônica do Zn (Z=30) é: 
2 2 6 2 6 2 10
30Zn: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 
Para fazer a distribuição eletrônica do Zn2+ 
retiram-se dois elétrons do subnível mais externo 
(4s2): 
+2 2 2 6 2 6 10
30Zn : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 
Esta configuração pode ser representada 
usando-se o cerne do gás nobre Argônio (Z=18): 
+2 10
30Zn : [Ar] 3d 
 
24. [B] 
25. [A] 
Resposta da questão 26. [C] 
Item A 
Ou é 1s1 = hidrogênio 
Ou é 1s2 = hélio 
Nem um dos dois é metal alcalino 
 
O item C subnível mais energético ou é 
2s1 ou é 2s2 
2s1 é um metal alcalino 
 
O item d o subnível mais energético ou é 3p2 ou 
3p5 
Isso não é metal alcalino 
 
O item E o subnível mais energético 
Ou é 3p3 ou 3p6 que também não são metais 
alcalinos 
Resposta da questão 27. [B] 
Os metais das familias 1 e 2 reagem com água 
produzindo gas hidrogênio 
Na + H2O ---- NaOH + 1/2JH2 
Ba + 2H2O ----- Ba(OH)2 + H2 
 
Para formar o Óxido M2O tem que ser o Sódio 
Na1+ e O2- = Na2O 
Com o Ba seria 
Ba2+ e O2- = BaO 
 
28. [A] 
29. [E] 
 
Resposta da questão 30. V V F V 
A distribuição eletrônica do Zn (Z=30) é: 
2 2 6 2 6 2 10
30Zn: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 
Família (2+10=12) ou 2B; 4° Período 
Sub. mais externo: 4s2 
Sub. mais energético: 3d10 
 
A distribuição eletrônica do Hg (Z=80) é: 
80
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10
Hg 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d
Família (6s2 e 5d10; 2+10=12) ou 2B; 6° Período 
Sub. mais externo: 6s2 
Sub. mais energético: 5d10 
 
A distribuição eletrônica do Pb (Z=82) é: 
82
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 2
Pb 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p
Família (6s2 e 6p2; 2+2=4A ou 14 ) ; 6° Período 
Sub. mais externo: 6p2 
Sub. mais energético: 6p2 
 
A distribuição eletrônica do Cd (Z=48) é: 
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10
48Cd 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 
Família (5s2 e 4d10; 2+10=12) ou 2B; 6° Período 
Sub. mais externo: 5s2 
Sub. mais energético: 4d10 
 
(1) verdadeiro 
Zn, Cd e Hg são da mesma família, família 12, 
respectivamente do 4°, 5° e 6° períodos. Como a 
densidade cresce nas famílias de cima para 
baixo, concluísse que o Hg é mais denso que o 
Zn. 
 
(2) verdadeiro 
CuSO4.5H2O: sulfato de cobre II pentahidratado 
CuSO4.5H2O: sulfato cúprico pentahidratado 
 
(3) falso 
Cd e Hg são da mesma família, família 12, 
respectivamente do 5° e 6° períodos. 
 
(4) verdadeiro 
A distribuição eletrônica do Cr (Z=24) é: 
2 2 6 2 6 2 4
24
2 2 6 2 6 1 5
24
Cr 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (teórica)
Cr 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (real)
 
Família (4s1 e 3d5; 1+5=6) ou 6B; 4° Período 
Sub. mais externo: 4s1 
Sub. mais energético: 3d5 
O raio atômico do Pb (6° período) é maior que o 
do Cr (4° período). 
 
 
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31. [D] 
Resposta da questão 32. [D] 
Esse elemento tem 3 elétrons na camada de 
valência, porque a quarta energia de ionização é 
muito maior que as anteriores 
Esse elemento é o Al, pois pertence ao 3 período 
da tabela periódica 
Veja a distribuição eletrônica 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
Assim o item C é correto 
O item D é falso 
O elemento possui 3 elétrons na camada de 
valência 
Resposta da questão 33. [C] 
A distribuição eletrônica do Na (Z=11) é: 
2 2 6 1
11Na: 1s 2s 2p 3s 
O segundo subnível de energia com orbital p é o 
subnível 2p 
 
Convenção para a questão o primeiro elétrons do 
orbital () terá número de spin igual a + ½ e o o 
segundo elétrons do orbital () terá número de 
spin igual a - 1/2 
O conjunto de números quânticos para cada um 
dos seis elétrons do subnível2p é: 
2p1: n = 2; l = 1; m = -1; ms = + ½ 
2p2: n = 2; l = 1; m = 0; ms = + ½ 
2p3: n = 2; l = 1; m = +1; ms = + ½ 
2p4: n = 2; l = 1; m = -1; ms = - ½ 
2p5: n = 2; l = 1; m = 0; ms = - ½ 
2p6: n = 2; l = 1; m = +1; ms = - ½ 
 
Desses seis comjuntos de números quânticos, 
apenas o item C possui uma descrição possível 
para um dos elétrons do subnível 2p. 
 
Dependendo da convenção usada para o número 
de spin esse elétron tanto poderia ser o 2p1, 
como o 2p4. 
 
Resposta da questão 34. [E] 
I- Correta, todos os íons possuem a mesma 
configuração eletrônica do gás nobre Neônio, ou 
seja, todas as espécies têm 10 elétrons. 
II- Incorreta, Potencial de ionização ou energia de 
ionização, corresponde a energia necessária 
para retirar um elétron de um elemento ou íon no 
seu estado gasoso. A espécie que possui maior 
energia de ionização é o Al3+, pois todas as 
espécies descritas possuem o mesmo número de 
elétrons, todas possuem a mesma configuração 
eletrônica, porém o cátion Alumínio é o que 
possui maior número de prótons. Com o maior 
número de prótons do Alumínio, a atração sobre 
seus elétrons é mais forte, sendo portanto, a 
espécie de menor raio atômico e maior energia 
de ionização. 
III- Correta, as espécies possuem mesmo 
número de elétrons, mesma configuração 
eletrônica. O fator preponderante que determina 
o tamanho relativo entre as espécies, é o número 
de prótons. Quanto maior o número de prótons, 
maior será a atração sobre seus elétrons e menor 
será o raio. A espécie que possui o menor 
número de prótons é o nitrogênio, portanto é que 
possui o maior raio atômico. 
IV- Correta, Quanto maior o número de prótons, 
menor será o raio atômico de espécies 
isoletrônicas. A espécie que possui o maior 
número de prótons é o alumínio, portanto é que 
possui o menor raio atômico. 
 
35. [D] 
Obs.: essa questão é tradicional que somente leva em 
conta como varia, de modo geral, a energia de 
ionização: aumenta da esquerda para a direita nos 
períodos e debaixo para cima nas camadas. Como o 
Mg está na família 2 e o Al na família 13. Assim pela 
regra geral, o Al teria maior energia de ionização que 
o Mg (ambos estão no segundo período da tabela 
periódica). Logo a última afirmação seria verdadeira (o 
que foi considerado pela questão), sem essa 
consideração não haveria item para marcar, deixando 
o aluno contextualizado de que está sendo seguida a 
regra geral. (apesar de que em níveis mais 
aprofundados, nós mostramos na teoria que essa é 
uma das opções). 
 
Resposta da questão 36: [C] 
 
A similaridade das propriedades químicas e físicas 
dos elementos químicos deve-se ao fato deles 
pertencerem a um mesmo grupo ou família da tabela 
periódica. 
Observação teórica: tanto o nióbio (Nb; Z 41)= como 
o tântalo (Ta; Z 73)= estão localizados no grupo 5 
ou, anteriormente denominado, grupo VB da tabela 
periódica. 
 
 
 
 
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MÓDULO 03 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
A ligação química, o assunto deste módulo, é a junção de dois átomos. Forma-se uma ligação química 
entre dois átomos se o arranjo resultante dos dois núcleos e seus elétrons tem menos energia do que a energia 
total dos átomos separados. Se o abaixamento de energia pode ser obtido pela transferência completa de um ou 
mais elétrons de um átomo para o outro, formam-se íons e o composto mantém-se pela atração eletrostática entre 
os íons. Este tipo de arranjo é chamado de ligação iônica. O sódio e o cloro, por exemplo, ligam-se porque os 
íons Na+ e Cl– que se formam têm, quando juntos, energia menor do que a dos átomos separados de sódio e 
cloro. Se a diminuição de energia pode ser atingida pelo compartilhamento de elétrons, os átomos unem-se por 
uma ligação covalente para formar moléculas discretas. Átomos de hidrogênio e nitrogênio ligam-se para formar 
amônia, NH
3
, porque um gás formado por moléculas de NH
3
 tem energia mais baixa do que um gás formado pelo 
mesmo número de átomos de nitrogênio e hidrogênio, muito afastados. Um terceiro tipo de ligação é a ligação 
metálica, na qual cátions em grande número são mantidos juntos por um número grande de elétrons. Um pedaço 
de cobre, por exemplo, é feito de um conjunto de íons cobre mantidos juntos por um mar de elétrons, cada um dos 
quais vem de um átomo da amostra. 
As mudanças de energia que respondem pela formação de ligações ocorrem quando os elétrons de 
valência dos átomos, isto é, os elétrons da camada mais externa, mudam de posição. Podemos, então, explicar a 
formação de ligações usando as estruturas eletrônicas dos átomos. 
As nossas teorias atuais da ligação química tiveram origem no trabalho de G. N. Lewis, um dos maiores 
químicos de todos os tempos. O mais impressionante é que sua contribuição data dos primeiros anos do século 
XX, quando a estrutura eletrônica dos átomos ainda não era entendida. 
 
1. Ligações Iônicas 
 
Uma ligação iônica é consequência da atração eletrostática entre íons com cargas opostas. Isto significa 
que é necessário entender as mudanças de energia que acompanham a formação dos íons e as interações entre 
eles. 
 
1.1. Formação das Ligações Iônicas 
 
Apesar de a existência de íons ter sido prevista por Faraday em 1832 (em seus trabalhos sobre eletrólise), foi 
apenas em 1916 que o químico alemão Walrher Kossel realmente explicou esse fato com sua teoria da ligação 
iônica. 
 
Vamos entender os princípios da ligação iônica estudando o cloreto de sódio, que pode ser formado pela 
violenta reação entre o metal sódio e o gás cloro. 
 
Vejamos numa análise o que ocorre com o átomo de sódio durante a reação: 
 
 Observe alguns fatos importantes nesse caso: 
• o elétron sai da última camada, denominada camada de valência; 
• o cátion Na+ segue a regra do octeto porque tem configuração eletrônica semelhante à do gás nobre neônio 
(Ne - ls2 2s2 2p6). 
Apesar de a substância cloro ser formada por moléculas Cl2, vamos analisar agora o que ocorre com um 
único átomo de cloro. 
 
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Novamente, observe: 
 
 
• o elétron entra na última camada (3s2 3p5), ou seja, na camada de valência; 
• o ânion c1oreto CI- também segue a regra do octeto, adquirindo uma configuração eletrônica semelhante à do 
gás nobre argônio (18Ar - ls2 2s2 2p6 3s2 3p6). 
 
Uma vez formados o cátion [Na+] e o ânion [Cl-] que são partículas de cargas opostas, passa a existir entre 
eles uma força de atração eletrostática que caracteriza a ligação entre íons, ou seja, a ligação iônica. 
Esquematicamente, temos: 
 
 
 
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O resultado final da força de atração entre cátions e ânions é a formação de uma substância sólida, em 
condições ambientes (25°C, 1 atm). 
Há várias maneiras de representar o sólido iônico que constitui o cloreto de sódio. 
Não existem moléculas nos sólidos iônicos. O que eles apresentam é um conjunto de íons bem organizados, 
em proporção definida, denominado retículo cristalino. 
Vejamos agora a ligação entre o cálcio e o flúor: 
 
 Como o átomo de cálcio cedeu dois elétrons e o átomo de flúor precisa receber apenas um elétron para 
tornar-se estável, serão necessários dois átomos de flúor para comportar os dois elétrons cedidos. 
 
Como uma fórmula iônica é formada por cátions e ânions, sua montagem deve obedecera duas regras 
básicas: O cátion sempre aparecerá à esquerda e o ânion à direita. 
 
A fórmula deverá ser eletricamente neutra, ou seja, o número total de cargas positivas deverá ser igual ao 
número total de cargas negativas. 
 
número total de cargas + = número total de cargas – 
 
A maioria dos compostos iônicos é solúvel em água Como as atrações iônicas são muito intensas, todos os 
compostos iônicos são sólidos com alto ponto de fusão (PF). 
 
A Tabela Periódica é um instrumento muito útil para a previsão geral de ligações químicas. Observando a 
posição de dois átomos na Tabela Periódica, por exemplo, podemos ter boas indicações sobre a tendência de 
ganhar ou perder elétrons que eles possuem. Isso permite interessantes previsões sobre o tipo de ligação e a 
fórmula formada pelos átomos que estamos analisando. 
Baseando-nos no fato de que os metais tendem a perder elétrons, enquanto os ametais mostram clara tendência 
de receber elétrons, prevemos que a ligação iônica deve ocorrer, por exemplo, entre um metal e um não-metal. 
 
 
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 Essa previsão se dá principalmente entre os átomos dos elementos químicos representativos (das famílias A). 
Como a Tabela Periódica nos permite saber qual a carga da maioria dos íons monoatômicos dos elementos 
representativos, é possível prever com facilidade a fórmula de vários compostos iônicos. 
Veja como se dá esse processo com algumas famílias: 
 
 
 
 
 
Hidrogênio 
 
Apesar de estar na família 1A. já vimos que o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder 
o seu único elétron. 
1H 1s1 
Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando assim com configuração eletrônica igual à 
do gás nobre hélio. 
H + e- → H- (ânion) 
Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, o íon H+ não é estável no estado isolado. 
 
1.2. Energia da Rede 
Embora a formação de um par iônico seja útil para ilustrar as tendências periódicas, é mais realístico pensar 
nos compostos iônicos da maneira como eles existem em condições normais. Os compostos iônicos são sólidos e 
suas estruturas contêm íons positivos e negativos distribuídos em uma rede tridimensional. Não existem pares 
iônicos nestas estruturas. 
 
Para compostos iônicos, a energia da rede é a medida da energia de ligação quando o composto está na 
forma cristalina. A energia da rede, E
rede
, é definida como a energia de formação de um moI de um composto 
iônico sólido cristalino quando os íons se combinam em fase gasosa: 
 
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Na+(g) + Cl–(g) → NaCl(s) E
rede
 = – 786 kJ/mol 
 
A energia da rede para um composto iônico resulta da atração entre os cátions e os ânions em um cristal. 
Não é possível medir a energia da rede diretamente, pois a reação que descreve a formação da rede não pode ser 
feita em laboratório. No entanto, é possível calcular a energia da rede. O procedimento matemático é um pouco 
tedioso, pois se torna necessário incluir todas as interações possíveis entre os cátions e os ânions em um cristal. 
As maiores forças atrativas são aquelas entre íons vizinhos de cargas opostas. As forças atrativas entre íons de 
cargas opostas que estão mais afastados, bem como as forças de repulsão entre os íons de mesma carga na 
rede, também devem ser incluídas no cálculo. 
Felizmente, os valores da energia da rede também podem ser determinados a partir de parâmetros 
termodinâmicos mensuráveis. Estes cálculos são feitos, normalmente, usando-se os valores da variação de 
entalpia das diferentes etapas, o que permite o cálculo da ∆H
rede
. A energia interna (E
rede
) e a variação de entalpia 
(∆H
rede
) estão relacionadas através da primeira lei da termodinâmica. A determinação da variação de entalpia da 
rede para o NaCl, utilizando este método, está ilustrada a seguir em: Usando o Ciclo de Born-Haber para Calcular 
Energias da Rede. 
Do mesmo modo que para a E
par iônico
, os valores da ∆H
rede 
variam de maneira previsível em função da carga 
dos íons. Por exemplo, o valor da ∆H
rede
 para o MgO (– 4.050 kJ/mol) é cerca de quatro vezes mais negativo que o 
valor para o NaF (–926 kJ/moI), pois as cargas dos íons Mg2+ e O2– são duas vezes maiores que a dos íons Na+ e 
F–. O efeito do tamanho do íon na energia da rede também é previsível: Uma rede constituída por íons menores 
normalmente tem um valor mais negativo de energia da rede. Para os halogenetos de metais alcalinos, por 
exemplo, a energia da rede para um composto de lítio é, normalmente, mais negativa do que para um composto 
de potássio. 
 
