17-Fundamentos da Química e Bioquímica (2)

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FACULDADE CAPIXABA DA SERRA/EAD
Credenciada pela portaria MEC nº 767, de 22/06/2017, Publicada no D.O.U em 23/06/2017
Fundamentos de Química e BioQuímica
SUMÁRIO
Fundamentos de 
Química e BioQuímica
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A Faculdade Multivix está presente de norte a sul 
do Estado do Espírito Santo, com unidades em 
Cachoeiro de Itapemirim, Cariacica, Castelo, Nova 
Venécia, São Mateus, Serra, Vila Velha e Vitória. 
Desde 1999 atua no mercado capixaba, des-
tacando-se pela oferta de cursos de gradua-
ção, técnico, pós-graduação e extensão, com 
qualidade nas quatro áreas do conhecimen-
to: Agrárias, Exatas, Humanas e Saúde, sem-
pre primando pela qualidade de seu ensino 
e pela formação de profissionais com cons-
ciência cidadã para o mercado de trabalho.
Atualmente, a Multivix está entre o seleto 
grupo de Instituições de Ensino Superior que 
possuem conceito de excelência junto ao 
Ministério da Educação (MEC). Das 2109 institui-
ções avaliadas no Brasil, apenas 15% conquistaram 
notas 4 e 5, que são consideradas conceitos 
de excelência em ensino.
Estes resultados acadêmicos colocam 
todas as unidades da Multivix entre as 
melhores do Estado do Espírito Santo e 
entre as 50 melhores do país.
 
missÃo
Formar profissionais com consciência cida-
dã para o mercado de trabalho, com ele-
vado padrão de qualidade, sempre mantendo a 
credibilidade, segurança e modernidade, visando 
à satisfação dos clientes e colaboradores.
 
VisÃo
Ser uma Instituição de Ensino Superior reconheci-
da nacionalmente como referência em qualidade 
educacional.
GRUPO
MULTIVIX
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Fundamentos de Química e BioQuímica
SUMÁRIO
BiBLioteca muLtiViX (dados de publicação na fonte)
As imagens e ilustrações utilizadas nesta apostila foram obtidas no site: http://br.freepik.com
Oliveira, Sheila Rodrigues.
Fundamentos da Química e Bioquímica / Sheila Rodrigues Oliveira. – Serra: Multivix, 2018.
editoRiaL
Catalogação: Biblioteca Central Anisio Teixeira – Multivix Serra
2018 • Proibida a reprodução total ou parcial. Os infratores serão processados na forma da lei.
FACULDADE CAPIXABA DA SERRA • MULTIVIX
Diretor Executivo
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Diretora Acadêmica
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Diretor Administrativo Financeiro
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Diretor da Educação a Distância
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Conselho Editorial
Eliene Maria Gava Ferrão Penina (presidente 
do Conselho Editorial)
Kessya Penitente Fabiano Costalonga
Carina Sabadim Veloso
Patrícia de Oliveira Penina
Roberta Caldas Simões
Revisão de Língua Portuguesa
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Revisão Técnica
Alexandra Oliveira
Alessandro Ventorin
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Design Editorial e Controle de Produção de Conteúdo
Carina Sabadim Veloso
Maico Pagani Roncatto
Ednilson José Roncatto
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Genivaldo Félix Soares
Multivix Educação a Distância
Gestão Acadêmica - Coord. Didático Pedagógico
Gestão Acadêmica - Coord. Didático Semipresencial
Gestão de Materiais Pedagógicos e Metodologia
Direção EaD
Coordenação Acadêmica EaD
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Aluno (a) Multivix,
Estamos muito felizes por você agora fazer parte 
do maior grupo educacional de Ensino Superior do 
Espírito Santo e principalmente por ter escolhido a 
Multivix para fazer parte da sua trajetória profissional.
A Faculdade Multivix possui unidades em Cachoei-
ro de Itapemirim, Cariacica, Castelo, Nova Venécia, 
São Mateus, Serra, Vila Velha e Vitória. Desde 1999, 
no mercado capixaba, destaca-se pela oferta de 
cursos de graduação, pós-graduação e extensão 
de qualidade nas quatro áreas do conhecimento: 
Agrárias, Exatas, Humanas e Saúde, tanto na mo-
dalidade presencial quanto a distância.
Além da qualidade de ensino já comprova-
da pelo MEC, que coloca todas as unidades do 
Grupo Multivix como parte do seleto grupo das 
Instituições de Ensino Superior de excelência no 
Brasil, contando com sete unidades do Grupo en-
tre as 100 melhores do País, a Multivix preocupa-
se bastante com o contexto da realidade local e 
com o desenvolvimento do país. E para isso, pro-
cura fazer a sua parte, investindo em projetos so-
ciais, ambientais e na promoção de oportunida-
des para os que sonham em fazer uma faculdade 
de qualidade mas que precisam superar alguns 
obstáculos. 
Buscamos a cada dia cumprir nossa missão que é: 
“Formar profissionais com consciência cidadã para o 
mercado de trabalho, com elevado padrão de quali-
dade, sempre mantendo a credibilidade, segurança 
e modernidade, visando à satisfação dos clientes e 
colaboradores.”
Entendemos que a educação de qualidade sempre 
foi a melhor resposta para um país crescer. Para a 
Multivix, educar é mais que ensinar. É transformar o 
mundo à sua volta.
Seja bem-vindo!
APRESENTAÇÃO 
DA DIREÇÃO 
EXECUTIVA
Prof. Tadeu Antônio de Oliveira Penina 
diretor executivo do Grupo multivix
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Fundamentos de Química e BioQuímica
SUMÁRIO
APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA
Caro aluno, seja bem-vindo ao estudo dos fundamentos de química e bioquímica!
Esta disciplina tem por objetivo apresentar os fundamentos da química levando em 
conta o estudo do mundo material e o conhecimento das substâncias em geral, en-
fatizando principalmente as substâncias aplicadas nos sistemas orgânicos de forma 
a destacar as aplicações na bioquímica.
Na educação a distância, é muito importante que você, como estudante, faça uso ple-
no de todos os materiais disponíveis na plataforma, pratique os exercícios propostos 
e participe dos fóruns de discussão. Além disso, em todos os conteúdos disponíveis 
serão apresentadas dicas de estudos complementares que poderão auxiliar você e 
ampliar o seu conhecimento.
Bons estudos!
Objetivos da disciplina
Esperamos que, até o final da disciplina, você:
• Defina o mundo material e saiba como as substâncias são formadas e quais são as 
suas principais classificações dentro da área da química e da bioquímica.
• Identifique as características dos compostos e suas funções bioquímicas.
• Demonstre os compostos nos sistemas físicos e biológicos.
• Classifique os compostos pelas diferentes estruturas que eles apresentam.
• Reúna os conhecimentos concernentes às estruturas e atividades.
• Avalie, a partir das estruturas dos compostos, suas características extensivas e in-
tensivas.
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 > FIGURA 2 - Distribuição eletrônica dos níveis de Bohr 19
 > FIGURA 4 - Postulado de Bohr para explicar os espectros descontínuos 22
 > FIGURA 5 - Modelos atômicos 23
 > FIGURA 6 - Orbitais eletrônicos 25
 > FIGURA 7 - Diagrama de Pauling 26
 > FIGURA 8 - Diagrama de energia 27
 > FIGURA 9 - Tabela periódica 35
 > FIGURA 10 - Tabela Periódica. 41
 > FIGURA 13 - Os átomos se ligam e a energia do sistema diminui 44
 > FIGURA 16 - Valores de eletronegatividade dos elementos 54
 > FIGURA 19 - Uma maneira de ilustrar como se dá a ligação metálica 60
 > FIGURA 20 - Três situações de equilíbrio para a reação entre A e B. 70
 > FIGURA 21 - Esquema simplificado dos processos de oxidação e redução. 78
 > FIGURA 22 - Uma pilha formada na presença de zinco e sulfato de cobre. 79
 > FIGURA 23 - Pilha de concentração. 85
 > FIGURA 25 - Estrutura da água. 108
 > FIGURA 26 - Interações intermoleculares entre as moléculas de água. 109
 > FIGURA27 - Esquema da osmose: 112
 > FIGURA 28 - Tonicidade 113
 > FIGURA 29 - Aminoácidos essenciais. 114
 > FIGURA 30 - Os 20 aminoácidos que formam as proteínas. 114
 > FIGURA 32 - Estruturas das proteínas. 118
 > FIGURA 33 - Ação catalisadora das enzimas. 121
 > FIGURA 34 - Dois monossacarídeos: Gliceraldeído e diidroxicetona. 122