1.3. Símbolos de Lewis 
 
Lewis inventou uma forma simples de mostrar os elétrons de valência quando os átomos formam ligações 
iônicas. Ele representou cada elétron de valência como um ponto e arranjou-os em torno do símbolo do elemento. 
Um ponto representa um único elétron em um orbital e um par de pontos representa dois elétrons emparelhados 
partilhando o orbital. Eis alguns exemplos dos símbolos de Lewis para os átomos 
 
 
 
O símbolo de Lewis para o nitrogênio, por exemplo, representa a configuração dos elétrons de valência 
2s22p
x
12p
y
12p
z
1, com dois elétrons emparelhados no orbital 2s e três elétrons desemparelhados nos diferentes 
orbitais 2p. O símbolo de Lewis é um resumo visual da configuração dos elétrons de valência de um átomo que 
permite acompanhar os elétrons quando um íon se forma. 
Para deduzir a fórmula de um composto iônico usando os símbolos de Lewis, representamos primeiro o 
cátion pela remoção de pontos do símbolo do átomo do metal. Depois, representamos o ânion transferindo esses 
pontos para o símbolo de Lewis do átomo de não-metal, de modo a completar sua camada de valência. Talvez 
seja necessário ajustar o número de íons de cada tipo para poder acomodar todos os pontos removidos do 
símbolo do átomo do metal nos símbolos dos átomos do não-metal. Por fim, escrevemos a carga de cada íon 
como um sobrescrito, na forma usual. Um exemplo simples é a fórmula do cloreto de cálcio: 
 
 
Muitos átomos de elementos metálicos, como os dos blocos p e d, podem perder um número variável de 
elétrons. Eles podem formar compostos diferentes como, no caso do estanho, o óxido de estanho(II), SnO, e o 
óxido de estanho(IV), SnO
2
. A possibilidade de um elemento formar vários íons é chamada de valência variável. 
 
H He N O Cl K Mg
Cl + Ca + Cl [ Cl ] Ca [ ]Cl
– 2+ –
 
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As fórmulas dos compostos formados por íons monoatômicos dos elementos dos grupos principais podem ser 
preditas supondo que os cátions perdem todos os seus elétrons de valência e que os ânions incorporam todos 
esses elétrons em sua camada de valência, de modo que cada íon passa a ter um octeto de elétrons ou um 
dublete, no caso de H, Li e Be. Os átomos de muitos metais dos blocos d e p podem apresentar valência 
variável. 
 
2. Ligações Covalentes 
A substância flúor é um gás amarelado, muito tóxico e corrosivo. Alguns de seus compostos, entretanto, são 
usados na fluoração da água e em cremes dentais, como agentes no combate às cáries. 
A análise do gás flúor mostra a existência de moléculas F2. 
Apresentando sete elétrons na camada de valência, sabemos que o átomo de flúor é um halogênio (da família 7A) 
e, por isso, precisa receber um elétron para tornar-se estável. Observe sua configuração eletrônica: 
 
Mas como pode haver uma ligação química entre dois átomos que precisamreceber elétrons? 
A solução veio com a teoria da ligação covalente, proposta por Lewis em 1916. Por essa teoria, ele propunha a 
existência de um par de elétrons que pertenceria a ambos os átomos da ligação. 
 
 
Lewis propunha também que somente os elétrons da última camada deveriam ser representados ao redor do 
símbolo do elemento. 
Quando dois átomos isolados estivessem suficientemente próximos, teríamos a formação de um par 
eletrônico, que passaria a pertencer a ambos os átomos da ligação, ou seja, haveria entre eles um 
compartilhamento de elétrons. 
Observe que, após essa ligação, cada átomo de flúor passa a possuir oito elétrons na última camada, como 
um gás nobre. A essa união entre dois átomos, por meio de pares eletrônicos, chamamos de ligação covalente. 
 
 
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Com a teoria de Lewis, as substâncias que possuíssem apenas ligações covalentes passaram a ser 
chamadas de substâncias moleculares. Surgiu, assim, um conceito microscópico de molécula. 
 
Molécula é um conjunto de átomos unidos através de ligações covalentes. 
 
A ligação covalente pode ser representada através da sua fórmula eletrônica ou de sua fórmula estrutural 
plana. 
 
 
 
2.1. Ligações simples 
a) A molécula de H2 
 
Em estado fundamental, a configuração eletrônica de um átomo de hidrogênio é 1s1, pois ele precisa receber 
um elétron para adquirir a configuração do gás nobre hélio. 
1H 1s1 
Assim, a ligação covalente entre dois átomos de hidrogênio deverá ser estabelecida com a formação de um 
par eletrônico, de modo que cada átomo da molécula H2 possua um total de dois elétrons. 
 
 
A ligação covalente que ocorre com um único par eletrônico é denominada ligação covalente simples ou 
apenas ligação simples. 
Na ligação cova lente entre átomos iguais os núcleos não se tocam. Há entre eles uma distância denominada 
distância de ligação. A metade do valor dessa distância corresponde ao raio médio do átomo na ligação covalente 
 
 
b) A molécula H2O 
 
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Como um átomo de oxigênio precisa receber dois elétrons para tornar-se estável, a molécula H2O deverá 
apresentar duas ligações simples. Observe: 
 
 
2.2. Ligações duplas 
a) A molécula (CO2) 
No caso da molécula CO2, temos um átomo de carbono que precisa receber quatro elétrons para tornar-se 
estável, enquanto o oxigênio precisa receber apenas dois elétrons. 
 
 
Para resolver essa situação aparentemente complicada, é preciso formar dois pares eletrônicos entre o 
carbono e o oxigênio, de modo que a molécula CO2 seja constituída a partir de duas ligações duplas. 
 
 
A ligação covalente que ocorre da união de dois pares eletrônicos é chamada de ligação covalente dupla ou 
simplesmente ligação dupla. 
 
2.3. Ligações triplas 
a) A molécula N2 
Há situações em que a ligação covalente ocorre com formação de três pares eletrônicos. 
Veja, por exemplo, o caso da molécula N2. 
 
O átomo de nitrogênio pertence à família 5A e possui, portanto, cinco elétrons de valência. A estabilização 
entre dois átomos de nitrogênio exige a formação de três pares eletrônicos. 
 
 
 
2.4. Ligação covalente e tabela periódica 
Já vimos que átomos com elevada energia de ionização tendem a receber elétrons, formar ânions ou compartilhar 
elétrons com outros átomos em ligações covalentes. 
 
 
 
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Na Tabela Periódica, os átomos com energia de ionização elevada são os não-metais e os semimetais. 
 
Como o átomo de hidrogênio receberá sempre um único elétron ao ligar-se com qualquer tipo de elemento 
químico, temos: 
 
Qualquer composto formado a partir do hidrogênio e um outro elemento químico é chamado de hidreto. 
Considerando que um átomo liga-se sempre ao número necessário de hidrogênios para completar o seu octeto, 
as fórmulas de alguns hidretos podem ser facilmente previstas, utilizando a classificação periódica. Observe a 
tabela. 
 
 
 
 
2.5. Ligação covalente coordenada (ligação dativa) 
 
 a) A molécula SO2 
O dióxido de enxofre, SO2 é um forte poluente do ar, obtido na queima do enxofre presente em combustíveis 
fósseis, como o carvão e o petróleo. 
Os átomos de enxofre e oxigênio pertencem à família 6A e possuem seis elétrons na última camada. 
Acompanhe a construção da fórmula eletrônica do dióxido de enxofre: 
 
1 ª etapa: ocorre uma ligação dupla entre o átomo de enxofre e um dos átomos de oxigênio, de acordo com a 
regra do octeto. 
 
2ª etapa: o outro átomo de oxigênio compartilha um par de elétrons cedido pelo enxofre. Esta será a ligação 
dativa: 
 
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De modo geral, a ligação dativa é representada por uma seta orientada do átomo que cede para o átomo que 
recebe o par eletrônico 
 
No estudo da ligação dativa, os químicos utilizam as expressões "ceder" e "receber" apenas para indicar a origem 
do par eletrônico que origina a ligação. O que existe, na verdade, é um compartilhamento de elétrons. 
A ligação covalente coordenada (dativa) ocorre geralmente nas seguintes condições: 
 
b) Os Cátions H3O+ e NH4
+ 
O íon H+ corresponde a um átomo de hidrogênio sem elétrons, ou seja, ele não possui eletrosfera e, por isso, 
pode ser considerado um próton. 
Logo, o íon H+ precisa receber dois elétrons para ficar com a configuração eletrônica semelhante à do gás 
nobre hélio. 
 
A estabilização do íon H+ pode se dar pela união com outras moléculas, tais como H2O ou NH3. 
 
O Cátion NH4
+ 
O cátion amônio (NH4
+) é formado quando uma molécula de amônia (NH3) se une a um íon H+. Observe 
 
A ligação dativa ocorre quando o íon H+ passa a compartilhar o par eletrônico isolado do átomo de nitrogênio 
 
 
 
 
O Cátion H3O+ 
Este cátion é o resultado da união de um íon H+ com uma molécula H2O. 
 
H2O + H+ → H3O+ 
 
A ligação entre essas partículas ocorre quando o íon H+ passa a compartilhar um dos pares eletrônicos isolados 
da molécula H2O. Veja: 
 
 
 
A fórmula estrutural plana é: 
 
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2.6. Estruturas de Lewis 
Quando uma ligação iônica se forma, um átomo perde elétrons e outro os recebe até que ambos os átomos 
atinjam a configuração de um gás nobre – um dublete para os elementos vizinhos do hélio e um octeto para os 
demais. A mesma ideia pode ser estendida às ligações covalentes. Entretanto, quando uma ligação covalente se 
forma, os átomos compartilham elétrons até atingir a configuração de um gás nobre. Lewis chamou este princípio 
de regra do octeto: na formação de uma ligação covalente, os átomos tendem a completar seus octetos pelo 
compartilhamento de elétrons. O nitrogênio, por exemplo, ( ), tem cinco elétrons de valência e utiliza mais três 
para completar o octeto. O cloro ( ) tem sete elétrons de valência e usa mais um para completar o octeto. O 
argônio ( ) já tem um octeto completo e não compartilha elétrons. O hidrogênio ( ) utiliza mais um elétron 
para chegar ao dublete do hélio. Como o hidrogênio completa o dublete pelo compartilhamento de um par de 
elétrons, dizemos que ele tem “valência” igual a 1 em todos os seus compostos. Em geral, a valência de um 
átomo é igual ao número de ligações que ele pode formar. 
Podemos usar os símbolosde Lewis, que vimos acima, para descrever ligações covalentes com uma linha 
(—) para representar o par de elétrons compartilhado. Assim, a molécula de hidrogênio, formada por dois átomos 
de hidrogênio é representada pelo símbolo H — H. Um átomo de flúor tem sete elétrons de valência e utiliza mais 
um para completar o octeto. Isto pode acontecer pelo compartilhamento de um elétron fornecido por outro átomo 
como, por exemplo, um outro átomo de flúor: 
 
 
 
Os círculos foram desenhados em torno de cada átomo de F para mostrar que cada um adquire um octeto pelo 
compartilhamento de um par. A valência do flúor é, então, igual a um, como a do hidrogênio. 
A molécula de flúor possui pares isolados de elétrons, isto é, pares de elétrons de valência que não 
participam diretamente das ligações. Os três pares isolados de cada átomo de flúor ligado repelem-se, e essa 
repulsão é quase suficiente para compensar a atração favorável do par ligante que mantém a molécula de F
2
 
unida. Essa repulsão é uma das razões da alta reatividade do gás flúor: a ligação entre os átomos das moléculas 
de F
2
 são muito fracas. Dentre as moléculas diatômicas comuns, somente o H
2
 não tem pares isolados. 
A estrutura de Lewis de uma molécula representa os átomos por seus símbolos químicos, as ligações 
covalentes por linhas e os pares isolados por pares de pontos. Assim, a estrutura de Lewis do HF é . Veremos 
que as estruturas de Lewis ajudam muito no entendimento das propriedades das moléculas, incluindo suas formas 
e suas possíveis reações. 
 
Os átomos de não-metais compartilham elétrons até que cada um deles complete o octeto (ou dublete). Uma 
estrutura de Lewis mostra o arranjo dos elétrons como linhas (pares ligados) e pontos (pares isolados). 
 
2.7. Estruturas de Lewis de Espécies Poliatômicas 
 
Cada átomo em uma molécula poliatômica completa seu octeto (ou dublete, no caso do hidrogênio) pelo 
compartilhamento de pares de elétrons com seus vizinhos mais próximos. Cada par compartilhado corresponde a 
uma ligação covalente e é representado por uma linha entre os dois átomos. A estrutura de Lewis não retrata a 
forma da molécula: ela simplesmente indica que átomos se ligam e quais têm pares isolados. 
N
Cl
Ar H
F
 
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Vamos escrever a estrutura de Lewis da molécula orgânica mais simples, o hidrocarboneto metano, CH
4
. 
Comecemos por contar os elétrons de valência disponíveis de todos os átomos na molécula. No caso do metano, 
os símbolos de Lewis dos átomos são 
 
 
 
logo, existem oito elétrons de valência. O próximo passo é arranjar os pontos, representando os elétrons de forma 
a que o átomo de C tenha um octeto e, cada átomo de H, um dublete. Como o carbono forma quatro ligações com 
outros átomos, dizemos que o carbono é tetravalente, isto é, tem valência 4. Enfatizamos, novamente, que a 
estrutura de Lewis não mostra a forma da molécula, somente o padrão das ligações. 
Um par de elétrons emparelhado é chamado de ligação simples. Dois átomos, entretanto, podem 
compartilhar dois ou três pares de elétrons. Quando dois pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos, 
tem-se uma ligação dupla. Três pares de elétrons compartilhados formam uma ligação tripla. Uma ligação dupla, 
como , é escrita C=O, em uma estrutura de Lewis. De modo semelhante, uma ligação tripla, como , é 
escrita CC. As ligações duplas e triplas são coletivamente chamadas de ligações múltiplas. Como no caso das 
ligações simples, cada linha representa um par de elétrons. Assim, uma ligação dupla envolve um total de quatro 
elétrons e, uma ligação tripla, seis elétrons. A ordem de ligação é o número de ligações que une um par 
específico de átomos. Logo, a ordem de ligação em H
2
 é 1, no grupo C=O é 2, e em CC, como no etino, é 3. 
Para escrever uma estrutura de Lewis, é necessário saber que átomos estão ligados entre si na molécula. 
Um átomo “terminal” liga-se a somente um átomo. Os H do metano são um exemplo. Um átomo “central” é um 
átomo que se liga a pelo menos dois outros. Dois exemplos de átomos centrais são o átomo O da molécula da 
água, H
2
O, e o átomo C do metano, CH
4
. A estrutura geral da molécula e a identidade do átomo central é 
conhecida com frequência de antemão, mas, se houver dúvida, uma boa regra é escolher como átomo central o 
elemento com a mais baixa energia de ionização. Este arranjo frequentemente conduz ao mínimo de energia, 
porque um átomo central compartilha mais elétrons do que um átomo terminal. Os átomos com maiores energias 
de ionização são mais relutantes em compartilhar e mais propensos a manter seus elétrons como pares isolados. 
Exceto nos compostos estranhos, chamados de boranos, o hidrogênio nunca é central, porque ele só pode formar 
uma ligação. 
Uma outra boa regra para predizer a estrutura de uma molécula é arranjar os átomos simetricamente em 
torno do átomo central. Por exemplo, SO
2
 é OSO, não SOO. Uma exceção comum a essa regra é o monóxido de 
dinitrogênio, N
2
O (óxido nitroso), que tem o arranjo assimétrico NNO. Outra pista é que, em fórmulas químicas 
simples, o átomo central é frequentemente escrito primeiro, seguindo-se os átomos a ele ligados. Por exemplo, no 
composto cuja fórmula química é OF
2
, o arranjo dos átomos é FOF e não OFF; e, no SF
6
, o átomo S está rodeado 
por seis átomos F. A água, H
2
O, e o sulfeto de hidrogênio, H
2
S, são duas exceções porque eles são HOH e HSH, 
respectivamente. Se o composto é um oxoácido, os átomos de hidrogênio ácidos ligam-se aos átomos de 
oxigênio, que, por sua vez, ligam-se ao átomo central. Assim, o ácido sulfúrico, H
2
SO
4
, tem a estrutura (HO)
2
SO
2
 e 
o ácido hipocloroso, HClO, tem a estrutura HOCl. 
Os íons poliatômicos, como o íon amônio, ou o íon sulfato, são mantidos juntos por ligações iônicas. 
Usaremos o mesmo procedimento geral para determinar a estrutura de Lewis de íons poliatômicos. Começamos 
por contar os pontos disponíveis para as ligações e os pares isolados, depois, arranjamos os átomos na ordem 
apropriada e, então, escrevemos a estrutura de Lewis. No caso dos oxoânions, normalmente (exceto para H) o 
átomo escrito primeiro na fórmula química é o átomo central. Em 
2
4SO −
, por exemplo, o átomo S está rodeado 
por quatro átomos O. Cada átomo contribui com um número de pontos (elétrons) igual ao número de elétrons de 
sua camada de valência, mas é preciso ajustar o número total de pontos para representar a carga total. No caso 
de um cátion, subtraímos um ponto para cada carga positiva. No caso de um ânion, adicionamos um ponto para 
cada carga negativa. O cátion e o ânion têm de ser tratados separadamente porque eles são íons separados, isto 
é, não se ligam por pares compartilhados. A estrutura de Lewis do sulfato de amônio, (NH
4
)
2
SO
4
, por exemplo, é 
escrita como três íons entre colchetes. 
 
C H H H H
C O C C 
 
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 Procuramos maneiras de usar todos os elétrons de valência para completar os octetos (ou dubletes). 
PROCEDIMENTO: 
Etapa 1: Conte o número de elétrons de valência em cada átomo. No caso de íons, ajuste o número de elétrons 
para levar em conta a carga. Divida o número total de elétrons da molécula por 2 para obter o número de pares de 
elétrons. 
Etapa 2: Escreva os arranjos mais prováveis dos átomos usando padrões comuns e as regras dadas no texto. 
Etapa 3: Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados. 
Etapa 4: Complete o octeto (ou dublete, no caso de H) de cada átomo colocando os pares de elétrons 
remanescentes em torno dos átomos. Se não existirem pares de elétrons suficientes,forme ligações múltiplas. 
Etapa 5: Represente cada par de elétrons ligados por uma linha. Para conferir a validade de uma estrutura de 
Lewis, observe se cada átomo tem um octeto ou um dublete. 
 
Obtém-se a estrutura de Lewis de espécies poliatômicas usando-se todos os elétrons de valência para 
completar os octetos (ou dubletes) dos átomos presentes, de modo a formar ligações simples ou múltiplas e a 
deixar alguns elétrons como pares isolados. 
 
3. Ressonância 
 
Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas corretamente por uma única estrutura de 
Lewis. Vejamos, por exemplo, o íon nitrato, 3NO− , que é usado, na forma de nitrato de potássio, em fogos de 
artifício e em fertilizantes. As três estruturas de Lewis mostradas a seguir diferem somente na posição da ligação 
dupla. Elas são igualmente válidas e têm exatamente a mesma energia. Se uma delas fosse correta e as outras 
não, deveríamos esperar duas ligações simples, mais longas, e uma ligação dupla, mais curta, porque uma 
ligação dupla entre dois átomos é mais curta do que uma ligação simples entre os mesmos tipos de átomos. 
Entretanto, a evidência experimental é que as ligações do íon nitrato são todas iguais. A distância é124 pm, o que 
as torna mais longas do que uma ligação dupla N = O típica (120 pm), porém mais curtas do que uma ligação 
simples N – O típica (140 pm). A ordem de ligação no íon nitrato está entre 1 (uma ligação simples) e 2 (uma 
ligação dupla). 
 
 
 
Como as três ligações são idênticas, um modelo melhor para o íon nitrato é uma fusão das três estruturas 
de Lewis, com cada ligação tendo propriedades intermediárias entre uma simples e uma dupla. Essa fusão de 
estruturas é chamada de ressonância e é indicada na figura a seguir por setas de duas pontas. A estrutura 
resultante da fusão é um híbrido de ressonância das estruturas de Lewis que contribuem. A molécula não oscila 
entre as três estruturas de Lewis diferentes: um híbrido de ressonância é uma fusão de estruturas, da mesma 
forma que uma mula é uma fusão entre um cavalo e um burro e não uma criatura que se alterna entre os dois. 
 
 
Íon nitrato, NO
3
– 
 
Os elétrons que podem ocupar posições diferentes nas estruturas de ressonância são chamados de 
elétrons deslocalizados. A deslocalização significa que o par de elétrons compartilhado distribui-se por diversos 
pares de átomos e não pode ser relacionado a apenas um par de átomos. 
Sulfato de amônio, [NH ) SO4 2 4
 
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O benzeno, C
6
H
6
, é outra substância cuja molécula é melhor descrita por um híbrido de ressonância. Ela é 
um anel hexagonal de seis átomos de carbono, com um átomo de hidrogênio ligado a cada um. Uma das 
estruturas de Lewis que contribui para o híbrido de ressonância, mostrada a seguir é conhecida como estrutura 
de Kekulé. A estrutura é normalmente escrita com uma estrutura de linhas, um hexágono com linhas simples e 
duplas alternadas. 
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
Estrutura de Kekulé Estrutura de Kekulé 
O químico alemão Friedrich Kekulé foi o primeiro a propor (em 1865) que o benzeno tem uma 
estrutura cíclica com ligações simples e duplas alternadas. 
 
A dificuldade com uma única estrutura de Kekulé é que ela não explica todas as evidências experimentais: 
 
• Reatividade: O benzeno não sofre as reações típicas de compostos com ligações duplas. 
 
Por exemplo, quando uma solução de bromo, marrom-avermelhado, é misturada com um alqueno como o 1-
hexeno, CH
2
=CHCH
2
CH
2
CH
2
CH
3
, a cor do bromo desaparece porque as moléculas de Br
2
 atacam as ligações 
duplas para produzir CH
2
Br– CHBrCH
2
CH
2
CH
2
CH
3
. O benzeno, entretanto, não descora o bromo. 
 
• Comprimento de ligação: Todas as ligações carbono-carbono têm o mesmo comprimento. 
 
A estrutura de Kekulé sugere que o benzeno deveria ter dois comprimentos de ligação diferentes: três ligações 
simples mais longas (154 pm) e três ligações duplas mais curtas (134 pm). Na verdade, as ligações têm, 
experimentalmente, o mesmo comprimento, intermediário entre as duas (139 pm). 
 
• Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no qual os dois átomos de cloro estão ligados a carbonos 
adjacentes. 
Se a estrutura de Kekulé estivesse correta, deveriam existir dois dicloro-benzenos distintos com os átomos de 
cloro ligados a carbonos adjacentes, uma com os átomos de carbono unidos por uma ligação simples e uma com 
os átomos de carbono unidos por uma ligação dupla. Porém, só se conhece um dicloro-benzeno. 
 
Cl
Cl
Cl
Cl
Diclorobenzeno C6H4Cl2
 
Podemos usar o conceito de ressonância para explicar essas características da molécula do benzeno. 
Existem duas estruturas de Kekulé, exatamente com a mesma energia, que só diferem na posição das ligações 
duplas. Como resultado da ressonância entre as duas estruturas, os elétrons partilhados nas ligações duplas C = 
C estão deslocalizados por toda a molécula, dando assim a cada ligação um comprimento intermediário entre o de 
uma ligação simples e o de uma ligação dupla. A ressonância torna idênticas as seis ligações C – C. Esta 
equivalência está implícita na representação do híbrido de ressonância com um círculo. Podemos ver por que 
existe somente um dicloro-benzeno com os átomos de Cl em átomos de C adjacentes. 
 
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Uma consequência importante da ressonância é que ela estabiliza a molécula pelo abaixamento da energia 
total. Esta estabilização torna o benzeno menos reativo do que o esperado para uma molécula com três ligações 
duplas carbono-carbono. A ressonância provoca o abaixamento máximo da energia quando as estruturas que 
contribuem têm energias iguais, como no caso das duas estruturas de Kekulé do benzeno. Entretanto, em geral, 
uma molécula é uma fusão de todas as estruturas de Lewis razoáveis, incluindo as que têm energias diferentes. 
Nesses casos, as estruturas de menor energia contribuem mais fortemente para a estrutura final. 
A ressonância ocorre somente entre estruturas que têm o mesmo arranjo de átomos. Por exemplo, embora 
pudéssemos escrever duas estruturas hipotéticas para a molécula de óxido de dinitrogênio, NNO e NON, não 
existe ressonância entre elas, porque os átomos estão em arranjos diferentes. 
 
A ressonância é uma fusão de estruturas que têm o mesmo arranjo de átomos e arranjos diferentes de 
elétrons. Ela distribui o caráter de ligação múltipla sobre uma molécula e diminui sua energia. 
 
4. Carga Formal 
 
As estruturas de Lewis diferentes, em geral, não contribuem igualmente para o híbrido de ressonância. É 
possível decidir que estruturas contribuem mais efetivamente pela comparação do número de elétrons de valência 
distribuídos por cada átomo da estrutura com o número de elétrons do átomo livre. Quanto menor for essa 
diferença, maior é a contribuição da estrutura para o híbrido de ressonância. 
A carga formal de um átomo em uma dada estrutura de Lewis é a carga que ele teria se as ligações 
fossem perfeitamente covalentes e o átomo tivesse exatamente a metade dos elétrons compartilhados das 
ligações. Em outras palavras, a carga formal leva em consideração o número de elétrons que um átomo "possui" 
na molécula. Ele “possui” todos os seus pares de elétrons isolados e metade de cada par compartilhado, A 
diferença entre esse número e o número de elétrons de valência do átomo livre é a carga formal: 
 
Carga formal = V – (L + 
1
2
 S) 
 
em que V é o número de elétrons de valência do átomo livre, L é o número de elétrons presentes nos pares 
isolados e S é o número de elétrons compartilhados. Se o átomo tem mais elétrons na moléculado que quando é 
um átomo neutro e livre, então o átomo tem carga formal negativa, como um ânion monoatômico. Se a atribuição 
de elétrons deixa o átomo com menos elétrons do que quando ele está livre, então o átomo tem carga formal 
positiva, como se ele fosse um cátion monoatômico. A carga formal pode ser utilizada para predizer o arranjo mais 
favorável dos átomos em uma molécula. Uma estrutura de Lewis representa, tipicamente, o arranjo de menor 
energia dos átomos e elétrons quando a carga formal de cada átomo está mais próxima de zero. Uma carga 
formal baixa indica que um átomo sofreu a menor redistribuição de elétrons possível em relação ao átomo livre. 
Assim, a regra da carga formal sugere que a estrutura OCO é mais provável para o dióxido de carbono do que 
COO. Ela também sugere que a estrutura NNO é mais provável para o monóxido de dinitrogênio do que NON. 
 
Estrutura de ressonância
do benzeno
Benzeno, C H6 6
1,2-Dicloro-benzeno,
C H Cl6 4 2
 
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A carga formal exagera o caráter covalente das ligações quando supõe que todos os elétrons são 
compartilhados igualmente. De forma recíproca, o número de oxidação exagera o caráter iônico das ligações. Ele 
representa os átomos como íons e todos os elétrons de uma ligação são atribuídos ao átomo mais eletronegativo. 
Por isso, embora a carga formal de C em CO
2
 seja zero, seu número de oxidação é +4, porque todos os elétrons 
das ligações são atribuídos aos átomos de oxigênio. As cargas formais dependem da estrutura de Lewis que 
escrevemos e os números de oxidação, não. 
 
A carga formal dá uma indicação da extensão da perda ou ganho de elétrons por um átomo no processo da 
formação da ligação covalente. As estruturas com as menores cargas formais são as que têm provavelmente 
as menores energias. 
 
5. Exceções da Regra do Octeto 
 
A regra do octeto explica as valências dos elementos e as estruturas de muitos compostos. Carbono, 
nitrogênio e flúor obedecem rigorosamente à regra do octeto, desde que existam elétrons disponíveis em número 
suficiente. Entretanto, átomos como fósforo, enxofre, cloro e outros não-metais do Período 3 e seguintes podem 
acomodar mais de oito elétrons na camada de valência. Veremos, nesta seção, como reconhecer as exceções da 
regra do octeto. 
 
5.1. Número ímpar de elétrons 
 
Algumas espécies têm número ímpar de elétrons de valência, o que significa que pelo menos um de seus 
átomos não pode ter um octeto. As espécies que têm elétrons com spins não-emparelhados são chamadas de 
radicais. Eles são, em geral, muito reativos. Um exemplo é o radical metila, • CH
3
, que é tão reativo que não pode 
ser armazenado. Ele ocorre na chama durante a queima de hidrocarbonetos combustíveis. O elétron isolado é 
indicado por um ponto no átomo C de • CH
3
. 
Os radicais têm importância crucial para as reações químicas que ocorrem na atmosfera superior, onde eles 
contribuem para a formação e decomposição do ozônio. Os radicais têm também um papel na nossa vida diária, 
muitas vezes negativo. Eles são responsáveis pelo ranço da comida e pela degradação de plásticos sob a luz 
solar. Os danos causados pelos radicais podem ser retardados por um aditivo chamado de antioxidante, que 
reage rapidamente contra os radicais antes que eles possam agir. Acredita-se que o envelhecimento humano é 
devido parcialmente à ação de radicais e que antioxidantes, como as vitaminas C e E, podem retardar o processo. 
Um birradical é uma molécula com dois elétrons desemparelhados. Os elétrons desemparelhados 
encontram-se, usualmente, em átomos diferentes. Nesse birradical, um elétron desemparelhado está em um 
átomo de carbono da cadeia e o segundo está em outro átomo de carbono muitas ligações depois. Em alguns 
casos, entretanto, ambos os elétrons estão no mesmo átomo. Um dos exemplos mais importantes é o átomo de 
oxigênio. Sua configuração eletrônica é [He]2s22p
x
22p
y
12p
z
1 e seu símbolo de Lewis é . O átomo O tem dois 
elétrons desemparelhados, logo pode ser considerado um caso especial de birradical. 
 