 > FIGURA 35 - Formação de dois anômeros a e b-D-glicose em meio aquoso. 123
 > FIGURA 36 - Exemplo de dissacarídeos. 124
 > FIGURA 37 - Polissacarídeos com função de armazenamento de energia. 125
 > FIGURA 38 - Polissacarídeos com função estrutural. 126
 > FIGURA 39 - Exemplo de triacilglicerol. 128
Lista de FiGuRas
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SUMÁRIO
 > FIGURA 41 - Estrutura geral de oligonucleotídeos e polinucleotídeos. 132
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Lista de QuadRos
 > QUADRO 1 - Número máximo de elétrons (e) por camada eletrônica, se-
gundo o modelo de Bohr 20
 > QUADRO 2 - Distribuição eletrônica de alguns elementos químicos 20
 > QUADRO 3 - TABELA 1: Distribuição eletrônica de alguns elementos 39
 > QUADRO 5 - Compostos iônicos e suas propriedades físico-químicas 47
 > QUADRO 7 - Estruturas de Lewis e geometria molecular do átomo central 53
 > QUADRO 10 - Resumo das propriedades gerais das substâncias, segun-
do a sua classificação 61
 > QUADRO 11 - Exemplos de equilíbrio ácido-base segundo a teoria de 
BrΦnsted & Lowry. 73
 > QUADRO 12 - Valores de Ka e pka para alguns ácidos. 74
 > QUADRO 13 - Valores de Ks e S (solubilidade) de alguns sais. 76
 > QUADRO 14 - Potenciais de redução (ero) em água a 25 oC. 81
 > QUADRO 15 - Elementos e tipos de ligações e geometrias assumidas 92
 > QUADRO 16 - Estruturas e nomenclatura de compostos oxigenados. 95
 > QUADRO 17 - Estruturas e nomenclatura dos compostos nitrogenados. 97
 > QUADRO 18 - Classificação das cadeias carbônicas, exemplos e conceitos básicos. 98
 > QUADRO 19 - Fórmulas para o cálculo de pI. 115
 > QUADRO 20 - Proteínas, função, peso molecular, número de aminoáci-
dos e número de cadeias. 117
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SUMÁRIO
sumÁRio
1UNIDADE 1 Fundamentos da Química: conhecendo o mundo mateRiaL 15
1.1 ESTUDO DA MATÉRIA 15
1.1.1 ÁTOMOS 16
1.1.1.1 UMA VISãO GERAL DOS ÁTOMOS 26
1.1.2 ELEMENTOS 31
1.1.3 SUBSTâNCIAS 32
1.1.3.1 QUANTO AO NúMERO DE ELEMENTOS 32
1.1.3.2 QUANTO à PUREzA 32
1.2 EQUAçõES QUíMICAS E FENôMENOS FíSICOS E QUíMICOS 33
1.2.1 FENôMENOS FíSICOS E QUíMICOS 36
1.3 ANEXO 37
concLusÃo 38
GLossÁRio 39
2 conhecendo as suBstÂncias 41
2.1 ORGANIzANDO OS ÁTOMOS: TABELA PERIÓDICA 41
2.2 TABELA PERIÓDICA: METAIS E AMETAIS 45
2.3 LIGAçõES QUíMICAS E FÓRMULAS QUíMICAS 46
2.4 LIGAçõES IôNICAS 47
2.5 LIGAçõES COVALENTES 49
2.5.1 LIGAçõES COVALENTES: GEOMETRIA MOLECULAR 54
2.5.2 LIGAçõES COVALENTES: POLARIDADE DAS SUBSTâNCIAS MOLECULA-
RES 56
2.5.3 LIGAçõES COVALENTES: INTERAçõES INTERMOLECULARES 59
2.6 LIGAçõES METÁLICAS 61
concLusÃo 63
2UNIDADE
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3UNIDADE
4UNIDADE
5UNIDADE
3 soLuções e eQuiLíBRios 66
3.1 SOLUçõES 66
3.1.1 QUANTIFICANDO OS SOLUTOS 67
3.1.1.1 CONCENTRAçãO COMUM 67
3.1.1.2 CONCENTRAçãO MOLAR 68
3.1.1.3 DENSIDADE DA SOLUçãO 69
3.1.1.4 PORCENTAGEM 70
3.1.1.5 PARTE POR MILHãO (PPM) 70
3.1.1.6 PREPARO DE SOLUçõES MAIS DILUíDAS 70
3.2 EQUILíBRIO QUíMICO 71
3.2.1.1 CONSTANTE DE EQUILíBRIO 73
3.3 EQUILíBRIO ÁCIDO-BASE 74
3.3.1.1 TEORIA ÁCIDO-BASE DE ARRHENIUS 74
3.3.1.2 FORçA DOS ÁCIDOS: TEORIA BRΦNSTED & LOwRy 74
3.3.1 PRODUTO IôNICO DA ÁGUA 76
3.3.2 ESCALA DE PH 77
3.4 EQUILíBRIO DE SOLUBILIDADE 77
concLusÃo 78
4 eLetRoQuímica 81
4.1 CÉLULA GALVâNICA 81
4.2 ESPONTANEIDADE DAS REAçõES ELETROQUíMICAS 82
4.3 NúMERO DE OXIDAçãO: 84
4.4 COMO DESCOBRIR QUE SUBSTâNCIA OXIDA E QUE SUBSTâNCIA REDUz? 
86
4.5 PILHAS DE CONCENTRAçãO: 87
4.6 CONCLUSãO 89
5 Química oRGÂnica: isomeRia, estRutuRa e pRopRiedade dos com-
postos oRGÂnicos 93
5.1 ESTRUTURAS ORGâNICAS 93
5.1.1 REPRESENTAçãO DAS ESTRUTURAS DE CARBONO: 94
5.1.2 FUNçõES ORGâNICAS 95
5.2 PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS ORGâNICOS 99
5.2.1 CLASSIFICAçãO DAS CADEIAS ORGâNICAS 100
5.2.2 PONTO DE EBULIçãO DOS COMPOSTOS ORGâNICOS 101
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SUMÁRIO
6UNIDADE
5.2.3 SOLUBILIDADE E MISCIBILIDADE 102
5.3 ISOMERIA 102
5.3.1 ISOMERIA CONSTITUCIONAL (OU ESTRUTURAL) 103
5.3.2 ISOMERIA ESPACIAL (OU ESTEREOISOMERIA) 103
5.3.2.1 ISOMERIA E/z 104
5.3.2.2 ISOMERIA ÓTICA 104
5.4 CONCLUSãO 106
6 BioQuímica: estudo das estRutuRas Químicas e suas tRansFoR-
mações no oRGanismo 110
6.1 METABOLISMO DA ÁGUA 110
6.1.1 OSMOSE: 114
6.2 ENzIMAS E PROTEíNAS 115
6.2.1 AMINOÁCIDOS (AA) 115
6.2.2 PROTEíNAS 118
6.2.3 ENzIMAS 122
6.3 CARBOIDRATOS 124
6.3.1 DISSACARíDEOS E POLISSACARíDEOS. 126
6.4 LIPíDIOS 129
6.4.1 TRIACILGLICEROIS (OU TRIGLICÉRIDES) 130
6.5 ÁCIDOS NUCLEICOS 131
6.5.1 CÓDIGO GENÉTICO E SEQUENCIAMENTO DE DNA E RNA. 136
6.6 CONCLUSãO 136
aneXo 1 138
GLossÁRio 139
ReFeRências BiBLioGRÁFicas 142
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iconoGRaFia
ATENÇÃO 
PARA SABER
SAIBA MAIS
ONDE PESQUISAR
DICAS
LEITURA COMPLEMENTAR
GLOSSÁRIO
ATIVIDADES DE
APRENDIZAGEM
CURIOSIDADES
QUESTÕES
ÁUDIOSMÍDIAS
INTEGRADAS
ANOTAÇÕES
EXEMPLOS
CITAÇÕES
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OBJETIVO 
Ao final desta 
unidade, 
esperamos 
que possa:
> Conhecer as unidades básicas da 
matéria dentro do estudo da química.
> Saber expressar os aspectos a respeito 
das teorias atômicas.
> Ter conhecimento dos modelos 
segundo cada experimento que 
inspirou a teoria.
> Compreender as características dos 
átomos e as diferenças entre os 
elementos.
> Entender as diferenças fundamentais 
dos átomos e das substâncias.
> Conhecer as representações das 
reações químicas.
UNIDADE 1
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SUMÁRIO
1 FunDAMEnTos DA 
QuíMiCA: ConhECEnDo o 
MunDo MATERiAL
Caro aluno, seja bem-vindo ao estudo dos fundamentos de química e bioquímica!
Esta disciplina tem por objetivo apresentar os fundamentos da química levando em 
conta o estudo do mundo material e o conhecimento das substâncias em geral, en-
fatizando principalmente as substâncias aplicadas nos sistemas orgânicos de forma 
a destacar as aplicações na bioquímica.
Na educação a distância, é muito importante que você, como estudante, faça uso ple-
no de todos os materiais disponíveis na plataforma, pratique os exercícios propostos 
e participe dos fóruns de discussão. Além disso, em todos os conteúdos disponíveis 
serão apresentadas dicas de estudos complementares que poderão auxiliar você e 
ampliar o seu conhecimento.
Bons estudos!
1.1 ESTUDO DA MATéRIA
O conceito fundamental do estudo da química baseia-se no estudo da matéria, que 
é tudo aquilo que possui massa, ocupa lugar no espaço e possui energia. A energia, 
base da existência da matéria, é definida fisicamente comoa capacidade de realizar 
trabalho. 
Tendo em vista o conceito fundamental de matéria, podemos encontrar matéria em 
diferentes estados de agregação – também denominados estados físicos. Os mais 
comuns são sólido, líquido e gasoso, mas também existe o estado físico plasma, que 
é formado em situações de temperaturas extremas (como em estrelas, existem tam-
bém equipamentos nos quais se consegue obter materiais neste estado físico).
A energia, por sua vez, pode ser apresentada de diversas maneiras: calor, energia elé-
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trica, energia luminosa, sonora, energia potencial etc.
Por que a matéria tem que possuir energia? A base da existência de qualquer mate-
rial, desde elétrons (partículas de massas muito pequenas em torno de 9,0.10-34
kg!) até o ser humano, está relacionada com o movimentos, vibrações, interações, en-
tre diversos outros fatores, que essencialmente necessitam de energia. Sem energia, 
não há matéria.
A matéria, por sua vez, é composta por unidades, a saber: átomos, elementos e subs-
tâncias.
No próximo tópico, serão apresentadas algumas especificidades dessas unidades de 
matéria.
1.1.1 ÁTOMOS
Átomos são unidades de matéria que compõem elementos. A palavra átomo vem 
do grego átomos, que significa indivisível. A origem dessa palavra vem da proposta 
teórica de filósofos gregos que acreditavam que haveria uma unidade infinitamente 
pequena de matéria que não seria mais divisível. 
A química é uma ciência que visa, através de experimentos, elaborar e comprovar pro-
postas científicas. O estudo da evolução do conceito do átomo se consolidou desde a 
obra de Lavoisier, com a proposta da lei de conservação da massa, pelo princípio de 
que “na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”, e da chamada lei 
das proporções definidas (por Proust) até uma teoria consolidada que comprovou a 
veracidade destas leis por meio dos experimentos com reações químicas realizados e 
analisados por John Dalton (1766-1844) em 1803.
A chamada teoria atômica de Dalton apresenta as seguintes propostas:
• Elementos são constituídos por átomos.
• Em uma reação química, os átomos não podem ser destruídos, mas são rearran-
jados para formar outras substâncias.
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SUMÁRIO
• Átomos de um mesmo elemento apresentam a mesma massa.
• Átomos são indivisíveis e indestrutíveis.
FILGUEIRAS, C. A. Duzentos Anos da Teoria Atômica de Dalton. 
Química nova na escola, n. 20, 2004, p. 38-44. Sobre o autor: 
possui graduação em Engenharia Química pela Universidade 
Federal de Minas Gerais (1967), doutorado em Química pela 
Universidade de Maryland (1972) e pós-doutorado pela Universidade de 
Cambridge (1980-1981), além de estágios curtos em várias universidades 
do Brasil e do exterior. Foi por muitos anos professor da Universidade Fe-
deral de Minas Gerais (1968-1997) e, depois, professor titular da Universi-
dade Federal do Rio de Janeiro (de 1997 a 2010). Tem trabalhado em en-
sino e pesquisa no campo da História da Ciência.
Quando 2 g de hidrogênio reagem com 28 g de nitrogênio, formam-se 
30 g de amônia. Este experimento pode ser representado por uma equa-
ção química, na qual as substâncias que reagem são chamadas de rea-
gentes e o que é formado se denomina produto. Reagentes e produtos 
são separados por uma seta: os reagentes ficam à esquerda, e os produtos, à direita. 
Equação química: Hidrogênio + Nitrogênio → Amônia
Massas na reação: 2 g-------------28 g---------30 g
Conclusão: a soma das massas dos reagentes é igual à soma da massa dos produtos.
a. Reagindo 4 g de hidrogênio, qual é a massa de nitrogênio necessária? Qual é a 
massa de amônia formada?
Vimos que:
Equação química: Hidrogênio + Nitrogênio → Amônia
Massas na reação: 2 g-------------28 g---------30 g
Problema b: 4g--------------x--------------y
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É possível ver que a massa de hidrogênio dobrou. Consequentemente, tanto a massa 
de nitrogênio necessária para reagir como a massa de amônia formada dobram, se-
guindo uma proporção constante:
Equação química: Hidrogênio + Nitrogênio → Amônia
Massas na reação: 2 g-------------28 g---------30 g
Problema b: 4 g--------------56 g----------60 g
Resposta: são necessários 56 g de nitrogênio para formar 60 g de amônia, neste caso.
Comentário: note que tanto o princípio da conservação das massas é cumprido, ou 
seja, a soma das massas dos reagentes é igual à massa do produto, como a proporção 
da massa de cada substância permanece a mesma, ou seja, se tivermos 1 g de hidro-
gênio, serão necessários 14 g de nitrogênio e 15 g de amônia.
-------------
O modelo atômico de Dalton não teve significativas contestações até 1890, quando 
J. J. Thomson (1856-1940) estudou os efeitos da presença de raios catódicos no tubo 
de Crookies e descobriu uma partícula que tinha carga negativa com razão massa/
carga cerca de duas mil vezes menor do que o menor átomo existente (hidrogênio). 
Thomson é considerado o pai do elétron (partícula subatômica de carga negativa), 
e seu modelo atômico proposto também é conhecido como modelo do “pudim de 
passas”, pois, segundo os resultados e cálculos feitos por ele, o átomo apresenta elé-
trons incrustados na superfície. 
Então, a partir dos resultados de Thomson, é possível afirmar que a proposta de indi-
visibilidade do átomo por Dalton era equivocada.
Assista ao vídeo modelo atômico de thomson – tubos de 
crookies disponível no youTube e veja como um tubo de 
Crookies funciona.
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SUMÁRIO
O modelo proposto por Thomson não conseguiu explicar os resultados experimen-
tais realizados pelos alunos Geiger e Marsden do professor Rutherford (1871-1937). 
No experimento de irradiação de partículas alfa na lâmina de ouro, esses cientistas 
comprovaram que uma pequena parte das partículas alfa (de carga positiva) sofria 
desvios de sua trajetória. Rutherford atribuiu a esses desvios o fato de que havia obs-
táculos nos átomos presentes no ouro que repeliam essas cargas (Figura 1). Ruther-
ford denominou esse obstáculo como núcleo.
FIGURA 1 - EXPERIMENTOS REALIzADOS POR GEIGER E MARSDEN, qUE EXPLICA 
 O MODELO FORMULADO POR RUThERFORD
a. 
b. 
20
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c. 
Legenda:
a. Esquema simplificado do experimento realizado por Geiger e Marsden na 
lâmina de ouro.
b. Esquema que mostra vários núcleos de ouro e como a partícula alfa é re-
pelida. 
c. Esquema que mostra como a presença do núcleo é uma barreira de repul-
são para a partícula alfa.
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Esperava-se que, se o modelo de Thomson estivesse correto, as partículas alfa não 
sofreriam desvios significativos.
O modelo de Rutherford, de 1911, propôs que o núcleo apresenta a maior parte da 
massa de um átomo; no entanto, por ser extremamente denso, ele apresenta dimen-
são de raio na ordem de 10-12 cm, enquanto o átomo apresenta o raio na ordem de 
10-8 cm, ou seja, o átomo em si é 10.000 vezes maior que seu núcleo, mas o núcleo 
apresenta a maior parte da massa do átomo.
Segundo Rutherford, o que há, além do núcleo, em um espaço tão grande quando 
comparado ao núcleo? A proposta foi a existência da chamada eletrosfera, que se-
riam órbitas onde os elétrons circulam em torno do núcleo.
Rutherford, pelos seus cálculos, já entediaque havia uma falha nessa proposta para 
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SUMÁRIO
forma do átomo, pois, segundo a teoria da física clássica, para que um objeto orbite 
ou circule em torno de outro, este objeto perde energia e, com o tempo, ocorre o 
choque entre ambos. Esse efeito foi denominado por ele como colapso do átomo.
Assista ao vídeo: colapso modelo atómico de Rutherford, 
disponível no youTube.ível no youTube e veja como um tubo 
de Crookies funciona.
Diante da prevista falha de tal modelo em explicar por que o átomo não entra em co-
lapso e, também, devido à presença de experimentos que mostravam os chamados 
espectros de emissão de energia dos elementos químicos, um aluno do Rutherford, 
chamado Bohr (1885-1962), em 1913, introduziu uma nova maneira de interpretar 
matematicamente as características dos átomos apresentadas até então nos experi-
mentos: cálculos quânticos. 
O modelo de Bohr explicava a estabilidade do átomo postulando que a energia total 
do elétron é constante e que este se encontra em uma das chamadas órbitas (ou ní-
veis eletrônicos) permitidas. Segundo a teoria, no primeiro nível cabem, no máximo, 
dois elétrons; no segundo, oito, etc. 
O elétron distribui-se em camadas ou níveis (que apresentam uma energia fixa) em 
um número limitado, conforme a Figura 2.
FIGURA 2 - DISTRIbUIÇÃO ELETRôNICA DOS NíVEIS DE bOhR
Níveis de elétrons
Nível de energia I
Nível de energia II
Nível de energia III
Nível de energia IV
Núcleo
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Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Segundo a teoria de Bohr, o elétron tende a ocupar o menor nível possível (Figura 
2); no entanto, cada nível apresenta um número limitado de elétrons; quando o ní-
vel mais interno já tem o número máximo de elétrons (Tabela 1), o próximo nível é 
preenchido (Figura 2). 
qUADRO 1 - NúMERO MáXIMO DE ELéTRONS (E) POR CAMADA ELETRôNICA, SEGUNDO O MODELO DE bOhR
nívEL K L M n o P Q
e 2 8 18 32 32 18 8
Fonte: Elaborado pela autora.
Na Tabela 2, observam-se alguns exemplos de distribuição eletrônica segundo o mo-
delo atômico de Bohr.
qUADRO 2 - DISTRIbUIÇÃO ELETRôNICA DE ALGUNS ELEMENTOS qUíMICOS
ELE-
MEnTo
núMERo DE ELéTRons nA CAMADA ou nívEL
K L M n o P Q
1H 1
12Mg 2 8 2
17Cl 2 8 7
18Ar 2 8 8
20Ca 2 8 8 1
Fonte: Elaborado pela autora.
Na Figura 3, vê-se a diferença entre espectros contínuos e descontínuos.
FIGURA 3 - ESPECTROS DE LUz bRANCA E ESPECTRO DO hIDROGêNIO, INSTRUMENTOS 
UTILIzADOS PARA A FORMULAÇÃO DO MODELO ATôMICO DE bOhR 
a. Espectro visível contínuo
Vermelho Laranja Amarelo Verde Azul Anil Anil
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SUMÁRIO
b. 
c. 
Legenda:
a. Espectro contínuo da luz visível.
b. Espectro descontínuo do átomo de hidrogênio.
c. Modelo atômico de Bohr.
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Os espectros descontínuos foram explicados por Bohr pelas seguintes sucessões de 
eventos para a produção do espectro de emissão:
1. O átomo apresenta níveis nos quais os elétrons se distribuem em determinado 
número (K, L, M, N...).
2. Quando o elétron absorve uma energia específica (quantizada), ele passa para 
o nível de maior energia (mais externo), ou seja, o elétron passa de um nível 
fundamental (de menor energia) para um estado excitado (de maior energia). 