 
Embora não seja tão óbvio pelo exame da estrutura de Lewis, a molécula de oxigênio, O
2
, também é um 
birradical! De fato, o resultado de experimentos mostrou que a estrutura de Lewis mais plausível, , dá uma 
Um birradical
O O
 
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falsa impressão do arranjo de elétrons. No oxigênio molecular, dois dos elétrons que a estrutura de Lewis mostra 
como responsáveis pelas ligações não estão emparelhados. A molécula é, na verdade, um birradical com um 
elétron desemparelhado em cada átomo O. O modelo de Lewis das ligações não prevê o caráter de birradical da 
molécula O
2
, mas veremos, como as teorias modernas de ligação podem prever e explicar esse fenômeno. 
 
 
Um radical é a espécie com um elétron desemparelhado. Um birradical tem dois elétrons desemparelhados no 
mesmo átomo ou em átomos diferentes. 
 
5.2. Expansão do Octeto 
 
A regra do octeto diz que oito elétrons preenchem a camada externa para atingir a configuração da camada 
de valência de um gás nobre ns2 np6. Quando, entretanto, o átomo central de uma molécula tem orbitais d vazios, 
ele pode acomodar 10, 12 ou até mais elétrons. Os elétrons nessa camada de valência expandida podem estar 
como pares isolados ou podem ser usados pelo átomo central para formar ligações. 
Como os elétrons adicionais devem ser acomodados em orbitais de valência, somente os não-metais do 
Período 3 ou acima podem ter octetos expandidos. Os átomos desses elementos têm orbitais d vazios na camada 
de valência. Outro fator – possivelmente o mais importante – que determina se outros átomos, além dos 
permitidos pela regra do octeto, podem se ligar ao átomo central é o tamanho deste último. Um átomo P é grande 
o suficiente para que até seis átomos de cloro se acomodem em torno dele. O PCl
5
 é um reagente comum de 
laboratório. Um átomo N, porém, é muito pequeno e o NCl
5
 é desconhecido. Um composto que contém um átomo 
com mais átomos ligados a ele do que o permitido pela regra do octeto é chamado de composto hipervalente. 
Este nome deixa em aberto a questão se as ligações adicionais são devidas à expansão da camada de valência 
ou ao tamanho do átomo central. 
Elementos que podem expandir suas camadas de valência comumente mostram covalência variável, isto 
é, a capacidade de formar número diferente de ligações covalentes. Os elementos que têm covalência variável 
podem formar um composto com um certo número de ligações e outro composto com um número diferente de 
ligações. O fósforo é um exemplo. Ele reage diretamente com uma quantidade limitada de cloro para formar um 
líquido tóxico incolor, o tricloreto de fósforo: 
P
4
(g) + 6 Cl
2
(g) → 4 PCl
3
(l) 
 
A estrutura de Lewis das moléculas de PCl
3
 é mostrada a seguir. Pode-se ver que ela obedece à regra do octeto. 
Entretanto, quando o tricloreto de fósforo reage com excesso de cloro, produz-se o pentacloreto de fósforo, um 
sólido cristalino amarelo-claro: 
PC
3
(l) + Cl
2
(g) → PCl
5
(s) 
 
 
 
O pentacloreto de fósforo é um sólido iônico formado por cátions PCl
4
+ e ânions PCl
6
– , que sublima em 160°C a 
um gás formado por moléculas de PCl
5
. As estruturas de Lewis dos íons poliatômicos e da molécula são 
mostrados a seguir. No ânion, o átomo P tem a camada de valência expandida para 12 elétrons, fazendo uso de 
dois de seus orbitais 3d. No PCl
5
, o átomo P expande a camada de valência para 10 elétrons usando um de seus 
orbitais 3d. O pentacloreto de fósforo é, portanto, um exemplo de composto hipervalente na forma sólida e na 
formagasosa. 
Dioxigênio, O2
Tricloreto de 
fósforo, PCl3
 
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As estruturas de Lewis que têm as menores cargas formais usualmente contribuem mais para o híbrido de 
ressonância, mesmo quando têm camadas de valência expandidas. No caso do íon sulfato, as cargas formais são 
menores nas estruturas que têm ligações duplas. As três estruturas contribuem para o híbrido de ressonância, 
mas podemos esperar que as propriedades do íon sulfato indiquem a presença de ligações duplas. 
 
A expansão do octeto (expansão da camada de valência para mais de oito elétrons) pode ocorrer em 
elementos do Período 3 e seguintes. Esses elementos podem mostrar covalência variável e ser hipervalentes.
 
 
5.3. Octeto incompleto 
 
Uma característica incomum da estrutura de Lewis do gás incolor trifluoreto de boro, BF
3
, é que o átomo de 
boro tem um octeto incompleto: a camada de valência tem somente seis elétrons. Poderíamos esperar que o 
átomo de boro completasse seu octeto compartilhando mais elétrons com o flúor, porém o flúor tem energia de 
ionização tão alta que é pouco provável que ele possa existir com uma carga formal positiva. Evidências 
experimentais, como os comprimentos de ligação B — F relativamente curtos, sugerem que a verdadeira estrutura 
do BF
3
 é um híbrido de ressonância dos dois tipos de estruturas de Lewis e que a estrutura com as ligações 
simples tem a maior contribuição. 
 
 
O átomo de boro do BF
3
 pode completar seu octeto se outro átomo, ou íon, com um par isolado de elétrons 
forma uma ligação doando ambos os elétrons. Uma ligação na qual ambos os elétrons vêm de um dos átomos é 
chamada ligação covalente coordenada. O ânion tetrafluoro-borato, BF
4
– , por exemplo, forma-se quando o 
trifluoreto de boro passa sobre um fluoreto metálico. Neste ânion, a formação da ligação covalente coordenada dá 
um octeto ao átomo B. Outro exemplo de ligação covalente coordenada é a que se forma quando o trifluoreto de 
boro reage com amônia: 
BF
3
(g) + NH
3
(g) → NH
3
BF
3
(s) 
 
 
 
Nesta reação, o par isolado do átomo de nitrogênio da amônia completa o octeto do boro pela formação de uma 
ligação covalente coordenada e dá a estrutura de Lewis mostrada a seguir. 
 
 
Pentacloreto de fósforo, PCl (s)5
Tetrafluoreto de enxofre, PCl5
Trifluoreto de boro, BF3
 Tetrafluoro-borato, BF4
–
NH BF3 3
 
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O tricloreto de boro, um gás incolor e reativo de moléculas BCI
3
, comporta-se quimicamente como o BF
3
. 
Entretanto, o tricloreto de alumínio, que está no mesmo grupo do boro, é um sólido branco volátil que sublima em 
180°C para dar um gás formado por moléculas AI
2
CI
6
. 
Estas moléculas sobrevivem como gás até cerca de 200°C e somente então se separam em moléculas 
AICI
3
. As moléculas AI
2
CI
6
 existem porque um átomo CI de uma molécula AICI
3
 usa um de seus pares isolados 
para formar uma ligação covalente coordenada com o átomo AI da molécula AICI
3
. Este arranjo pode ocorrer 
porque o raio atômico de AI é maior do que o de B. 
 
 
 
Os compostos de boro e alumínio podem ter estruturas de Lewis incomuns, nas quais o boro e o alumínio têm 
octetos incompletos ou átomos de halogênio agem como pontes. 
 
6. Polaridade da Ligação e Eletronegatividade 
Na década de 1930, Linus Pauling verificou que o comprimento real da ligação entre o hidrogênio e o flúor 
era menor que o valor teórico obtido pela soma dos raios atômicos dos dois elementos. 
 
 
Para explicar esse encurtamento da ligação, ele afirmou que a nuvem eletrônica do par covalente não 
estaria distribuída uniformemente pelos dois 
núcleos e que o núcleo do flúor estaria atraindo mais intensamente o par eletrônico da ligação. 
A consequência imediata desse fenômeno seria a concentração maior de uma nuvem negativa ao redor 
do flúor, ou seja, a formação de um pólo negativo. Aqui pólo deve ser entendido como um excesso de carga, 
localizado em alguma posição da molécula, e será representado pela letra grega delta [ô]. 
Evidentemente, haveria uma deficiência de nuvem eletrônica ao redor do núcleo do hidrogênio que o 
tornaria mais exposto e, consequentemente, provocaria um excesso de carga positiva ao redor do hidrogênio, ou 
seja, um pólo positivo. 
Esse tipo de ligação covalente que apresenta pólos ficou conhecido como ligação covalente polar. 
 
Linus Pauling sugeriu que haveria uma atração residual entre os pólos, o que explicaria o encurtamento da 
ligação. 
O que é um dipolo? Como o próprio nome indica, dipolo é um conjunto de dois pólos - com cargas iguais e 
sinais contrários - separados por certa distância. 
A intensidade de um dipolo é medida por uma grandeza chamada momento dipolar (µ). 
 
6.1. A eletronegatividade 
 
Linus Pauling observou que os átomos dos diversos elementos químicos apresentavam diferentes 
tendências de atração sobre o par eletrônico de uma ligação covalente. Surgiu assim o conceito de 
Cloreto de alumínio, Al Cl2 6
 
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eletronegatividade, enunciado em 1932: Eletronegatividade é a capacidade que um átomo possui de atrair o par 
eletrônico de uma ligação covalente. 
Não há sentido em se falar de eletronegatividade para átomos isolados. 
A tabela a seguir mostra os valores de eletronegatividade previstos pelo químico: 
 
 
 
 
Conclusões: 
• O flúor é o elemento químico mais eletronegativo. 
• O césio é o elemento químico natural menos eletronegativo. 
• Como tendência geral, a eletronegatividade aumenta dos metais para os não­metais. 
• Não há valores de eletronegatividade para os gases nobres, porque estes são elementos que não formam 
compostos em condições ambientes (25 °C, 1 atm). 
• Uma lista útil: F> O > N, Cl > Br > I, S ,C, > P, H > metais (a maioria) 
 
6.2. A eletronegatividade e a polaridade das ligações 
 
o valor absoluto da eletronegatividade de um átomo não é de grande interesse, o importante é a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos na ligação química. 
Quanto maior a diferença de eletronegatividade → maior o deslocamento da nuvem eletrônica → 
mais intensos os pólos → mais polar a ligação 
 
Esse raciocínio nos permite chegar a uma conclusão interessante: no caso extremo de átomos com grande 
diferença de eletronegatividade, a ligação será iônica. 
 
 
 
O pólo negativo sempre estará no átomo mais eletronegativo, 
Observe que tudo se passa como se a nuvem eletrônica fosse se aproximar cada vez mais do átomo B, até a 
ligação se tornar iônica. 
 
Utilizando valores da tabela de eletronegatividade, vamos analisar alguns casos: 
 
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Observando os casos apresentados, surge uma questão muito importante: qual o limite da diferença de 
eletronegatividade a partir do qual uma ligação passa a ser iônica? 
 
Os cientistas calculam que esse limite seja aproximadamente igual a l , 7. 
Assim, teríamos: 
 
 
Note que esse critério não deve ser usado com rigor, pois há muitas exceções na faixa próxima de  = 1,7. 
Veja: 
 
 
Tomando a expressão "caráter" como sinônimo de "comportamento", podemos dizer que o 
compartilhamento do par eletrônico indica o caráter covalente da ligação, enquanto a atração entre pólos é 
responsável pelo caráter iônico da união entre dois átomos. 
 
Assim, torna-se evidente a relação que há entreo caráter iônico da ligação e a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos participantes: 
 
 
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6.3. O momento dipolar (µ) da ligação 
Já dissemos que dipolo é um conjunto de duas cargas iguais e de sinais contrários. separados por uma distância 
d. 
 
A intensidade de um dipolo pode ser medida por uma grandeza denominada momento dipolar (µ). 
Momento dipolar (µ) corresponde ao produto da carga em módulo. pela distância que separa as cargas. 
 
µ = Q. d 
 
O momento dipolar geralmente é medido na unidade debye (D). 
 
1,0 debye (D) = 3,33 • 10-
30 coulomb. metro 
 
A expressão matemática do momento dipolar mostra que o dipolo será cada vez mais intenso à medida que a 
carga ou a distância aumentarem. 
 
 
6.4. O vetor momento dipolar 
 
O momento dipolar pode ser representado por um vetor orientado do pólo positivo para o negativo. 
 
Vetor é uma entidade matemática caracterizada por módulo. Direção e sentido. 
A seta é a representação gráfica do vetor. 
 
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Uma aplicação imediata do conceito de momento dipolar pode ocorrer nas ligações covalentes polares. 
Como a ligação cova lente polar é um dipolo, ela deve apresentar um momento dipolar, dado pela expressão: 
 
 
. Em que:  =valor do pólo em módulo e d = distância que separa os núcleos. 
Assim o momento dipolar indica a intensidade do dipolo existente na ligação. 
 
Quanto mais polar a ligação → maior o momento dipolar 
 
É evidente. portanto. que a ligação apolar não tem momento dipolar, pois não possui polos. 
 
7. Ligação Metálica 
Ao lado das ligações tipicamente iônicas e das totalmente covalentes, a ligação metálica pode ser 
considerada o terceiro caso extremo de ligação química. 
 
 
7.1) Modelo de mar de elétrons para a ligação metálica 
 Um modelo muito simples que explica algumas das mais importantes características dos metais é o modelo 
de mar de elétrons. 
Por esse modelo, os átomos perdem seus elétrons externos e estes passam a formar um "mar" em que 
estariam mergulhados os cátions. 
 
Devido às atrações exercidas pelos cátions, o "mar de elétrons" estaria confinado na estrutura metálica. Ao 
mesmo tempo, estaria suficientemente livre para fluir em alguma direção, criando assim uma corrente de elétrons. 
Dessa forma, estaria explicada a condutividade elétrica dos metais. 
Da mesma maneira, a mobilidade do "mar de elétrons" permitiria rápidas trocas de calor no interior da 
estrutura, de modo que a grande condutividade térmica dos metais também fosse justificada. 
 
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Além disso, esse modelo também explicaria a ductilidade (a formação de fios) e a maleabilidade (formação de 
lâminas) que caracterizam os metais, já que os átomos estariam suficientemente livres para deslizar uns sobre os 
outros. 
O brilho característico dos metais, conhecido como brilho metálico, também é atribuído à presença dos 
elétrons livres no retículo do metal. Muitos cientistas acreditam que a incidência de luz provocaria uma vibração 
dos elétrons livres da superfície metálica e que tais elétrons devolveriam a energia recebida na forma de luz, 
caracterizando assim o brilho típico dos metais. 
 
7.2. Ligas metálicas 
 Uma liga é um material que contém mais de um elemento e tem as propriedades características dos metais. A 
fusão de metais é de grande importância porque é uma das maneiras primárias de modificar as propriedades dos 
elementos metálicos puros. Aproximadamente todos os usos comuns do ferro, por exemplo, envolvem 
composições de liga. O ouro puro, além disso, é muito macio para ser usado em jóias, enquanto as ligas de ouro e 
cobre são bastante duras. O ouro puro é de 24 quilates; a liga comum usada em jóias é de 14 quilates, 
significando que ela é 58% de ouro (14/24 x 100%). Uma liga de ouro dessa composição tem dureza apropriada 
para ser usada em jóias. A liga pode ser amarela ou branca, dependendo dos elementos adicionados. Alguns 
exemplos adicionais de ligas são dados na Tabela seguinte. 
 