3. O estado excitado é pouco estável; por isso, o elétron retorna ao seu estado fun-
damental, liberando energia na forma de luz.
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FIGURA 4 - POSTULADO DE bOhR PARA EXPLICAR OS ESPECTROS DESCONTíNUOS
Legenda:
a. Elétron no estado fundamental absorvendo energia e indo para o nível 
excitado.
b. Elétron no estado excitado (pouco estável).
c. Ao liberar energia na forma de luz, o elétron retorna ao seu estado funda-
mental.
Fonte: Elaborado pela autora.
Como aspectos positivos, o modelo de Bohr destacou-se pela introdução de uma 
nova forma de cálculo (a física quântica), que explicou os espectros de emissão de 
energia dos elementos. No entanto, falhou quanto ao aspecto circular dos níveis de 
elétrons, uma vez que há átomos com formas variadas (existem outras falhas neste 
modelo que não serão aprofundadas). 
Na Figura 5, apresentar-se-á um resumo das formas propostas para os átomos em 
cada um dos modelos atômicos que foram abordados até aqui.
Assista ao vídeo modelo atômico de thomson – tubos de 
crookies disponível no youTube e veja como um tubo de 
Crookies funciona.
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FIGURA 5 - MODELOS ATôMICOS
a. 
b. Modelo atômico de Thomson
c. 
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d. 
Legenda:
a. Modelo de Dalton (átomo indivisível).
b. Modelo de Thomson (pudim de passas).
c. Modelo de Rutherford (planetário).
d. Modelo de Bohr (órbitas ou níveis de energia).
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
1.1.1.1 UMA VISãO GERAL DOS ÁTOMOS
Átomo é uma das unidades da matéria. Com o desenvolvimento das tecnologias, o 
nosso conhecimento sobre o átomo evoluiu. 
Desde a descoberta do elétron e das demais partículas subatômicas e da introdução 
dos cálculos baseados na química quântica, o nosso conhecimento sobre a forma do 
átomo se ampliou. Hoje, sabemos que os átomos não orbitam na forma de esferas 
em torno do núcleo.
Loius de Broglie (1892-1987) propôs a chamada dualidade da matéria, ou seja, qual-
quer matéria (desde nós até a menor das partículas) possui um caráter de onda e 
de partícula, mas, quanto menor for a matéria, maior será o caráter ondulatório. G. P. 
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Thomson (1892-1975), filho de J. J. Thomson, realizou um experimento que compro-
vou o caráter ondulatório do elétron (seu pai, J. J. Thomson, já havia comprovado que 
o elétron era uma partícula). 
A partir de tais propostas e resultados experimentais, Erwin Schröedinger (1897-
1961) desenvolveu uma equação de onda de energia chamada psi. O tratamento 
estatístico desta função levou à projeção de formas variadas de locais onde o elé-
tron poderia ter maior probabilidade de ser encontrado (Figura 6). Tais locais foram 
chamados de orbitais ou subníveis de energia (do elétron). Esse modelo atômico é 
baseado nas propostas, experimentos e teorias de uma série de cientistas, inclusive 
Einsten (1879-1955); por isso, seu nome mais comum é modelo quântico.
O local onde o elétron se encontra é “responsável” pela forma do átomo, como se 
pode verificar desde o modelo atômico de Rutherford (Figura 4, c).
FIGURA 6 - ORbITAIS ELETRôNICOS
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
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Os orbitais eletrônicos, que podem ter formas variadas, são lugares onde há maior 
probabilidade de se encontrar elétron.
Cada orbital tem um valor de energia, e o número de elétrons de cada orbital é limi-
tado pela repulsão de partículas com a mesma carga. O átomo é estável porque os 
elétrons ocupam sempre os orbitais de menor energia possível. Uma maneira sim-
ples de entender a forma do átomo segundo a teoria do modelo quântico é utilizar a 
ferramenta chamada diagramade Pauling (Figura 7).
FIGURA 7 - DIAGRAMA DE PAULING
Fonte: Elaborado pelo autor.
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SUMÁRIO
FIGURA 8 - DIAGRAMA DE ENERGIA
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
O diagrama de Pauling pode ser interpretado da seguinte maneira: os 
números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7 significam níveis de elétrons de uma camada 
mais interna (1) até a mais externa (7), sucessivamente. As letras s, p, d, f 
indicam os orbitais (ou subníveis de energia) do elétron, ou seja, os locais 
onde provavelmente serão encontrados os elétrons naquele nível. O número sobres-
crito significa a quantidade máxima de elétrons que podem ocupar aquele subnível. 
Caso o número de elétrons se exceda, passa-se para o próximo subnível.
Os elementos químicos mais comuns nos sistemas biológicos são hidrogênio, carbo-
no e nitrogênio. Como é a distribuição dos elétrons desses elementos?
Resolução
Os elementos da tabela periódica estão enumerados na ordem crescente de número 
atômico (ou número de prótons):
• Hidrogênio (símbolo H) apresenta o número atômico 1 (z = 1).
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• Carbono (símbolo C) apresenta o número atômico 6 (z = 6).
• Nitrogênio (símbolo N) apresenta o número atômico 7 (z = 7).
Todo átomo representado na tabela periódica encontra-se neutro (modelo de Thom-
son), ou seja, apresenta o mesmo número de cargas positivas e negativas – prótons 
(p+) e elétrons (e-), respectivamente.
Assim,
H: 
p+ = e-= 1
Resposta: distribuição eletrônica segundo o diagrama de Pauling = 1s1.
Interpretando a resposta: o hidrogênio neutro apresenta 1 elétron, que ocupa o nível 
1, no orbital s com 1 elétron. Na Figura 4, é possível observar que o orbital s é esférico, 
ou seja, a forma do átomo de hidrogênio é esférica.
C: 
p+ = e- = 6
Resposta: distribuição eletrônica segundo o diagrama de Pauling = 1s22s22p2.
Interpretando a resposta: o carbono neutro apresenta seis elétrons que ocupam dois 
níveis: no primeiro nível orbital s tem dois elétrons, no segundo nível C tem dois orbi-
tais s (com dois elétrons) e p (com dois elétrons). Todo último nível do elemento quí-
mico é chamado de nível de valência; assim, o carbono apresenta quatro elétrons no 
nível de valência – este conceito é muito importante. Na Figura 4, é possível observar 
a forma dos orbitais que compõem o átomo de carbono. Nas moléculas biológicas, 
os orbitais do nível de valência são os mais importantes para a forma das moléculas.
N: 
p+ = e- = 7
Resposta: distribuição eletrônica segundo o diagrama de Pauling: 1s22s²2p³.
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Interpretando a resposta: o nitrogênio neutro apresenta sete elétrons que ocupam 
dois níveis: no primeiro nível orbital s tem 2 elétrons; no segundo nível N tem dois 
orbitais s (com dois elétrons) e p (com três elétrons). N apresenta 5 elétrons no nível 
de valência.
1.1.2 ELEMENTOS
Elementos são diferentes tipos de átomo. O modelo atômico de Dalton falava que o 
que diferenciava os elementos era sua massa atômica; no entanto, a partir do modelo 
atômico de Rutherford, entendeu-se que, na verdade, o que diferencia os elementos 
é o número atômico (ou número de prótons). Assim, cada elemento apresenta um 
número específico de prótons. Na tabela periódica (anexa), os elementos são organi-
zados na ordem crescente de número atômico.
Qual é o elemento com número atômico 17? E o elemento de número 
atômico 118?
Resposta: O elemento z = 17 é cloro (símbolo Cl), e o elemento com nú-
mero atômico 118 é o oganessônio (símbolo Og).
Não existem dois elementos com o mesmo número de prótons, mas existem ele-
mentos iguais com massas atômicas diferentes. Esses tipos de átomo são classifica-
dos como isótopos.
O elemento de número atômico 53 apresenta 30 isótopos, dentre eles, o de massa 
atômica 131 (A = 131) é radioativo e utilizado no tratamento de câncer de tireoide. No 
entanto, o isótopo de A = 127 é o mais estável e abundante no nosso planeta.
a. Qual é esse elemento químico?
b. O que diferencia cada um dos isótopos desse elemento?
Respostas:
a. O elemento químico com z = 53 é o iodo, de símbolo I.
b. Raciocinando: ambos os isótopos apresentam o mesmo número atômico (z = 
53), ou seja, apresentam o mesmo número de prótons. Como os elementos quí-
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micos na tabela periódica estão neutros, eles apresentam o mesmo número 
de elétrons (e- = 53), ou seja, eles têm a mesma distribuição eletrônica. Levan-
do em conta os valores de energia dos orbitais (1s22s22p63s23p64s23d104p65s-
24d105p5), também é possível fazer a distribuição, reorganizando na ordem cres-
cente de níveis, mas só após a distribuição feita seguindo o diagrama de Pauling 
(1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s25p5). 
Concluindo: o que realmente diferencia os isótopos é a massa atômica. Consequen-
temente, cada isótopo terá um número diferente de nêutrons, pois, segundo o mo-
delo de Rutherford, a massa do átomo é basicamente dada pelo núcleo. No núcleo 
dos átomos, existem prótons e nêutrons (no); assim, a massa atômica é a soma do nú-
mero de prótons com o número de nêutrons (A = z + n). O isótopo de massa atômica 
131 (131I) apresenta 78 nêutrons (n = A - z), e 127I apresenta 74 nêutrons. Assim, esses 
isótopos se diferenciam quanto ao número de massa e ao número de nêutrons.
1.1.3 SUBSTâNCIAS
São agrupamentos de determinado número mínimo de elementos que apresentam 
características específicas comuns.
As substâncias apresentam algumas classificações.
1.1.3.1 QUANTO AO NúMERO DE ELEMENTOS
a. Substância simples: formada por apenas um elemento. Exemplos: hidrogênio 
molecular (H2) e enxofre (S8).
b. Substância composta: formada por mais de um elemento. Exemplos: água 
(H2O) e etanol (C2H6O).
1.1.3.2 QUANTO à PUREzA
a. Substância pura: quando o sistema (o recipiente de estudo) possui apenas uma 
substância. Exemplo: água pura.
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 As substâncias puras apresentam pontos de fusão e de ebulição constantes, 
densidades específicas, etc. Esses dados são tabelados em livros e bancos de 
dados.
b. Mistura: quando o sistema (o recipiente de estudo) tem mais de uma substân-
cia. Exemplos: ar (mistura de gases), sangue e gasolina.
As misturas apresentam pontos de fusão e de ebulição variáveis, densidades variáveis, 
etc. Esses dados podem ou não ser tabelados em livros e bancos de dados, mas são 
possíveis de serem analisados.
A gasolina, por exemplo, é uma mistura de hidrocarbonetos (compostos 
de carbono e hidrogênio) e apresenta um ponto de ebulição extrema-
mente variável (entre 40 e 165°C). A densidade também é variável (entre 
0,70 e 0,75 g/mL). Esses valores são tabelados e estabelecidos como pa-
drão de qualidade pela ANP (Agência Nacional de Petróleo).
Quando a substância simples apresenta o mesmo elemento, mas com diferentes 
números de átomos, é classificada como alótropa. Um exemplo específico é o das 
substâncias oxigênio (O2) e ozônio (O3).
1.2 EqUAÇõES qUíMICAS E FENôMENOS FíSICOS 
E qUíMICOS
No estudo do modelo atômico de Dalton, pode-se notar que as reações químicas 
podem ser representadas pelo esquema reagentes → produtos. Esta representação 
facilita o raciocínio a respeito das quantidades de reagentes e produtos, e suas pro-
porções seguindo as leis ponderais (conservação da massa e proporções definidas).Os elementos químicos compõem as substâncias. A pergunta, portanto, é: como sa-
bemos a fórmula de uma substância? Na verdade, utilizam-se métodos de análises 
para determinar a fórmula das substâncias. Algumas são tão comuns que não é ne-
cessário pesquisar, mas, caso haja dificuldade em saber a fórmula da substância, é só 
fazer uma pesquisa com o nome dela na internet.
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Quando 2 g de hidrogênio reagem com 28 g de nitrogênio, formam-se 
30 g de amônia, encontrando-se as três substâncias no estado físico gaso-
so. Assim sendo: a) Represente a equação química desse processo. b) De-
termine a massa de hidrogênio necessária para formar 10 g de amônia.
a. Comentário: no modelo atômico de Dalton, há um exemplo semelhante; no 
entanto, utiliza-se a equação química com o nome das substâncias. Tal atitude 
não é a mais correta, pois, cientificamente, representam-se as equações quími-
cas com as fórmulas das substâncias. Ao realizar uma pesquisa, notar-se-á que a 
substância hidrogênio tem a fórmula H2; a substância nitrogênio, N2; e a amônia, 
NH3.
Assim, é possível primeiramente identificar por nome os reagentes e produtos: 
Hidrogênio + Nitrogênio → Amônia
Agora, realiza-se a representação com os símbolos químicos:
H2 + N2 → NH3
No enunciado, verifica-se que todas essas substâncias são gasosas; nas equações quí-
micas, geralmente representam-se os estados físicos com símbolos: s para sólido, l 
para líquido, g para gasoso e aq para aquoso (dissolvido em água).
Resposta: H2(g) + N2(g) → NH3(g)
Pelo modelo atômico de Dalton, sabe-se que os átomos não podem ser criados ou 
destruídos, mas, sim, rearranjados; por isso, quando se monta uma equação química, 
é necessário também manter o mesmo número de cada um dos elementos quími-
cos nos reagentes e produtos.
Ao montar uma equação química, deve-se realizar essa verificação, sempre deixando 
por último os elementos hidrogênio e oxigênio, nesta ordem.
Passo a passo:
É possível ver que, nos reagentes, existem dois átomos de nitrogênio, mas, nos produ-
tos, há apenas 1; então, é preciso igualar o número desses átomos. 
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SUMÁRIO
H2(g) + N2(g) → NH3(g)
É necessário ter dois nitrogênios também nos produtos, mas não se pode escrever 
N2H3, pois a fórmula da amônia é NH3! Então, coloca-se o número 2 apenas na frente 
da substância, sendo este número chamado coeficiente estequiométrico.
H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)
Iguala-se então o número de nitrogênio; contudo, há dois átomos de hidrogênio nos 
reagentes e 2NH3, ou seja, dois átomos de nitrogênio e 6 átomos de hidrogênio. As-
sim, é necessário igualar o número de hidrogênios, mas, como o produto já tem um 
coeficiente estequiométrico, multiplica-se a substância hidrogênio por três:
3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)
Assim, a equação química correta é:
Resposta: 3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)
b. Comentário: uma vez montada a equação química, como saber a proporção 
de reagentes e produtos? A tabela periódica apresenta dados importantes para 
isso: os elementos presentes na equação são H e N; vê-se então que as massas 
indicadas para esses elementos são, respectivamente, 1,008 e 14,007.
Então, as massas das substâncias são:
H2: 2 . 1,008 = 2,016.
N2: 2.14,007 = 28,014.
NH3: 14,007 + 3. 1,008 = 17,031.
Assim, a proporção da reação segundo a equação é:
3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)
3. 2,016-----------------28,014----------------2. 17,031
6,048-------------------28,014----------------34,062
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Interpretando a proporção: 
3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)
6,048 g------------------28,014 g---------------34,062 g
3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g)
6,048 kg-----------------28,014 kg--------------34,062 kg
Essa proporção, portanto, independe da unidade. Como no enunciado se per-
gunta em unidades de g, serão utilziados os dados de proporção com grama, 
pois fica extremamente mais fácil interpretar como é necessário formar 10 g de 
amônia (NH3):
3H2(g) + N2(g) → 2NH3(g) 
6,048 g------------------28,014 g---------------34,062 g
x------------------------------------------------- 10 g
Como é necessário saber a massa de hidrogênio, então se realiza uma regra de 
três:
6,048 g--------------------------------34,062 g
 x------------------------------------- 10 g
x. 34,062 g = 10 g. 6,048 g
Resposta: x = 1,78 g de hidrogênio (H2).
1.2.1 FENôMENOS FíSICOS E QUíMICOS
Fenômenos físicos são aqueles nos quais ocorre mudança de estado físico. Já os fe-
nômenos ou reações químicas são aqueles em que ocorre formação de novas subs-
tâncias. Segundo o modelo atômico de Dalton, nas reações químicas, ocorre um rear-
ranjo dos átomos.
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São fenômenos físicos:
H2O(l) → H2O(g)
NaOH(s) → NaOH(aq)
São fenômenos químicos:
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaOH + H2O(g)
C6H12O6(aq) → 2C2H6O(aq) + 2CO2(g) + H2O(l)
1.3 ANEXO
FIGURA 9 - TAbELA PERIóDICA
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
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ConCLusão 
• Nesta unidade, você aprendeu os conceitos fundamentais para o desenvolvimen-
to da disciplina, abrangendo: Evolução dos conhecimentos a respeito do átomo 
(modelos atômicos).
• Partículas subatômicas (prótons, elétrons e nêutrons).
• Distribuição eletrônica (diagrama de Pauling).
• Átomos.
• Elementos.
• Representação dos fenômenos físicos e químicos (equações químicas).
• Balanceamento de equações.
• Leis ponderais.
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SUMÁRIO
GLossáRio
Balanceamento: método no qual se iguala o número de cada um dos ele-
mentos nos reagentes e produtos; geralmente se usa o método das tentati-
vas, no qual se segue a seguinte ordem: metal, ametal, carbono, hidrogênio 
e oxigênio.
Equação química: representa tanto fenômenos físicos como químicos e 
mostra reagentes e produtos separados por setas. 
Massa atômica (A): é a massa de determinado isótopo, sendo a soma do 
número de prótons (z ou p+) com nêutrons (n): A = z + n.
Modelo atual: modelo quântico, modelo orbital.
Modelo de Bohr: órbitas ou níveis de elétrons
Modelo de Dalton: átomo indivisível.
Modelo de Rutherford: planetário.
Modelo de Thomson: “pudim de passas”.
núcleo: partícula subatômica central do átomo, onde se encontram prótons 
e nêutrons.
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OBJETIVO 
Ao final desta 
unidade, 
esperamos 
que possa:
> Enunciar a organização da Tabela 
Periódica.
> Identificar as substâncias, segundo suas 
ligações químicas.
> Descrever as características físico-químicas 
das substâncias.
> Avaliar as aplicações das substâncias, como 
sendo iônicas, moleculares, covalentes ou 
metálicas.
> Analisar os compostos pelas diferentes 
estruturas que eles apresentam.
> Articular os conhecimentos concernentes 
às estruturas e propriedades físico-
químicas.
UNIDADE 2
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SUMÁRIO
2 ConhECEnDo As 
suBsTÂnCiAs
Nesta unidade, vamos conhecer as substâncias e entender como elasreagem e como 
interpretam estas reações por meios quantitativos. Além disso, faremos uma análise 
das reações químicas reversíveis.
Bons Estudos!
2.1 ORGANIzANDO OS áTOMOS: TAbELA 
PERIóDICA
A partir do desenvolvimento da mecânica quântica e do conhecimento das distribui-
ções eletrônicas, é possível compreender os diferentes elementos químicos.