 
 As ligas podem ser classificadas como ligas de solução, ligas heterogêneas e compostos intermetálicos. 
As ligas de solução são misturas homogêneas nas quais os componentes estão dispersos aleatória e uniforme-
mente. Os átomos do soluto podem assumir posições normalmente ocupadas pelos átomos do solvente, 
consequentemente formando uma liga substitucional, ou eles podem ocupar as posições intersticiais, posições 
nos 'buracos' entre os átomos de solvente, formando, portanto, uma liga intersticial. Esses tipos estão 
diagramados na Figura seguinte. 
 
 
 
 As ligas substitucionais são formadas quando os dois componentes metálicos têm raios atômicos similares e 
características de ligação química. Por exemplo, a prata e o ouro formam tal liga sobre toda a faixa de compo-
sições possíveis. Quando dois metais diferem de raio de mais de 15%, a solubilidade é mais limitada. 
 Para uma liga intersticial se formar, o componente presente nas posições intersticiais entre os átomos de 
solvente devem ter um raio covalente muito menor que os átomos do solvente. Normalmente, um elemento in-
Figura: Liga (a) substitucional e 
(b) intersticial. As esferas 
maiores, representam o metal 
hospedeiro; as menores, em 
ambos os casos, representam os 
outros componentes da liga. 
 
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tersticial é um não-metal que se liga aos átomos vizinhos. A presença de ligações extras fornecidas pelo 
componente intersticial faz com que a rede metálica torne-se mais dura, mais forte e menos dúctil. O aço, por 
exemplo, é uma liga de ferro que contém até 3% de carbono. O aço é muito mais duro e mais forte que o ferro 
puro. O aço doce contém menos de 0,2% de carbono; eles são maleáveis e dúcteis e são usados para fazer 
cabos, pregos e correntes. O aço médio contém de 0,2 a 0,6% de carbono; eles são mais duros que o aço doce e 
são usados para fazer vigas e trilhos. O aço de alto teor de carbono, usado em cutelaria, ferramentas e molas, 
contém de 0,6 a 1,5% de carbono. Em todos esses casos, outros elementos podem ser adicionados para formar 
ligas de aço. O vanádio e o cromo podem ser adicionados para conceder força e aumentar a resistência à fadiga e 
à corrosão. Por exemplo, um trilho de trem de aço usado na Suécia em linhas suportando carregamentos pesados 
de minério contém 0,7% de carbono, 1% de cromo e 0,1% de vanádio. 
 Uma das mais importantes ligas de ferro é o aço inoxidável, que contém aproximadamente 0,4% de carbono, 
18% de cromo e 1% de níquel. O cromo é obtido pela redução do carbono do cromito (FeCr2O4) em um forno 
elétrico. O produto da redução é o ferrocromo (FeCr2), que é então adicionado na quantidade apropriada de ferro 
fundido que vem do conversor para atingir a composição do aço desejada. A razão dos elementos presentes no 
aço pode variar em uma faixa grande, concedendo uma variedade de propriedades físicas e químicas específicas 
aos materiais. 
 Na liga heterogênea os componentes não estão dispersos uniformemente. Na forma do aço conhecido como 
perlita, por exemplo, duas fases distintas -praticamente ferro puro e o composto Fe3C, conhecido como cementita - 
estão presentes em camadas alternadas. Em geral, as propriedades das ligas heterogêneas dependem não ape-
nas da composição mas também da maneira pela qual o sólido é formado a partirda mistura fundida. O 
resfriamento rápido leva a propriedades distintas daquelas que são obtidas pelo resfriamento lento. 
 
7.3. Compostos intermetálicos 
 Os compostos intermetálicos são ligas homogêneas que têm propriedades e composições definidas. Por 
exemplo, o cobre e o alumínio formam um composto, CuAl2 conhecido como duralumínio. Os compostos 
intermetálicos têm papel muito importante na sociedade moderna. O composto intermetálico Ni3Al é o principal 
componente dos motores de aeronaves a jato devido a sua resistência e de sua baixa densidade. As lâminas de 
navalhas são geralmente revestidas com Cr3Pt, que adiciona dureza, permitindo que a lâmina permaneça afiada 
por mais tempo. O composto Co5Sm é usado nos ímãs permanentes em fones de ouvido mais leves por causa de 
seu alto poder magnético por unidade de massa. 
 Esses exemplos ilustram algumas proporções não usuais de combinação de elementos. 
 
 
 
 
 
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LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Exercícios de Aprendizagem 
 
1. (Ufmg) Nas figuras I e II, estão representados dois 
sólidos cristalinos, sem defeitos, que exibem dois tipos 
diferentes de ligação química: 
 
Considerando-se essas informações, é CORRETO 
afirmar que 
a) a Figura II corresponde a um sólido condutor de 
eletricidade. 
b) a Figura I corresponde a um sólido condutor de 
eletricidade. 
c) a Figura I corresponde a um material que, no 
estado líquido, é um isolante elétrico. 
d) a Figura II corresponde a um material que, no 
estado líquido, é um isolante elétrico. 
 
2. (Ufsc) Assinale as proposições CORRETAS. Em 
relação à figura a seguir, podemos afirmar que: 
 
01. representa os orbitais das ligações na molécula de 
eteno. 
02. representa os orbitais das ligações na molécula de 
etino. 
04. entre os átomos de carbono existem uma ligação 
œ do tipo sp£-sp£ e uma ligação ™ do tipo p-p. 
08. entre os átomos de carbono existem uma ligação 
œ do tipo sp-sp e duas ligações ™ do tipo p-p. 
16. a geometria da molécula é linear. 
32. a ligação, entre o carbono e hidrogênio, é œ do tipo 
sp£-s. 
Soma ( ) 
 
3. (Ita) Qual das opções a seguir apresenta o gráfico 
que mostra, esquematicamente, a variação da 
condutividade elétrica de um metal sólido com a 
temperatura? 
 
 
4. (Ufc) Os comprimentos das ligações BF (1,31 
Angstrons), na molécula do trifluoreto de boro, são 
consideravelmente menores do que os previstos para 
ligações simples entre estes elementos (1,52 
Angstrons). Outras evidências experimentais indicam 
fortemente a presença do caráter de dupla ligação 
(B=F) nesta molécula. Por outro lado, a molécula do 
BFƒ reage prontamente com amônia, que possui um 
par de elétrons não ligante (base de Lewis), 
originando a espécie química FƒBNHƒ, na qual o 
átomo de boro apresenta quatro ligações covalentes 
simples. 
BFƒ(g) + NHƒ(g) ë FƒBNHƒ(g) 
Com base nestas informações e sabendo que as 
energias das três ligações BF, na molécula do BFƒ, 
são idênticas: 
a) represente as possíveis estruturas de Lewis para a 
molécula de BFƒ. 
b) represente as estruturas de Lewis para as demais 
moléculas que participam desta reação. 
 
5. (uece) O cobre é um elemento químico muito 
importante para nossa saúde – evita a formação de 
coágulos, participa na fabricação de colágeno e ajuda 
a combater agentes que destroem as membranas e o 
DNA das células. Ele é encontrado nos seguintes 
alimentos: fígado, mariscos, grão-de-bico, feijão 
branco, lentilha e oleaginosas. Com relação a esse 
metal, assinale o correto. 
 
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(A) Em seu estado fundamental possui um elétron no 
subnível 4p1. 
(B) É comum a formação da molécula CuO. 
(C) Entra na composição do ouro 18 quilates. 
(D) É um mau condutor de calor. 
 
6. (uece) Segundo o jornal Folha de São Paulo 
(16/04/2008), novos estudos atribuem o naufrágio do 
Titanic ao emprego equivocado de rebites na fixação 
das chapas de ferro do casco. Os tais rebites eram 
feitos de ferro e não de uma liga apropriada. Sobre 
ligas, assinale o correto. 
(A) Ligas metálicas são materiais que contêm dois ou 
mais elementos químicos, sendo que todos eles são, 
obrigatoriamente, metais. 
(B) O emprego das ligas é vantajoso porque elas 
apresentam propriedades físicas definidas, tendo 
pontos de fusão e ebulição constantes. 
(C) As ligas obedecem, rigorosamente, à lei de 
Proust, por terem uma estrutura cristalina bem 
definida o que lhes garante maior resistência à 
corrosão. 
(D) Amálgama é o nome particular dado a uma liga 
de mercúrio e outro metal, ainda hoje usada em 
restaurações dentárias. 
 
7. (Ufrrj) As fórmulas dos compostos químicos não são 
frutos do acaso. A capacidade de um átomo combinar-
se com outro depende da disponibilidade de receber, 
doar ou compartilhar elétrons. 
Qual a fórmula química e o tipo de ligação do 
composto formado entre: 
a) Cálcio e Nitrogênio? 
b) Carbono e Oxigênio? 
 
8. (Unesp) "Não se fazem mais nobres como 
antigamente - pelo menos na Química." 
 ("Folha de S. Paulo", 17.08.2000.) 
As descobertas de compostos como o XePtF†, em 
1962, e o HArF, recentemente obtido, contrariam a 
crença comum de que elementos do grupo dos gases 
nobres da Tabela Periódica não reagem para formar 
moléculas. 
a) Explique por que os gases nobres têm esta 
tendência à baixa reatividade. 
b) Sabe-se que os menores elementos deste grupo 
(He e Ne) permanecem sendo os únicos gases nobres 
que não formam compostos, mesmo com o elemento 
mais eletronegativo, o flúor. Justifique este 
comportamento. 
 
9. (Unesp) Considere os seguintes compostos, todos 
contendo cloro: 
BaCØ‚; CHƒCØ; CCØ„ e NaCØ. 
Sabendo que o sódio pertence ao grupo 1, o bário ao 
grupo 2, o carbono ao grupo 14, o cloro ao grupo 17 
da Tabela Periódica e que o hidrogênio tem número 
atômico igual a 1: 
a) transcreva a fórmula química dos compostos 
iônicos para o caderno de respostas e identifique-os, 
fornecendo seus nomes. 
b) apresente a fórmula estrutural para os compostos 
covalentes e identifique a molécula que apresenta 
momento dipolar resultante diferente de zero 
(molécula polar). 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Exercícios de Fixação 
 
1. (Unimontes) O caráter iônico de determinadas 
substâncias, em função da diferença de 
eletronegatividade, está apresentado a seguir. 
 
 
 
Em análise do gráfico, a alternativa CORRETA é: 
a) O iodeto de lítio é o sal de maior caráter iônico. 
b) O cloreto de césio tem predominante caráter 
covalente. 
c) O ácido fluorídrico apresenta menor força ácida. 
d) A maior diferença de eletronegatividade deve-se ao 
HI. 
 
2. (Uem) Tendo como base a reação química entre o 
átomo de sódio e o átomo de cloro para formar os íons 
Na+ e 
–C , assinale a(s) alternativa(s) correta(s). 
01) Supondo que o raio atômico do sódio seja X e o 
raio atômico do cloro seja Y, a distância da ligação 
química entre Na+ e 
–C no cloreto de sódio será 
obrigatoriamente X+Y. 
02) O átomo de sódio é maior do que o átomo de 
cloro, no entanto o íon sódio é menor do que o íon 
cloro. 
 
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127 
 
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04) A regra do octeto é respeitada nos íons sódio e 
cloro do NaC , mas não é respeitada para o boro 
no BF3. 
08) Sais formados entre metais alcalinos e halogênios 
apresentarão, para ambos os íons, uma camada 
de valência do tipo s2p6, exceto o Li+. 
16) A quantidade de energia envolvida na segunda 
ionização do sódio é de valor aproximadamente 
igual ao envolvido na primeira ionização.3. (Ufrn) No ano de 2012, completam-se 50 anos da 
perda da “nobreza” dos chamados gases nobres, a 
qual ocorreu em 1962, quando o químico inglês Neil 
Bartlett conseguiu sintetizar o Xe[PtF6] ao fazer reagir 
o Xenônio com um poderoso agente oxidante, como o 
hexafluoreto de platina PtF6. 
 
 
 
Esses gases eram chamados assim, pois, na época 
de sua descoberta, foram julgados como sendo não 
reativos, ou inertes, permanecendo “imaculados”. 
A explicação para a não reatividade dos gases nobres 
se fundamentava 
a) na regra do dueto, segundo a qual a configuração 
de dois elétrons no último nível confere estabilidade 
aos átomos. 
b) na regra do octeto, segundo a qual a configuração 
de oito elétrons no penúltimo nível confere 
estabilidade aos átomos. 
c) na regra do octeto, segundo a qual a configuração 
de oito elétrons no último nível confere estabilidade 
aos átomos. 
d) na regra do dueto, segundo a qual a configuração 
de dois elétrons no penúltimo nível confere 
estabilidade aos átomos. 
 
4. (Udesc) Os tipos de ligações químicas dos 
compostos: 3 2 2 3 2NH ; CO ; Fe O ; C ; KI são, 
respectivamente: 
a) covalente polar, covalente polar, iônica, covalente 
apolar, iônica. 
b) covalente apolar, iônica, covalente polar, covalente 
apolar, iônica. 
c) covalente apolar, covalente polar, iônica, covalente 
apolar, iônica. 
d) covalente polar, covalente apolar, iônica, covalente 
polar, iônica. 
e) covalente polar, covalente apolar, iônica, covalente 
apolar, covalente polar. 
 
5. (Ufpe) Foi entregue a um estudante de química um 
conjunto de elementos para que ele formasse pelo 
menos um sólido iônico, um composto molecular e 
uma liga metálica. O conjunto continha: 2,3 g de sódio 
sólido (Z=11, massa atômica 23,0 g mol–1); 7,1 g de 
cloro molecular (Z=17, massa atômica 35,5 g mol–1); 
uma quantia desconhecida de enxofre sólido (Z=16, 
massa atômica 32,0 g mol–1). Com base nessas 
informações, analise as proposições abaixo. 
( ) Um possível composto iônico a ser formado é o 
sulfeto de sódio sólido, cuja fórmula é Na2S, uma 
vez que o sódio apresenta 1 elétron na camada 
de valência, e o enxofre, 6 elétrons na camada 
de valência. 
( ) A reação de todo o sódio com o cloro deve 
produzir 0,1 mol de NaC ,e consumir somente 
uma parte do cloro fornecido. 
( ) A eletronegatividade do enxofre é maior que a 
do cloro, uma vez que o enxofre apresenta 
somente 6 elétrons de valência, enquanto o 
cloro apresenta 7 elétrons de valência. 
( ) Cloro e enxofre podem formar um composto 
covalente de fórmula 2SC , com a participação 
de elétrons dos orbitais p do cloro e orbitais s e p 
do enxofre, com o enxofre apresentando 
hibridização do tipo sp2. 
( ) Não é possível formar uma liga metálica com o 
conjunto de elementos fornecidos ao estudante. 
 
6. (Pucrj) Levando em conta as ligações e interações 
que ocorrem entre átomos e moléculas, dentre as 
substâncias abaixo, a que possui maior ponto de 
fusão é 
a) 2H O 
b) 2CO 
c) 2CaC 
d) 6 12 6C H O 
e) 12 22 11C H O 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO 
(Uel ) Algumas substâncias sólidas são caracterizadas 
pela repetição organizada de estruturas individuais, 
constituindo sólidos com formas geométricas definidas 
- os cristais. Por exemplo, o cloreto de sódio e a 
sacarose formam cristais cúbicos e hexagonais, 
respectivamente. 
 