Na Tabela 1, há a distribuição eletrônica dos elementos químicos, seguin-
do o Diagrama de Pauling (ordem de energia) e a ordem crescente de 
níveis.
qUADRO 3 - TAbELA 1: DISTRIbUIÇÃO ELETRôNICA DE ALGUNS ELEMENTOS
Elemento
Distribuição, segundo o Diagra-
ma de Pauling
Distribuição, segundo a ordem 
de níveis
3Li 1s22s1 1s22s1
11Na 1s22s22p63s1 1s22s22p63s1
19K 1s22s22p63s23p64s1 1s22s22p63s23p64s1
4Be 1s22s2 1s22s2
12Mg 1s22s22p63s2 1s22s22p63s2
20Ca 1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s23p64s2
21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1 1s22s22p63s23p63d14s2
39y 1s22s22p63s23p64s23d1 1s22s22p63s23p63d14s2
27Co 1s22s22p63s23p64s23d7 1s22s22p63s23p63d74s2
45Rh
1s22s22p63s23p64s-
23d104p65s24d7
1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 1 0 4 s -
24p64d75s2
5B 1s22s22p1 1s22s22p1
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13Al 1s22s22p63s23p1 1s22s22p63s23p1
6C 1s22s22p2 1s22s22p2
14Si 1s22s22p63s23p2 1s22s22p63s23p2
7N 1s22s22p3 1s22s22p3
15P 1s22s22p63s23p3 1s22s22p63s23p3
8º 1s22s22p4 1s22s22p4
16S 1s22s22p63s23p4 1s22s22p63s23p4
9F 1s22s22p5 1s22s22p5
17Cl 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p5
10Ne 1s22s22p6 1s22s22p6
18Ar 1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p6
Fonte
Pela TAB. 1, é possível observar que a distribuição eletrônica dos elementos lítio (Li), 
sódio (Na) e potássio (K) termina no subnível s¹. Além disso, pela ordem de nível, nota-
se que o lítio tem dois elétrons no nível 1(1s²) e um elétron no nível 2 (2s1). O sódio, 
por sua vez, apresenta dois elétrons no nível 1 (1s²), oito elétrons no nível 2 (2s²p6) 
e um elétron no nível 3 (3s¹). O que esses três elementos apresentam em comum? 
Todos apresentam 1 elétron no nível de valência. Esses fatores são levados em conta 
para se conhecer os elementos químicos e nos ajudam a entender a Tabela Periódica.
Como Li, Na e K apresentam orbitais de valência s¹, eles encontram-se na mesma família 
da Tabela Periódica (Família 1). Todos esses elementos apresentam um elétron de valên-
cia. Como Li apresenta duas camadas, ele se encontra no segundo período. Na, três ca-
madas, então está no terceiro período e K, quatro camadas, quarto período (FIG. 1). 
A Tabela Periódica é organizada em ordem crescente de nú-
mero atômico, e se organiza em grupos ou famílias. Esses gru-
pos ou famílias (colunas verticais) são organizados pela reati-
vidade, ou seja, os elementos mais reativos encontram-se nos 
grupos 1 e 2. Já os menos reativos, encontram-se no grupo 18. Ademais, na 
Tabela Periódica, os elementos são organizados em fileiras horizontais de-
nominadas períodos. Elementos do grupo ou família 1 são chamados de 
metais alcalinos. Do grupo 2, metais alcalinos terrosos, e do grupo 18 são 
os gases nobres.
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FIGURA 10 - TAbELA PERIóDICA.
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018
Berílio, (Be), magnésio (Mg) e cálcio (Ca) têm, no orbital de valência o subnível s2. 
Então, encontram-se no grupo ou família 2 e apresentam dois elétrons de valência. 
Pelo número de camadas, esses elementos são colocados em períodos de maneira 
semelhante aos do grupo 1.
Escândio (Sc) e ítrio (y) apresentam como orbital mais energético d1, portanto fazem 
parte da mesma família ou grupo (3). Como é possível observar pela coluna de distri-
buição dos níveis, ambos os elementos apresentam dois elétrons de valência. Escân-
dio encontra-se no quarto período (por ter 4 camadas) e ítrio no quinto. Esses ele-
mentos, bem como o cobalto (Co) e o ródio (Rh) (grupo 9) são chamados elementos 
de transição externa, pois terminam a distribuição eletrônica em orbitais d.
A Tabela Periódica também é dividida em elementos repre-
sentativos (famílias 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18) e elementos ou 
metais de transição (famílias 3 até 12). Os elementos represen-
tativos apresentam orbitais mais energéticos s ou p. Os de 
transição, d ou f. (FIG. 2). Os elementos do bloco f (que terminam com a 
distribuição eletrônica no f) são chamados de elementos de transição in-
terna ou também lantanídeos e actinídeos (FIG. 1).
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Boro e Alumínio encontram-se na família 13 (são elementos representativos) e apre-
sentam 3 elétrons na valência; carbono e silício, na família 14 e apresentam e elétrons 
de valência e assim sucessivamente.
FIGURA 11 - ORGANIzAÇÃO DOS ELEMENTOS qUíMICOS DA TAbELA PERIóDICA, 
SEGUNDO A DISTRIbUIÇÃO ELETRôNICA
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018
Os elementos neônio (Ne) e argônio (Ar) da Tabela 1 estão na família dos gases no-
bres que apresentam geralmente 8 elétrons no nível de valência, com exceção do 
hélio (He) que apresenta dois elétrons no nível de valência. Os elementos desse grupo 
são muito estáveis e apresentam os orbitais s e p de cada nível completos.
Usualmente, é possível usar os elementos (e somente estes) dessa família como uma 
base para a distribuição eletrônica dos demais elementos da Tabela Periódica con-
forme TAB. 2.
qUADRO 4 - EXEMPLOS DE DISTRIbUIÇÃO ELETRôNICA, TENDO COMO REFERêNCIA OS ELEMENTOS 
 DO GRUPO 18 (GASES NObRES) 
ELEMEnTo DisTRiBuição, sEGunDo o DiAGRAMA DE PAuLinG
DisTRiBuição, sEGunDo 
A oRDEM DE nívEis
3Li [He]2s1 [He]2s1
20Ca [Ar]4s2 [Ar]4s2
27Co [Ar]4s23d7 [Ar]3d74s2
45Rh [Kr]5s24d7 [Kr]4d75s2
5B [He]2s22p1 [He]2s22p1
6C [He]2s22p2 [He]2s22p2
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15P [Ne]3s23p3 [Ne]3s23p3
16S [Ne]3s23p4 [Ne]3s23p4
9F [He]2s22p5 [He]2s22p5
2.2 TAbELA PERIóDICA: METAIS E AMETAIS
Os elementos são organizados na Tabela Periódica, conforme sua reatividade, distri-
buição eletrônica e quantidade de camadas ou níveis de elétrons do átomo neutro. 
Além dessas características, os elementos organizados apresentam, em suas substân-
cias, simples semelhanças de propriedades.
Os elementos do grupo ou família 17 (Halogênios) são encontrados na forma dia-
tômica na natureza, ou seja (F2, Cl2, Br2...). Os da família 18, formam substâncias mo-
noatômicas. Tanto os elementos da família 17 como da 18, quando em substâncias 
simples, são gases.
Os elementos da família 1 até 12, quando substâncias simples são sólidos (com exce-
ção do mercúrio - Hg) e apresentam brilho, são dúcteis (formam fios com facilidade), 
podem conduzir calor e eletricidade.
As propriedades físicas das substâncias simples formadas por cada elemento quími-
co subdividem os elementos em duas classes: metais e ametais. Na FIG. 3, encontra-
mos esta divisão geral.
FIGURA 12 - DIVISÃO GERAL DOS ELEMENTOS, SEGUNDO AS CARACTERíSTICAS FíSICAS 
DAS SUbSTâNCIAS SIMPLES FORMADAS POR ELEMENTO
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
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2.3 LIGAÇõES qUíMICAS E FóRMULAS qUíMICAS
Com exceção dos gases nobres, que são substâncias simples e monoatômicas, ou 
seja, geralmente não se encontram ligados a nenhum outro elemento. Todos os de-
mais elementos da Tabela Periódica se encontram ligados, quer seja entre sim (for-
mando substâncias simples), quer seja ligados a outros elementos químicos (forman-
do substâncias compostas).
Por que os átomos se ligam? As ligações ocorrempara que haja mais estabilidade no 
sistema (FIG. 4), ou seja, para que haja diminuição da energia.
FIGURA 13 - OS áTOMOS SE LIGAM E A ENERGIA DO SISTEMA DIMINUI
Fonte: Elaborado pela autora.
Essencialmente, os elementos podem se unir em três tipos de ligações:
1. Ligações iônicas: metais com ametais.
2. Ligações covalentes: ametais com ametais.
3. Ligações metálicas: entre metais.
Cada ligação química apresenta uma característica singular, segundo o tipo de ele-
mento que a forma, e pode ser representada de uma maneira diferenciada.
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2.4 LIGAÇõES IôNICAS
São ligações que podem ocorrer entre metais e ametais, mas essencialmente esta 
reação ocorre entre íons (cátions e ânions). São ligações extremamente fortes.
Ex: NaCl (Na – metal; Cl – ametal) CaBr2 (Ca – metal; Br – ametal) 
como identificar os cátions e os ânions? A representação dos compostos que fa-
zem ligação iônica já indica: primeiro se escreve o cátion, depois o ânion, ou seja, o 
metal é o cátion (carga positiva) e o ametal é o ânion (carga negativa).
Por quê? Os metais são compostos que apresentam a tendência de doar elétrons (são 
eletropositivos) e os ametais têm tendência de receber elétrons (são eletronegativos).
Além disso, as substâncias tendem, ao se ligarem, apresentar orbitais eletrônicos 
completamente preenchidos e, preferencialmente com a distribuição (ou configu-
ração) eletrônica semelhante à do gás nobre mais próximo ao respectivo elemento.