 
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7. A imagem a seguir mostra três sólidos cujas formas 
são cúbicas. Em (1), (2) e (3) estão representados, 
respectivamente, cristais de iodo, brometo de potássio 
e ferro. 
 
 
Sobre as estruturas (1), (2) e (3), é correto afirmar: 
a) A molécula individual do cristal (1) apresenta 
átomos unidos por ligação covalente polar. 
b) O cristal (2) é formado por um número de prótons 
maior do que o número de elétrons. 
c) A substância representada em (3) é boa condutora 
de eletricidade no estado sólido e no líquido. 
d) A substância representada em (1) é boa condutora 
de eletricidade no estado líquido. 
e) A substância representada em (2) é boa condutora 
de eletricidade no estado sólido. 
 
8. (Uel) A teoria corpuscular da matéria é fundamental 
dentro do pensamento científico; suas origens 
remontam à Grécia do século V a.C., quando Leucipo 
e Demócrito formularam algumas proposições sobre a 
natureza da matéria, resumidas a seguir: 
- A matéria é constituída de "átomos", pequenas 
partículas (corpúsculos) indivisíveis, não constituídas 
de partes. 
- Os átomos podem variar quanto à forma. 
- Os átomos estão em movimento desordenado, 
constante e eterno. 
Tais proposições tinham por objetivo fornecer 
elementos para uma explicação lógica do 
funcionamento do mundo. Por exemplo, de acordo 
com os filósofos gregos, a água espalha-se sobre uma 
superfície plana porque seus átomos seriam esféricos 
e lisos, rolando uns sobre os outros; os átomos dos 
corpos sólidos seriam ásperos, ou dotados de pontas 
e ganchos que os prenderiam uns aos outros. 
Para explicar a associação de átomos, moléculas, 
etc., em vez de pontas e ganchos como propunham os 
gregos, fala-se hoje em interações de natureza 
elétrica. Considere as figuras a seguir. 
 
 
 
Sobre as ideias atualmente utilizadas para explicar as 
ligações entre as partículas, qual das afirmações é 
INCORRETA? 
a) Átomos podem se ligar compartilhando elétrons, 
como na covalência (figura II). 
b) Partículas dotadas de dipólo elétrico podem se 
atrair através dos pólos elétricos de sinais contrários 
(figura III). 
c) Cátions são atraídos por ânions, como ocorre na 
ligação iônica (figura I). 
d) Na ligação metálica, ânions estão imersos num 
"mar" de elétrons móveis ("deslocalizados") que os 
mantêm unidos devido às cargas elétricas de sinais 
contrários (figura V). 
e) As ligações dipólo-dipólo podem ser especialmente 
fortes quando envolvem átomos de hidrogênio e 
átomos de eletronegatividade elevada (figura IV). 
 
9. (Pucsp) Analise as propriedades físicas na tabela a 
seguir: 
 
 
Segundo os modelos de ligação química, A, B, C e D 
podem ser classificados, respectivamente, como, 
a) composto iônico, metal, substância molecular, 
metal. 
b) metal, composto iônico, composto iônico, 
substância molecular. 
c) composto iônico, substância molecular, metal, 
metal. 
 
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d) substância molecular, composto iônico, composto 
iônico, metal. 
e) composto iônico, substância molecular, metal, 
composto iônico. 
 
10. (Uece) Para ocorrer ligação covalente é 
necessário que haja interpenetração frontal (linear) de 
orbitais e também, em muitos casos, interação lateral 
de orbitais dos dois átomos que se ligam. A figura 
ilustra, em termos de orbitais, a formação da molécula 
de: 
 
 
Dados: 
Massas molares (g/mol): H=1,0; N=7,0; O=16,0; 
S=32,0 
a) H‚S 
b) O‚ 
c) NO 
d) N‚ 
 
11. (Uece) Considere quatro elementos químicos 
representados por: G, J, X e Z. Sabendo-se que os 
elementos J e G pertencem ao mesmo grupo da 
tabela periódica, e que os elementos J, X e Z 
apresentam números atômicos consecutivos, sendo X 
um gás nobre, é correto afirmar-se que 
a) os elementos J e G apresentam potenciais de 
ionização idênticos por possuírem o mesmo número 
de elétrons no último nível. 
b) o composto formado por J e Z é iônico e sua 
fórmula química é ZJ. 
c) o composto formado por G e Z é molecular e sua 
fórmula química é ZG2. 
d) o composto JX apresenta ligação coordenada. 
 
12. (Uff) Estão representadas por X, Y e Z as 
configurações eletrônicas fundamentais de três 
átomos neutros: 
X1s£ 2s£ 2p§ 3s£ 3p§ 4s£ 
Y 1s£ 2s£ 2p¤ 
Z 1s£ 2s£ 2p§ 3s£ 3p¦ 
Pode-se concluir que: 
a) A espécie formada por X e Z é predominantemente 
iônica e de fórmula X‚Z. 
b) A espécie formada por Y e Z é predominantemente 
covalente e de fórmula YZ. 
c) A espécie formada por X e Z é predominantemente 
iônica e de fórmula XZ‚. 
d) A espécie formada por X e Y é predominantemente 
covalente e de fórmula X‚Yƒ. 
e) A espécie formada por Y e Z é predominantemente 
iônica e de fórmula YZƒ. 
 
13. (Uff) Para o estudo das relações entre o tipo de 
ligação química e as propriedades físicas das 
substâncias X e Y, sólidas à temperatura ambiente, foi 
realizado um experimento que permitiu as seguintes 
constatações: 
I) A substância X, no estado sólido, não conduz a 
corrente elétrica, porém, no estado líquido, a conduz. 
II) A substância Y não conduz a corrente elétrica no 
estado sólido nem no estado líquido. 
Pode-se, então, concluir que: 
a) As substâncias X e Y são covalentes. 
b) As substâncias X e Y são iônicas. 
c) A substância X é iônica e a substância Y é 
covalente. 
d) A substância X é um metal. 
e) A substância Y é um metal. 
 
14. (Uff) O leite materno é um alimento rico em 
substâncias orgânicas, tais como proteínas, gorduras 
e açúcares, e substâncias minerais como, por 
exemplo, o fosfato de cálcio. Esses compostos 
orgânicos têm como característica principal as 
ligações covalentes na formação de suas moléculas, 
enquanto o mineral apresenta também ligação iônica. 
Assinale a alternativa que apresenta corretamente os 
conceitos de ligações covalente e iônica, 
respectivamente. 
a) A ligação covalente só ocorre nos compostos 
orgânicos. 
b) A ligação covalente se faz por transferência de 
elétrons e a ligação iônica pelo compartilhamento de 
elétrons com spins opostos. 
c) A ligação covalente se faz por atração de cargas 
entre átomos e a ligação iônica por separação de 
cargas. 
d) A ligação covalente se faz por união de átomos em 
moléculas e a ligação iônica por união de átomos em 
complexos químicos. 
 
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e) A ligação covalente se faz pelo compartilhamento 
de elétrons e a ligação iônica por transferência de 
elétrons. 
 
15. (Ufmg) Este quadro apresenta os valores das 
temperaturas de fusão e ebulição dos cloretos de 
sódio, magnésio e alumínio, todos a uma pressão de 1 
atmosfera: 
 
 
 
Considerando-se essas propriedades e os modelos de 
ligação química aplicáveis às três substâncias, é 
CORRETO afirmar que 
a) a ligação iônica no cloreto de alumínio é mais fraca 
que as dos demais compostos, pois, nela, o cátion 
divide a sua força de atração entre três ânions. 
b) as ligações químicas do cloreto de sódio, em 
estado sólido, se quebram com maior facilidade que 
as dos demais compostos, também em estado sólido. 
c) o cloreto de alumínio tem um forte caráter 
molecular, não sendo puramente iônico. 
d) os três compostos têm fórmulas correspondentes à 
estequiometria de um cátion para um ânion. 
 
16. (Ufpe) Faça a associação entre as duas colunas: 
(I) H‚O 
(II) NaI 
(III) C‚H„ 
(IV) Na 
(V) I‚ 
( ) Ligação metálica 
( ) Sólido molecular 
( ) Ligação covalente polar 
( ) Ligação iônica 
( ) Ligação ™ 
Lendo a segunda coluna de cima para baixo, teremos 
a) II, V, I, III, IV 
b) I, II, IV, III, V 
c) III, IV, II, V, I 
d) V, I, III, IV, II 
e) IV, V, I, II, III 
 
17. (Ufpe) Considerando os seguintes haletos de 
hidrogênio HF, HCØ, e HBr, pode-se afirmar que: 
a) a molécula mais polar é HF. 
b) a molécula mais polar é HCØ. 
c) todos os três são compostos iônicos. 
d) somente HF é iônico, pois o flúor é muito 
eletronegativo. 
e) somente HBr é covalente, pois o Bromo é um 
átomo muito grande para formar ligações iônicas. 
 
18. (Ufpi) Em artigo na revista "Nature", pesquisadores 
da Universidade de Delaware, noticiam que o enxofre 
"aprisiona" metais tóxicos, como o cobre (45%) e o 
zinco (20%), em água na forma de ligações dativas, 
evitando a entrada destes metais tóxicos na cadeia 
alimentar dos seres vivos. Analise as afirmativas a 
seguir e marque a opção correta: 
a) a relação 45% - Cu e 20% - Zn é uma expressão de 
concentração volume/volume. 
b) esses metais são "aprisionados" porque as ligações 
dativas são estáveis quimicamente. 
c) a presença desses metais, em água, aumenta a 
basicidade do meio ambiente. 
d) a estabilidade da ligação dativa é determinada 
pelas forças de van der Waals. 
e) aumentando a temperatura, aumenta-se a 
estabilidade da ligação dativa. 
 
19. (Uepg) Identifique as alternativas que trazem 
respectivamente um exemplo de substância iônica, 
molecular e metálica, e assinale o que for correto. 
01) Cloreto de lítio, glicose e ouro. 
02) Brometo de potássio, naftaleno e latão. 
04) Cloreto de cálcio, etanol e bronze. 
08) Óxido de alumínio, água e grafite. 
 
20. (Ufsc) Os símbolos X e Y representam elementos 
químicos quaisquer, diferenciados por seus números 
atômicos (Z). Sobre eles, é CORRETO afirmar que: 
01. quando X (Z=19) se combina com Y (Z=17), o 
composto resultante tem fórmula molecular XY e a 
ligação é covalente apolar. 
02. se X e Y estão bem afastados na fila de 
reatividade química, e X e Y têm 1 e 6 elétrons, 
respectivamente, na última camada eletrônica, o 
 
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composto resultante da combinação entre eles será 
molecular e com fórmula XY‚. 
04. átomos do elemento X (Z=20) e do elemento Y 
(Z=7) unem-se por ligações covalentes e o composto 
tem fórmula molecular XƒY„. 
08. pela configuração eletrônica da última camada dos 
elementos X e Y, 
 
o composto formado entre X e Y tem fórmula X‚Y. 
16. se X (Z=1) e Y (Z=11, 37 ou 55), os compostos 
formados serão todos hidretos metálicos. 
 
21. (Ufsm ) Quanto aos nutrientes de natureza 
química, a disponibilidade do fosfato no solo é 
influenciada pelo pH. Em solos com pH entre 5 e 8, os 
ânions H‚PO„­ e HPO„£­ predominam. Em pH muito 
alto, todos os prótons são removidos, e o fósforo está 
na forma de íon fosfato (PO„¤­). Em pH baixo, o 
fósforo está na forma de ácido não-ionizado HƒPO„. 
Em relação à estrutura do ácido fosfórico (HƒPO„), 
analise as seguintes afirmativas: 
I. Apresenta 3 ligações iônicas e 4 ligações 
covalentes. 
II. O átomo de fósforo não obedece à regra do octeto. 
III. Tem uma ligação dativa. 
Está(ão) correta(s) 
a) apenas I. 
b) apenas II. 
c) apenas III. 
d) apenas I e II. 
e) apenas II e III. 
 
22. (Unb) Os polímeros, sintetizados pela primeira vez 
em 1862 por Alexander Parkes, são utilizados na 
produção de inúmeros materiais, entre eles, os 
teclados, as capas dos fios e todos os componentes 
plásticos dos computadores. O que permite essa 
diversidade de materiais são as ligações existentes 
entre o átomos, resultando em diferentes propriedades 
das substâncias. Com relação às ligações químicas e 
às estruturas das substâncias, julgue os itens a seguir. 
(0) Os metais são bons condutores de eletricidade 
devido às ligações metálicas, nas quais os elétrons 
estão livres, podendo mover-se entre os núcleos. 
(1) A substância bromo (Br‚), formada por um 
elemento muito eletronegativo, é mais solúvel em 
hexano (solvente de baixa polaridade) do que em 
água. 
(2) Sabendo-se que o HCØ dissolvido em água forma 
as espécies iônicas H®(ou HƒO®) e CØ­, conclui-se que 
suas moléculas são formadas por ligações iônicas. 
 
23. (Unb) O Prêmio Nobel de Química de 1996 foi 
outorgado aos três químicos que descobriram mais 
uma forma alotrópica de carbono, a primeira 
molecular: o buckminsterfulereno(C†³), uma das 
substâncias conhecidas como fulerenos. (...) 
Experimentos de vaporização de grafite ensopada 
com cloreto de lantânio levaram à obtenção do íon 
C†³La®. 
Os Fulerenos e sua espantosa geometria molecular. 
In: Química Nova na Escola, n°4, novembro / 1996 
(com adaptação). 
Com auxílio do texto, julgue os seguintes itens. 
(1) Os fulerenos são formados por ligações 
covalentes. 
(2) Íons como o C†³La® ligam-se a outros íons por 
meio de ligações covalentes. 
(3) No cloreto de lantânio, o lantânio está oxidado. 
(4) O cloreto de lantânio é um sal. 
(5) Assim como o carbono, os gases raros ou nobres 
também podem formar compostos. 
(6) O grafite e o diamante são substâncias 
moleculares. 
 
24. (Unb) 
 
Considerando a representação de Lewis para o 
dióxido de enxofre, mostrada acima, julgue os itens 
que se seguem. 
(1) Pela Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da 
Camada de Valência, a molécula de SO‚ deve ser 
linear. 
(2) Nessa representação, a ligação entre o oxigênio da 
esquerda e o enxofre é tipicamente uma ligação 
iônica. 
(3) A Teoria do Octeto explica a estabilidade das 
ligações do dióxido de enxofre, apesar de não ser 
 
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suficiente para explicar ligações químicas de todas as 
substâncias. 
 
25. (Unesp) No metabolismo, ocorre a formação de 
espécies denominadas "radicais livres", que são 
caracterizadas por apresentarem elétrons 
desemparelhados em sua estrutura. Embora sejam 
geralmente considerados maléficos ao organismo, 
muitos radicais livres são essenciais para o seu 
funcionamento adequado. Considere os seguintes 
números de elétrons na camada de valência: H = 1; C 
= 4; N = 5; O = 6 e responda. Dentre as espécies 
químicas NO, OH­ e CO‚, presentes no organismo, 
pode-se dizer que são "radicais livres": 
a) NO, apenas. 
b) OH­, apenas. 
c) CO‚, apenas. 
d) NO e OH­, apenas. 
e) OH­ e CO‚, apenas. 
 
26. (Unifesp) A tabela apresenta algumas 
propriedades medidas, sob condições experimentais 
adequadas, dos compostos X, Y e Z. 
 
 
A partir desses resultados, pode-se classificar os 
compostos X, Y e Z, respectivamente, como sólidos 
a) molecular, covalente e metálico. 
b) molecular, covalente e iônico. 
c) covalente, molecular e iônico. 
d) covalente, metálico e iônico. 
e) iônico, covalente e molecular. 
 
27. (Unesp) As substâncias X, Y e Z, sólidas a 
temperatura ambiente, apresentam as propriedades 
físicas resumidas na tabela adiante. 
Com base nestes dados, conclui-se que: 
 
 
 
a) X é uma substância iônica; Y e Z são substâncias 
covalentes. 
b) X é uma substância iônica; Y é um metal e Z é uma 
substância covalente. 
c) X é uma substância covalente; Y e Z são 
substâncias iônicas. 
d) X e Y São substância covalente e Z é uma 
substância iônica. 
e) X, Y e Z são substâncias iônicas. 
 
28. (Pucsp) Cobre e zinco são metais de larga 
utilização na sociedade moderna. 
O cobre é um metal avermelhado, bastante maleável e 
dúctil. É amplamente empregado na fiação elétrica 
devido à sua alta condutividade. É também 
encontrado em tubulações de água, devido à sua 
baixa reatividade (é um metal nobre), além de 
diversas ligas metálicas, sendo o bronze a mais 
conhecida. Apresenta densidade de 8,96 g/cm¤ a 
20°C. 
O zinco é um metal cinza bastante reativo. É utilizado 
como revestimento de peças de aço e ferro, 
protegendo-as da corrosão. Esse metal encontra 
grande aplicação na indústria de pilhas secas em que 
é utilizado como ânodo (pólo negativo). Sua 
densidade é de 7,14 g/cm¤ a 20°C. 
Pode-se afirmar que a diferença dos valores de 
densidade entre esses dois metais é mais bem 
explicada 
a) pela maior reatividade do zinco em relação ao 
cobre. 
b) pela diferença do raio atômico do cobre em relação 
ao zinco, com o átomo de cobre apresentando 
tamanho muito menor do que o de zinco. 
c) pela diferença de massa atômica do cobre em 
relação ao zinco, com o zinco apresentando massa 
bem maior. 
 
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d) pelo posicionamento do zinco na tabela periódica, 
no período imediatamente posterior ao cobre. 
e) pelo diferente arranjo cristalino apresentado pelos 
dois metais: o cobre tem os seus átomos mais 
empacotados, restando menos espaços vazios entre 
eles. 
 
29. (Ufc) Nenhuma teoria convencional de ligação 
química é capaz de justificar as propriedades dos 
compostos metálicos. Investigações indicam que os 
sólidos metálicos são compostos de um arranjo 
regular de íons positivos, no qual os elétrons das 
ligações estão apenas parcialmente localizados. Isto 
significa dizer que se tem um arranjo de íons 
metálicos distribuídos em um "mar" de elétrons 
móveis. 
Com base nestas informações, é correto afirmar que 
os metais, geralmente: 
a) têm elevada condutividade elétrica e baixa 
condutividade térmica. 
b) são solúveis em solventes apolares e possuem 
baixas condutividades térmica e elétrica. 
c) são insolúveis em água e possuem baixa 
condutividade elétrica. 
d) conduzem com facilidade a corrente elétrica e são 
solúveis em água. 
e) possuem elevadas condutividades elétrica e 
térmica. 
 
30. (Ufc) As propriedades físicas e químicas do ouro 
justificam a importância comercial histórica deste 
mineral. Dentre estas propriedades, relacionam-se as 
seguintes: 
I. sua coloração e reluzente beleza, que o qualificam 
como um metal precioso; 
II. é relativamente fácil de ser modelado 
mecanicamente para compor objetos artísticos; 
III. não é oxidado ao ar e não é facilmente solúvel em 
solventes comuns; 
IV. é cineticamente inerte em soluções alcalinas e em 
quase todas as soluções ácidas 
Dentre as características do ouro acima relacionadas, 
são propriedades físicas e químicas, respectivamente: 
a) (I, III) e (II, IV) 
b) (II, III) e (I, IV) 
c) (I, II) e (III, IV) 
d) (III, IV) e (I, II) 
e) (II, IV) e (I, III) 
 
31. (Enem PPL 2018) A radiação na região do 
infravermelho interage com a oscilação do campo 
elétrico gerada pelo movimento vibracional de átomo 
de uma ligação química. Quanto mais fortes forem as 
ligações e mais leves os átomos envolvidos, maior 
será a energia e, portanto, maior a frequência da 
radiação no infravermelho associada à vibração da 
ligação química. A estrutura da molécula 2-amino-6-
cianopiridina é mostrada. 
 
 
 
A ligação química dessa molécula, envolvendo átomos 
diferentes do hidrogênio, que absorve a radiação no 
infravermelho com maior frequência é: 
a) C C− 
b) C N− 
c) C C= 
d) C N= 
e) C N 
 
32. (Enem 2019) Por terem camada de valência 
completa, alta energia de ionização e afinidade 
eletrônica praticamente nula, considerou-se por muito 
tempo que os gases nobres não formariam compostos 
químicos. Porém, em 1962, foi realizada com sucesso 
a reação entre o xenônio (camada de valência 
2 65s 5p ) e o hexafluoreto de platina e, desde então, 
mais compostos novos de gases nobres vêm sendo 
sintetizados. Tais compostos demonstram que não se 
pode aceitar acriticamente a regra do octeto, na qual 
se considera que, numa ligação química, os átomos 
tendem a adquirir estabilidade assumindo a 
configuração eletrônica de gás nobre. Dentre os 
compostos conhecidos, um dos mais estáveis é o 
difluoreto de xenônio, no qual dois átomos do 
halogênio flúor (camada de valência 
2 52s 2p ) se 
ligam covalentemente ao átomo de gás nobre para 
ficarem com oito elétrons de valência. 
 
Ao se escrever a fórmula de Lewis do composto de 
xenônio citado, quantos elétrons na camada de 
valência haverá no átomo do gás nobre? 
a) 6 
b) 8 
c) 10 
d) 12 
e) 14 
 
33. (Enem 2017)No ar que respiramos existem os 
chamados “gases inertes”. Trazem curiosos nomes 
gregos, que significam “o Novo”, “o Oculto”, “o Inativo”. 
E de fato são de tal modo inertes, tão satisfeitos em 
 
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134 
 
CURSO DE QUÍMICA – MEDICINA EXTENSIVO 
sua condição, que não interferem em nenhuma reação 
química, não se combinam com nenhum outro 
elemento e justamente por esse motivo ficaram sem 
ser observados durante séculos: só em 1962 um 
químico, depois de longos e engenhosos esforços, 
conseguiu forçar “o Estrangeiro” (o xenônio) a 
combinar-se fugazmente com o flúor ávido e vivaz, e a 
façanha pareceu tão extraordinária que lhe foi 
conferido o Prêmio Nobel. 
 
LEVI, P. A tabela periódica. Rio de Janeiro: Relume-
Dumará,1994 (adaptado). 
 
Qual propriedade do flúor justifica sua escolha como 
reagente para o processo mencionado? 
a) Densidade. 
b) Condutância. 
c) Eletronegatividade. 
d) Estabilidade nuclear. 
e) Temperatura de ebulição. 
 
34. (Enem 2018) Alguns materiais sólidos são 
compostos por átomos que interagem entre si 
formando ligações que podem ser covalentes, iônicas 
ou metálicas. A figura apresenta a energia potencial 
de ligação em função da distância interatômica em um 
sólido cristalino. Analisando essa figura, observa-se 
que, na temperatura de zero kelvin, a distância de 
equilíbrio da ligação entre os átomos 0(R ) 
corresponde ao valor mínimo de energia potencial. 
Acima dessa temperatura, a energia térmica fornecida 
aos átomos aumenta sua energia cinética e faz com 
que eles oscilem em torno de urna posição de 
equilíbrio média (círculos cheios), que é diferente para 
cada temperatura. A distância de ligação pode variar 
sobre toda a extensão das linhas horizontais, 
identificadas com o valor da temperatura, de 1T a 4T 
(temperaturas crescentes). 
 
 
 
O deslocamento observado na distância média revela 
o fenômeno da 
a) ionização. 
b) dilatação. 
c) dissociação. 
d) quebra de ligações covalentes. 
e) formação de ligações metálicas. 
 
 
MÓDULO 03 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 
GABARITOS E RESOLUÇÕES COMENTADAS 
 
Resposta da questão 1: [C] 
 
[A] Incorreta. O sal de maior caráter iônico é o 
fluoreto de lítio. 
[B] Incorreta. O cloreto de césio, de acordo com o 
gráfico, possui um alto caráter iônico. 
[C] Correta. Entre os ácidos ilustrados no gráfico, 
o fluorídrico possui a menor força entre eles. 
[D] Incorreta. A maior diferença de 
eletronegatividade é aquele que possui o maior 
caráter iônico. 
 
Resposta da questão 2: 02 + 04 + 08 = 14. 
 
Análise das proposições: 
 
[01] Incorreta. Supondo que o raio atômico do 
sódio seja X e o raio atômico do cloro seja Y, 
a distância da ligação química entre Na+ e 
–C no cloreto de sódio não será 
obrigatoriamente X+Y, pois ocorre uma 
ligação entre íons. 
 
[02] Correta. O átomo de sódio é maior do que o 
átomo de cloro, o íon sódio é menor do que o 
íon cloro. 
2 2 6 1
11
2 2 6 2 5
17
2 2 6
11
2 2 6 2 6
17
Na 1s 2s 2p 3s (maior raio; menor c arga nuclear)
C 1s 2s 2p 3s 3p (menor raio; maior c arga nuclear)
Na 1s 2s 2p (menor raio; 2 camadas)
C 1s 2s 2p 3s 3p (maior raio; 3 camadas)
+
−
=
=
=
=
 
 
[04] Correta. A regra do octeto é respeitada nos 
íons sódio e cloro do NaC , mas não é 
respeitada para o boro no BF3, pois nesse 
caso o boro estabiliza com seis elétrons de 
valência. 
 
[08] Correta. Sais formados entre metais 
alcalinos e halogênios apresentarão, para 
ambos os íons, uma camada de valência do 
tipo s2p6, exceto o Li+. 
 
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135 
 
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2 1
3
2
3
Li 1s 2s
Li 1s+
=
=
 
 
[16] Incorreta. A quantidade de energia envolvida 
na segunda ionização do sódio é maior em 
relação ao envolvido na primeira ionização 
devido à diminuição do raio. 
 
Resposta da questão 3: [C] 
 
O modelo do octeto estabelece que a 
estabilidade química dos átomos está associada 
à configuração eletrônica da camada de valência 
com oito elétrons. Dentro desse modelo há 
algumas exceções com elementos cuja camada 
de valência apresenta 2 elétrons (caso do 
hidrogênio e hélio). 
 
Resposta da questão 4: [A] 
 
Teremos: 
3NH : ligação covalente polar entre nitrogênio e 
hidrogênio. 
2CO : ligação covalente polar entre carbono e 
oxigênio. 
2 3Fe O : ligação iônica entre cátion ferro III e ânion 
óxido. 
2C : ligação covalente apolar entre os átomos 
de cloro. 
KI: ligação iônica entre cátion potássio e os ânion 
iodeto. 
 
Resposta da questão 5: V – V – F – F – V. 
 
Teremos: 
Um possível composto iônico a ser formado é o 
sulfeto de sódio: 
+ + − 2
2Na Na S Na S 
 
O conjunto continha: 2,3 g de sódio sólido (Z = 
11, massa atômica 23,0 g mol–1); 7,1 g de cloro 
molecular (Z = 17, massa atômica 35,5 g mol–1): 
 
+ →

22Na(s) C (g) 2NaC
2 23 g 71 g 2 58,5 g
2,3 g
excesso
7,1 g
−
  =
 =
=
= =
NaC
NaC
NaC 1
m
2 23 7,1 326,6 (excesso)
71 2,3 163,3 (limi tan te)
m 5,85 g
5,85 g
n 0,1mol
58,5 g.mol
 
 
A eletronegatividade do cloro (3,0) é maior do 
que a do enxofre (2,5). O cloro está à direita do 
enxofre no mesmo período. 
 
Cloro e enxofre podem formar um composto 
covalente de fórmula 2SC , com a participação 
de elétrons dos orbitais p do cloro e orbitais p do 
enxofre. 
 
   
   
2 2 6 2 4
16
Camada de
valência
2 4
2 2 6 2 5
17
Camada de
valência
2 4
S : 1s 2s 2p 3s 3p
3s 3p
C : 1s 2s 2p 3s 3p
3s 3p
 
 
O cloro e o enxofre são ametais, logo não 
formam ligações metálicas nestas condições. 
 
 
Resposta da questão 6: [C] 
 
O composto 2CaC , é o único que é formado por 
ligação iônica e os compostos iônicos possuem 
interações mais intensas quando comparadas as 
covalentes, por ser formadas por íons, sendo 
assim seus pontos de fusão e ebulição são mais 
intensos. 
 
7. [C] 
8. [D] 
 
Resposta da questão 9. [E] 
 
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136 
 
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O composto A é iônico, pois possui elevados 
pontos de fusão e ebulição e não conduz 
corrente elétrica na fase sólida (25°C), mas 
conduz a corrente elétrica quando fundido a 1000 
°C. 
O composto B é um composto molecular, pois 
possui baixos pontos de fusão e ebulição e não 
conduz a corrente elétrica na forma pura. 
O composto C é um metal, pois conduz a 
corrente elétrica mesmo na fase solida. 
O composto D é iônico, pois possui elevados 
pontos de fusão e ebulição e não conduz 
corrente elétrica na fase sólida (25°C e 1000 °C). 
 
Resposta da questão 10. [D] 
A imagem representa a formação de uma ligação 
tripla. A ligação sigma, que é formada pela 
interpenetração frontal de orbitais (eixo Px-Px) e 
duas ligações pi (), formadas pela 
interpenetração lateral de orbitais. Uma ligação pi 
() no eixo (Py-Py) e outra ligação pi () no eixo 
(Pz-Pz). 
A molécula de H2S só possui ligações simples 
A molécula de O2 possui ligação dupla 
A molécula de NO possui ligação dupla 
A molécula de N2 possui ligação tripla. 
 
Resposta da questão 11: [B] 
 
J e G pertencem ao mesmo grupo da tabela 
periódica, logo apresentam o mesmo número de 
elétrons de valência. 
 
Os elementos J, X e Z apresentam números 
atômicos consecutivos, sendo X um gás nobre: 
J z 1 (grupo 17 Halogênio)
X (gás nobre) z (grupo 18)
Z z 1 (grupo 1 Metal alcalino)
= − −
=
= + −
 
 
O composto formado por um metal alcalino (Z) e 
um halogênio (J) é iônico e sua fórmula pode ser 
representada por: [Z ][J ] ou ZJ.+ − 
 
12. [C] 
13. [C] 
14. [E] 
Resposta da questão 15: [C] 
A) falso 
A energia de rede do cátion Al3+ é maior que as 
do Mg2+, Na+ 
Quanto maior a carga doíon, maior será a 
energia de rede. 
 
C) verdadeiro 
todo composto tem um certo caráter iônico. 
No caso do AlCl3, ele tem um alto caráter 
covalente, tanto é que é um dos casos de 
exceção ao octeto. 
 