A distribuição eletrônica também explica isso:
Como é formado o:
a) NaCl 
- Distribuição eletrônica do Na: [Ne]3s1 (sódio com p+=e-=11)
Mas se o sódio perder um elétron, ele fica com a configuração eletrônica semelhante 
à do gás nobre neônio (Ne):
 Distribuição eletrônica do Na+: [Ne] (sódio com p+=11, e-=10)
- Distribuição eletrônica do Cl: [Ne]3s23p5 (cloro com p+=e-=17)
Pela Tabela Periódica, observa-se que o cloro é vizinho do gás nobre argônio, desde 
que ele ganhe um elétron, a sua configuração ficará semelhante à desse gás nobre.
Mas, por que o cloro não perderia 7 elétrons para ficar como o neônio? É mais fácil 
ganhar um elétron ou perder 7? Ganhar um elétron.
Distribuição eletrônica do Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] (cloro com p+=17, e-=18)
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Assim, o NaCl é formado por:
Na+ + Cl- NaCl
b) CaBr2
- Distribuição eletrônica Ca: [Ar]4s2 Perdendo 2 elétrons: Ca2+: [Ar]4s2
- Distribuição eletrônica Br: [Ar]4s24p5 Ganhando 1 elétron: Br-: [Kr]
Assim, o CaBr2 é formado por:
Ca2+ + 2 Br - CaBr2
Nesse caso, por que é CaBr2? Porque a soma das cargas é sempre igual a zero.
Existe uma forma de fazer isso, cruzando os valores das cargas para se tornarem índi-
ce do outro íon:
características das ligações iônicas:
1. Envolvem a transferência de elétrons do cátion (que perde elétrons) para o ânion 
(que ganha elétrons).
2. São ligações fortes, pois envolvem forças eletrostáticas (entre cargas positivas e 
negativas).
características dos compostos que fazem ligações iônicas:
1. São geralmente sólidos.
2. São chamados de sais.
3. Apresentam altíssimos pontos de fusão e ebulição.
4. Não conduzem eletricidade quando sólidos.
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5. Conduzem eletricidade quando líquidos ou dissolvidos em água, pois vão apre-
sentar, nesse caso, íons (cátions e ânions livres).
6. Formam íons em solução, ou seja, cátions separados de ânions (veja Figura 9). 
7. São quebradiços.
Na TAB. 3, encontramos alguns compostos iônicos, seus nomes e suas propriedades 
físico-químicas: ponto de fusão e ebulição.
qUADRO 5 - COMPOSTOS IôNICOS E SUAS PROPRIEDADES FíSICO-qUíMICAS
suBs-
TÂnCiA CáTion Ânion noME
MAssA 
MoLECu-
LAR (G/
MoL)
PonTo 
DE Fu-
são (oC)
PonTo 
DE EBuLi-
ção (oC)
NaCl Na+ Cl-
C l o r e t o 
de sódio
58,44 801 1461
CaBr2 Ca
2+ Br -
Brometo 
de cálcio
199,89 730 810
LiOH Li+ OH-
Hidróxi-
do de Lí-
tio
39,997 462
924 (de-
compõe)
Fonte: BURROwS, Andrew. et.al, 2009.
2.5 LIGAÇõES COVALENTES
As ligações covalentes ocorrem essencialmente entre ametais e ametais, ou seja, é 
uma ligação que não forma cátions e ânions, pois os elementos que constituem a 
ligação compartilham elétrons entre si.
Além disso, os compostos que fazem esse tipo de ligação são representados pela 
estrutura de Lewis (vide o exemplo). Geralmente, respeitam a chamada Regra do 
octeto.
Para se ligar ou fazer uma reação química, um elemento nun-
ca perde ou ganha prótons!
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Representamos as estruturas que fazem ligação covalente pelas estruturas de Lewis. 
1. Imaginando que o símbolo químico (X) esteja em um retângulo: X.
2. Observa-se pela Tabela Periódica quantos elétrons de valência tem cada elemento.
3. Pergunta-se, com quantos elementos o elemento se ligará e coloca-se em cada 
quina desse retângulo imaginário o elemento a ser ligado.
4. Expomos (ou representamos) um elétron do elemento X para cada elemento a 
ser ligado. 
5. Verificamos se a Regra do Octeto está completa: pode ser que sobrem pares de 
elétrons não ligantes para X ou que haja o compartilhamento de mais de um 
elétron. Veja os exemplos.
Na Tabela Periódica, os elementos químicos H, O e N apresentam-se 
como substâncias simples diatômicas. Que tipos de ligação essas subs-
tâncias fazem? Como estas substâncias podem ser representadas?
Raciocinando:
Todas as substâncias são simples e diatômicas: H2, O2 e N2.
1. H2: o hidrogênio geralmente é colocado na família 1 da Tabela Periódica, no 
entanto ele não pertence a nenhuma dessas famílias!
Podemos notar que o hidrogênio neutro tem 1 próton e 1 elétron e, para ficar com a 
configuração eletrônica semelhante à do gás nobre mais próximo, ele precisa de 1 
elétron. No entanto, temos 2 hidrogênios com a mesma necessidade, por isso não 
ocorrerá a transferência de elétrons, mas sim um compartilhamento de elétrons. 
Regra do Octeto: Em uma ligação química, os elementos ten-
dem a ter a configuração eletrônica semelhante à do gás nobre 
mais próximo, de maneira a manter no nível de valência 8 elé-
trons, exceto quando o elemento é comparável ao gás nobre 
hélio, que apresente 2 elétrons no nível de valência.
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SUMÁRIO
É como se cada hidrogênio tivesse dois elétrons pelo compartilhamento de elétrons 
e ambos agora seguem à Regra do Octeto.
As estruturas de Lewis também podem ser representadas da seguinte maneira:
onde o traço entre os elementos significa um par de elétrons. Como há apenas um 
traço entre os elementos, há uma ligação covalente simples.
2. O2: o oxigênio é um calcogênio, ou seja, da família 16. O oxigênio é ametal e se 
ligará a outro oxigênio de maneira covalente.
Por ser da família 16, o oxigênio apresenta seis elétrons de valência e, para seguir a 
Regra do Octeto, cada um desses elementos precisa de dois elétrons, então cada oxi-
gênio irá compartilhar dois elétrons:
Os pares de elétrons que não participam da ligação são chamados de pares de elé-
trons não ligantes e são importantes para determinar que ambos os oxigênios, ao 
compartilharem os pares de elétrons agora obedecem à Regra do Octeto. A ligação 
formada entre os oxigênios é chamada ligação covalente dupla.
3. N2: está na família 15 e, portanto, apresenta 5 elétrons de valência. Como o ni-
trogênio é ametal, entãoa ligação será covalente. Para que o nitrogênio obede-
ça à Regra do Octeto cada nitrogênio precisa de três elétrons. Assim, para cada 
nitrogênio, serão expostos três elétrons de valência:
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Cada nitrogênio apresenta um par de elétrons não ligantes, mas, quando se observa 
detalhadamente, cada nitrogênio apresentará 8 elétrons ao compartilhar:
Nesse caso, na molécula de nitrogênio, há uma ligação tripla entre os átomos.
A partir de agora, veja como representar as ligações covalentes por traços entre os 
átomos. Cada traço representa um par de elétrons compartilhado. Existem também 
moléculas poliatômicas, conforme a TAB. 4.
qUADRO 6 - STRUTURA MOLECULAR, FóRMULA CONDENSADA E ESTRUTURA DE LEwIS 
DE DIFERENTES SUbSTâNCIAS
FóRMuLA MoLECuLAR FóRMuLA ConDEnsADA EsTRuTuRA DE LEwis
H2O H2O
NH3 NH3
CO2 CO2
C2H6 CH3CH3
C2H4 CH2CH2
C2H2 CHCH
C2H6O CH3CH2OH
C2H6O CH3OCH3
Fonte: Elaborado pela autora.
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SUMÁRIO
Ao analisar a TAB. 3, podemos observar que todos os átomos obedecem à Regra do 
Octeto. Além disso, existem duas substâncias com a fórmula molecular C2H6O. A 
diferença entre ambas está na fórmula condensada, e, na estrutura, essas substâncias 
são chamadas isômeros (iso, igual; meros: massa). 
De uma maneira geral, as substâncias que fazem ligações covalentes apresentam 
diferentes características que dependem das seguintes classificações:
1. compostos moleculares: São substâncias com pequena massa, ou seja, com 
fórmulas que apresentam poucos átomos e com substâncias apresentam pon-
tos de fusão e pontos de ebulição significativamente mais baixos que os com-
postos iônicos. São exemplos desses compostos todas as substâncias na TAB. 3.
2. compostos covalentes: São substâncias com grande massa, consequentemen-
te, eles apresentarão pontos de fusão e ebulição muito altos. São exemplos de 
compostos covalentes: o diamante (que é muito duro) e o grafite. Ambos com-
postos apresentam a fórmula C, mas apresentam uma enorme extensão de 
carbono. Esses compostos são conhecidos como alótropos do carbono (FIG. 5). 
Outro exemplo de composto molecular é o quartzo SiO2 (FIG. 6). Os compostos 
covalentes são duros e apresentam pontos de fusão e ebulição muito altos, ge-
ralmente são condutores térmicos e elétricos ruins
FIGURA 14 - ESTRUTURA DOS COMPOSTOS COVALENTES: CADA PONTO PRETO 
REPRESENTA O áTOMO DE CARbONO LIGADO A OUTRO áTOMO DE CARbONO
a. 
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b. 
Legenda:
a. Grafite
b. Diamante
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
FIGURA 15 - ESTRUTURA DO COMPOSTO COVALENTE qUARTzO 
SI EM LARANjA LIGADO A DOIS O EM VERDE
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018
2.5.1 LIGAçõES COVALENTES: GEOMETRIA MOLECULAR
Conhecendo-se as substâncias moleculares e os tipos de ligação das demais substâncias, 
é possível também saber se elas podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. Além disso, é 
possível prever se elas podem formar misturas homogêneas ou heterogêneas.