16. [E] 
17. [A] 
 
Resposta da questão 18. [B] 
O átomo de enxofre pode formar ligações 
covalentes coordenadas (dativas) com metais. 
O átomo de enxofre doa um par de elétrons e 
atua como base de Lewis 
O metal recebe um par de elétrons e atua como 
ácido de Lewis. 
Forma-se uma ligação coordenada. 
Esses compostos formados pkr metais ou cátions 
metálicos e um grupo doador de par de elétrons 
são chamados de compostos de coordenação. 
 
Assim o item b é correto. 
 
Resposta da questão 19: 01 + 02 + 04 = 07. 
 
Substâncias iônicas (apresentam ligação iônica): 
cloreto de lítio, brometo de potássio, cloreto de 
cálcio. 
Substâncias moleculares (formada por 
moléculas): glicose, naftaleno, etanol, água. 
Substância covalente: grafite. 
Substância metálica (apresenta ligação metálica): 
ouro. 
Ligas metálicas (apresenta ligação metálica): 
bronze, latão. 
 
20. 08 + 16 = 24 
Resposta da questão 21:. [C] 
O H3PO4 pode sim expandir o octeto e ficar com 
cargas formais que deixam a estrutura de 
ressonância mais estável 
 
Do terceiro período em diante pode expandir o 
octeto, quando expande o octeto fica com mais 
de oito elétrons na última camada e assim não 
obedece ao octeto. 
 
Ele possui as duas estruturas, com a ligação 
dativa (obedece ao octeto) 
E com a ligação dupla (expansão do octeto 
 
 
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137 
 
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Com a dupla, expandindo o octeto, ele é mais 
estável, pois a carga formal é zero, porém ele 
existe também com uma ligação coordenada, 
obedecendo o octeto. 
 
Assim as alternativas II e III são excludentes. 
Tanto a II, quanto a III pode ser considerada 
correta, mas não as duas. 
 
 
22. V V F 
23. V F V V V F 
24. F F V 
 
Resposta da questão 25. [A] 
Radical livre não possui carga positiva, nem 
negativa. 
Não pode se um ânion. 
Não pode ser um cátion. 
Tem que ser uma espécie neutra e que possui 
um número ímpar de elétrons, para que um 
elétron fique desemparelhado. 
Isso ocorre apenas na molécula de NO. 
Veja a estrutura de Lewis do NO, o N é uma 
exceção ao octeto, está apenas com 7 elétrons 
na camada de valência. 
 
 
26. [B] 
27. [B] 
28. [E] 
29. [E] 
30. [C] 
 
 
Resposta da questão 31:[E] 
 
A ligação química dessa molécula, envolvendo átomos 
diferentes do hidrogênio (C e N), que absorve a radiação 
no infravermelho com maior frequência é C N, pois se 
trata da ligação mais forte (uma ligação sigma e duas 
ligações pi entre o carbono e o nitrogênio). 
 
Resposta da questão 32:[C] 
 
Camada de valência do xenônio 
2 6(Xe) : 5s 5p (8 elétrons). 
Camada de valência do flúor: 
2 52s 2p (7 elétrons). 
 
Fórmula de Lewis do difluoreto de xenônio 2(XeF ) : 
 
 
 
A camada de valência do gás nobre (Xe) ficará com dez 
elétrons. 
 
 
Resposta da questão 33: [C] 
 
De acordo com o texto só em 1962 um químico, depois de 
longos e engenhosos esforços, conseguiu forçar “o 
Estrangeiro” (o xenônio) a combinar-se fugazmente com o 
flúor ávido e vivaz, e a façanha pareceu tão extraordinária 
que lhe foi conferido o Prêmio Nobel. 
Este trecho descreve a elevada eletronegatividade do flúor, 
capaz de formar 4XeF . 
 
Resposta da questão 34: [B] 
 
 
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138 
 
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Quanto maior o valor da temperatura, maior o grau de agitação das espécies químicas, ocorrendo, assim, um distanciamento. 
Pode-se verificar, a partir das figuras, que as distâncias interatômicas aumentam, ou seja, que ocorre dilatação. 
 
 
 
 
 
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MÓDULO 04 - LIGAÇÕES INTERMOLECULARES 
1. Introdução 
 Após termos estudado as ligações entre os átomos, estudaremos agora as interações que existem entre 
as moléculas, particularmente nas fases sólida e líquida, pois apesar de estarem presentes também na fase 
gasosa, tais interações são fundamentais para o entendimento de muitas propriedades das substâncias nas fases 
sólida e liquida. 
 
2. Forças intermoleculares 
A intensidade das forças intermoleculares em diferentes substâncias varia em uma grande faixa, mas elas 
são muito mais fracas que ligações iônicas e covalentes (Figura). Dessa forma, é necessário menos energia para 
vaporizar um líquido ou fundir um sólido do que para quebrar ligações covalentes em moléculas. Por exemplo, 
necessita-se de apenas 16 kJ/moI para vencer as atrações intermoleculares entre as moléculas de HCl em HCl 
líquido para vaporizá-lo. Em contraste, a energia necessária para dissociar HCl em átomos de H e Cl é 431 
kJ/mol. Portanto, quando uma substância molecular como HCl passa de sólido para líquido e para gás, as 
moléculas em si permanecem intactas. 
 
 
Muitas propriedades dos líquidos, incluindo os pontos de ebulição, refletem a intensidade das forças 
intermoleculares. Por exemplo, uma vez que as forças entre as moléculas de HCI são tão fracas, HCI entra em 
ebulição a apenas - 85°C à pressão atmosférica. O líquido entra em ebulição quando se formam bolhas de seu 
vapor. As moléculas de um líquido devem vencer as forças de atração para separar-se e formar um vapor. Quanto 
mais forte as forças de atração, maior é a temperatura na qual o líquido entra em ebulição. De forma similar, o 
ponto de fusão de um sólido aumenta à medida que as forças intermoleculares ficam mais fortes. 
Sabe-se que existem três tipos de forças atrativas entre moléculas neutras: forças dipolo-dipolo, de 
dispersão de London e de ligação de hidrogênio. Essas forças são também chamadas forças de van der Waals 
em homenagem a Johannes van der Waals, que desenvolveu a equação para determinar o desvio de gases do 
comportamento ideal. Outro tipo de força atrativa, a força íon-dipolo, é importante em soluções. Todas as quatro 
forças são eletrostáticas por natureza, envolvendo atrações entre espécies positivas e negativas. Todas tendem a 
ser até 15% menos fortes que as ligações covalentes e iônicas. 
 
2.1. Forças íon-dipolo 
Uma força íon-dipolo existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma molécula polar. As 
moléculas polares são dipolos; elas têm um lado positivo e outro negativo. HCl é uma molécula polar, por 
exemplo, porque as eletronegatividades dos átomos de H e Cl são diferentes. 
Os íons positivos são atraídos pelo lado negativo de um dipolo, enquanto os negativos são atraídos pelo 
lado positivo, como mostrado na Figura . A magnitude da atração aumenta conforme a carga do íon ou a 
magnitude do dipolo aumenta. As forças íon-dipolo são especialmente importantes em soluções de substâncias 
iônicas em líquidos polares, como uma solução de NaCl em água. Abordamos essas soluções com mais detalhes 
no módulo específico a este assunto. 
 
 
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140 
 
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2.2. Forças dipolo-dipolo 
 
Moléculas polares neutras se atraem quando o lado positivo de uma 
molécula está próximo do lado negativo de outra, como na Figura l1.4(a). 
Essas forças dipolo-dipolo são efetivas tão-somente quando moléculas 
polares estão muito próximas, sendo elas geralmente mais fracas que as 
forças íon-dipolo. 
Em líquidos as moléculas polares estão livres para movimentar-se em 
relação às outras. Como mostrado na Figura ll.4(b), elas estarão algumas 
vezes em uma orientação que éatrativa e outras em uma orientação que é 
repulsiva. Duas moléculas que se atraem passam mais tempo próximas uma 
da outra que duas moléculas que se repelem. Portanto, o efeito como um todo 
é uma atração líquida. Quando examinamos vários líquidos, descobrimos que 
para moléculas de massas e tamanhos aproximadamente iguais, a força das 
atrações intermoleculares aumenta com o aumento da polaridade. Podemos 
ver essa tendência na Tabela, que relaciona várias substâncias com massas 
moleculares similares, mas diferentes momentos de dipolo. Observe que o 
ponto de ebulição aumenta porque o momento de dipolo aumenta. Para as 
forças dipolo-dipolo, atuarem, as moléculas devem ser capazes de conseguir 
se aproximar com a orientação correta. 
Para moléculas de polaridade comparável, consequentemente, as 
com menores volumes moleculares, geralmente sofrem maiores forças 
atrativas dipolo-dipolo. 
 
 
 
 
2.3. Forças de dispersão de London 
Não pode haver forças dipolo-dipolo entre átomos e moléculas apolares. Entretanto, deve existir algum 
tipo de interação atrativa porque gases apolares podem ser liquefeitos. A origem de suas atrações foi primeiro 
proposta em 1930 por Fritz London, um físico germano-americano. London identificou que o movimento de 
elétrons em um átomo ou molécula pode criar um momento de dipolo instantâneo. 
Em uma coleção de átomos de hélio, por exemplo, a distribuição média de elétrons ao redor de cada 
núcleo é esfericamente simétrica. Os átomos são apolares e não possuem momento permanente. Entretanto, a 
 
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141 
 
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distribuição instantânea dos elétrons pode ser diferente da distribuição média. Se pudéssemos congelar o 
movimento de elétrons de um átomo de hélio em determinado instante, ambos os elétrons poderiam estar em um 
lado do núcleo. Apenas nesse momento então, o átomo teria um momento de dipolo instantâneo. 
Como os elétrons se repelem, os movimentos em um átomo influenciam os movimentos dos elétrons em 
seus vizinhos. Assim, o dipolo temporário em um átomo pode induzir um dipolo similar em um átomo adjacente, 
fazendo com que os átomos sejam atraídos entre si, como mostrado na Figura. Essa interação atrativa é chamada 
força de dispersão de London (ou meramente força de dispersão). Tal força, como as dipolo-dipolo, é significativa 
tão-somente quando as moléculas estão próximas. 
 
 
 
A facilidade com que a distribuição de cargas em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico 
externo é chamada polarizabilidade. Podemos pensar na polarizabilidade de uma molécula como uma medida da 
'maciez' de sua nuvem eletrônica; quanto maior a polarizabilidade de uma molécula, mais facilmente sua nuvem 
eletrônica será distorcida para dar um dipolo momentâneo. Dessa forma, moléculas mais polarizáveis têm forças 
de dispersão de London mais fortes. Em geral, moléculas maiores tendem a ter maiores polarizabilidades porque 
elas têm maior número de elétrons, que estão mais afastados do núcleo. A intensidade das forças de dispersão de 
London, portanto, tendem a aumentar com o aumento do tamanho molecular. Uma vez que o tamanho molecular 
e a massa geralmente assemelham-se, as forças de dispersão tendem a aumentar em intensidade com o 
aumento da massa molecular. Assim, os pontos de ebulição dos halogêneos e dos gases nobres aumentam com 
o aumento da massa molecular (Tabela). 
 
 
 
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142 
 
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As formas espaciais das moléculas também influenciam nas 
magnitudes das forças de dispersão. Por exemplo, o n-pentanol e o 
neopentano, ilustrados na Figura 11.6, têm a mesma fórmula molecular 
(C5H12), no entanto o ponto de ebulição do n-pentano é 27 K mais alto 
que o do neopentano. A diferença pode ser explicada pela diferença nas 
formas espaciais das duas moléculas. A atração total entre as moléculas 
é maior no n-pentano porque as moléculas podem entrar em contato em 
toda sua extensão, que é um tanto quanto cilíndrico. Menos contato é 
possível entre as moléculas mais compactas e aproximadamente 
esféricas do neopentano. 
As forças de dispersão ocorrem entre todas as moléculas, não 
importa se elas são polares ou apolares. As moléculas polares sofrem 
interações dipolo-dipolo, mas elas também sofrem forças de dispersão ao 
mesmo tempo. Na realidade, estima-se que as forças de dispersão são 
responsáveis por mais de 80% da atração total entre as moléculas; as 
atrações dipolo-dipolo respondem pelo resto. Quando comparadas as 
forças relativas das atrações intermoleculares, as seguintes 
generalizações devem ser consideradas: 
1. Quando as moléculas têm massas moleculares e formas 
comparáveis, as forças de dispersão são aproximadamente iguais. Nesse 
caso, as diferenças em magnitudes das forças atrativas devem-se às 
diferenças nas forças de atração dipolo-dipolo, com a maioria das 
moléculas polares tendo as atrações mais fortes. 
2. Quando as moléculas diferem muito em suas massas 
moleculares, as forças de dispersão tendem a ser decisivas. Nesse caso, 
as diferenças nas magnitudes das forças atrativas podem geralmente ser 
associadas com as diferenças nas massas moleculares, com a molécula 
mais massiva tendo as atrações mais fortes. 
A ligação de hidrogênio, que abordaremos após o quadro 
"Exercício resolvido: 1", é um tipo de interação intermolecular tipicamente 
mais forte que as forças de dispersão. 
 
 
 
2.4. ligação de hidrogênio 
A Figura 11.7 mostra os pontos de ebulição de compostos de hidrogênio simples dos elementos do grupo 
4A e 6A. Em geral, o ponto de ebulição aumenta com o aumento da massa molecular, devido ao aumento das 
forças de dispersão. A notável exceção a essa tendência é H20, cujo ponto de ebulição é muito mais alto do que 
esperaríamos com base em sua massa molecular. Os compostos NH3 e HF também têm pontos de ebulição 
anormalmente altos. Na realidade, esses compostos apresentam muitas características que os distingue de outras 
substâncias de massa molecular e polaridade análogas. Por exemplo, a água tem alto ponto de fusão, alto calor 
específico e alto calor de vaporização. Cada uma dessas propriedades indica que as forças intermoleculares em 
H2O são fortes de maneira incomum. 
 
 
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveirarso de Química – Pr of. 
Curso de Química – Medicina Extensivo - Prof. Alexandre Oliveira 
 
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CURSO DE QUÍMICA – MEDICINA EXTENSIVO 
 
 
Essas atrações intermoleculares na água resultam da ligação de hidrogênio. A ligação de hidrogênio é um 
tipo especial de atração intermolecular entre o átomo de hidrogênio em uma ligação polar (particularmente uma 
ligação H-F, H-O ou H-N) e um par de elétrons não compartilhado em um íon ou átomo pequeno e eletronegativo 
que esteja próximo (geralmente um átomo de F, °ou N em outra molécula). Por exemplo, existe uma ligação de 
hidrogênio entre o átomo de H em uma molécula de HF e o átomo de F de uma molécula de HF adjacente, F-
H···F-H (onde os pontos representam a ligação de hidrogênio entre as moléculas). Vários exemplos adicionais são 
mostrados na Figura 11.8. As ligações de hidrogênio podem ser consideradas atrações dipolo-dipolo ímpares. 
Como F, N e O são muito eletronegativos, uma ligação entre o hidrogênio e qualquer um desses três elementos é 
bastante polar, com o hidrogênio no lado positivo: 
 
 
O átomo de hidrogênio não tem elétrons de cerne. Assim, o 
lado positivo do dipolo da ligação tem a carga concentrada 
parcialmente exposta, quase exibindo o próton do núcleo do 
hidrogênio. Essa carga positiva é atraída pela carga negativa de um 
átomo eletronegativo em uma molécula próxima. Como o hidrogênio 
pobre em elétrons é muito pequeno, ele pode aproximar-se muito de