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Para isso, é preciso conhecer a geometria da molécula. Na TAB. 5, há estrutura de com-
postos moleculares, bem como a geometria dos átomos centrais (dos átomos que se 
encontram no centro da molécula).
qUADRO 7 - ESTRUTURAS DE LEwIS E GEOMETRIA MOLECULAR DO áTOMO CENTRAL
FóRMuLA MoLECuLAR EsTRuTuRA DE LEwis GEoMETRiA MoLECuLAR
CO2 Geometria linear
H2O Geometria angular
NH3
Geometria trigonal pira-
midal
CH4 Geometria tetraédrica
C2H6
Geometria tetraédrica: 
para cada carbono
Fonte: Elaborado pelo autor.
Comparando CO2 com H2O, podemos notar que o átomo central de CO2 não tem pa-
res de elétrons não ligantes, por isso a geometria é angular. Já em H2O, o O apresenta 
dois pares de elétrons não ligantes que repelem formando um ângulo entre essas 
ligações.
Basicamente, a presença de pares de elétrons não ligantes no átomo central, muda a 
geometria. Por exemplo, em NH3, a geometria só seria trigonal plana se o nitrogênio 
não tivesse pares de elétrons não ligantes.
Pesquise sobre teoria de ligação de valência.
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2.5.2 LIGAçõES COVALENTES: POLARIDADE DAS 
SUBSTâNCIAS MOLECULARES
Uma vez conhecida a geometria molecular, é possível verificar a polaridade da subs-
tância:
1. Substâncias polares: apresentam vetor momento dipolo resultante diferente de 
zero ( ≠ 0).
2. Substâncias apolares: apresentam vetor momento dipolo resultante igual a zero 
( = 0).
Como verificar esse vetor? A partir do conhecimento da eletronegatividade.
eletronegatividade é a tendência que um elemento tem de atrair os elétrons para si 
em uma ligação química. Elementos iguais apresentam a mesma eletronegativida-
de, elementos diferentes apresentam diferença de eletronegatividade.
Metais são menos eletronegativos que ametais, ou seja, em uma ligação entre metais 
e ametais, os elétrons estarão próximos aos ametais (FIG. 7).
Mesmo entre ametais, há diferença de eletronegatividade. Abaixo tem-se uma lista 
dos dez elementos mais eletronegativos de toda a Tabela Periódica em ordem de-
crescente:
Aumento da eletronegatividade
FIGURA 16 - VALORES DE ELETRONEGATIVIDADE DOS ELEMENTOS
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
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SUMÁRIO
Uma vez conhecendo a diferença de eletronegatividade e a geometria, é possível 
determinar a polaridade das substâncias.
1. O ácido clorídrico, por exemplo, HCl, apresenta uma geometria 
linear, e, como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, há uma 
ligação covalente polar, onde o cloro é o polo negativo e o hidrogênio é o 
polo positivo. O símbolo químico de polo é um delta minúsculo ( ), con-
forme o exemplo a seguir.
Como o vetor é apenas um, então é possível afirmar que o vetor momento dipolo é 
diferente de zero ( ≠ 0). Assim, o ácido clorídrico é uma substância polar.
2. A molécula de hidrogênio H2 não apresenta diferença de eletronegatividade: é 
como se cada elétron da ligação ficasse para cada hidrogênio. Então, não há 
formação de polos positivos ou negativos. Assim:
Existem vetores em sentidos opostos que se anulam. É possível afirmar que o vetor 
momento dipolo é igual a zero ( = 0). Assim, o hidrogênio molecular é uma substân-
cia apolar.
3. A água, devido à sua geometria e ao fato de que o oxigênio é mais eletronegati-
vo que o hidrogênio, apresentará o seguinte perfil de vetor momento dipolo:
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Apesar de parecer que os vetores estão em sentidos opostos, imagine que ambos 
estão vindo de baixo para cima. Desse modo, o vetor momento dipolo da água é di-
ferente de zero ( ≠ 0), substância polar.
Existe uma regra generalista na qual podemos entender como as substâncias misturam:
“Semelhante dissolve (ou solubiliza) semelhante”,
ou seja, uma substância polar se mistura com outra polar, e uma apolar só se mistura 
com outra apolar.
Além disso, as substâncias polares apresentam maiores pontos de fusão e ebulição 
do que as apolares, principalmente comparadas com as massas próximas.
Existem substâncias mais polares que as outras. Uma maneirade entender isso é 
através das chamadas interações intermoleculares.
FIGURA 17 - FIGURA 8: A POLARIDADE DA LIGAÇÃO DEPENDE DA DIFERENÇA DE ELETRO-
NEGATIVIDADE
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
A diferença das ligações covalentes apolares, ligações covalen-
tes polares e ligações iônicas envolve basicamente a diferença 
de eletronegatividade da ligação. quanto maior for a diferença 
de eletronegatividade, mais polar é a ligação. A ligação iônica 
é formada por elementos que apresentam uma diferença de 
eletronegatividade tão grande que os elétrons são doados para o elemen-
to mais eletronegativo (FIG. 8).
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SUMÁRIO
2.5.3 LIGAçõES COVALENTES: INTERAçõES 
INTERMOLECULARES
As moléculas se misturam ou se unem por forças de atrações eletrostáticas mais fra-
cas do que as ligações químicas. Essas forças são consideradas somente para os esta-
dos físicos sólidos e líquidos.
1. dipolo induzido-dipolo induzido (dispersão de London): ocorre entre molé-
culas apolares e são as interações intermoleculares mais fracas.
2. dipolo-dipolo (dipolo permanente-dipolo permanente): ocorre entre molé-
culas polares e são interações intermoleculares mais fortes que dipolo induzido-
dipolo induzido.
3. Ligação de hidrogênio: é a interação que ocorre entre moléculas polares que 
tenham hidrogênio ligado a F, O ou N. É a interação intermolecular mais forte 
que dipolo-dipolo.
4. íon-dipolo: é a interação que ocorre entre uma substância polar e uma substân-
cia iônica.
Na TAB. 6, encontram-se algumas substâncias, suas interações e suas massas mo-
leculares e seus pontos de fusão e ebulição. Podemos comparar a água (H2O) com 
a amônia e observar que, apesar de as substâncias apresentarem as mesmas inte-
rações intermoleculares, a água apresenta maior ponto de fusão e ebulição que a 
amônia devido à sua maior massa molecular. Se comparadas tanto a amônia como a 
água com o gás carbônico (CO2), este último apresenta menor ponto de fusão e ebu-
lição, pois, apesar de ele ter maior massa que ambas as substâncias anteriores, sua 
interação intermolecular é mais a mais fraca. Se fizermos a comparação entre ácido 
sulfídrico (H2S), metano (CH4) ou etano (CH3CH3) com amônia e água, o raciocínio é 
similar ao feito no caso do gás carbônico. Quando comparamos metano com etano, 
Não é apenas a força das interações que interfere na determi-
nação do ponto de fusão ou ebulição (apesar da enorme im-
portância). A massa das substâncias também é importante, 
pois, quanto maior a massa, maior o ponto de fusão e/ou ponto 
de ebulição da substância comparada com a outra.
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vemos que ambos têm as mesmas interações intermoleculares, mas, como etano 
apresenta maior massa, apresentará consequentemente maiores pontos de fusão e 
ebulição. No caso do etanol e o éter dimetílico, ambos os compostos apresentam a 
mesma massa, mas o etanol apresenta interações intermoleculares mais fortes, por 
isso apresentará maiores pontos de fusão e ebulição.
Com isso, é possível concluir que há dois fatores que predominam na comparação 
das propriedades físico-químicas das substâncias moleculares: as interações inter-
moleculares (que dependem da polaridade da substância) e massa da molécula. 
qUADRO 8 - SUbSTâNCIAS, TIPOS DE INTERAÇÃO INTERMOLECULAR, MASSA MOLECULAR, 
 PONTO DE FUSÃO E EbULIÇÃO
suBsTÂnCiA
inTERAção 
inTERMoLE-
CuLAR MAis 
FoRTEs
MAssA Mo-
LECuLAR (G/
MoL)
PonTo DE 
Fusão (oC)
PonTo DE 
EBuLição 
(oC)
H2O
Ligação de hi-
drogênio
18 0 100
NH3
Ligação de hi-
drogênio
17 -78 -33
H2S Dipolo-dipolo 34 -82 -60
CO2
Dipolo indu-
z ido-dipolo 
induzido
44 -67,6 24,37
CH4
Dipolo indu-
z ido-dipolo 
induzido
16 -182 -161,5
CH3CH3
Dipolo indu-
z ido-dipolo 
induzido
30 -161,2 -27,6
CH3CH2OH
Ligação de 
Hidrogênio
46 -100,4 64,5
CH3OCH3 Dipolo-dipolo 46 -139 -5,2
Fonte: BURROwS, Andrew. et.al, 2009.
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SUMÁRIO
FIGURA 18 - SOLVATAÇÃO DE CáTIONS E âNIONS: INTERAÇÃO 
DO TIPO íON-DIPOLO
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
2.6 LIGAÇõES METáLICAS
Os metais geralmente são substâncias sólidas (com exceção do mercúrio, que é líqui-
do). Esta ligação é muito forte e se deve aos elétrons livres deslocalizados no sólido. 
Esses elétrons livres são denominados “mar de elétrons”. Assim, os metais podem ser 
visualizados como uma rede de íons positivos imersos no mar de elétrons (FIG. 10). 
Por que os compostos iônicos geralmente são solúveis à água e 
conduzem eletricidade nesse caso? As interações intermolecu-
lares do tipo íon-dipolo são tão fortes que acabam separando 
os íons. Estes, por sua vez, conduzem eletricidade dessa forma. 
Quando a água separa os íons, ela fica em torno deles, estabi-
lizando-os. Esse efeito é chamado solvatação, conforme FIG. 9.
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Os compostos metálicos geralmente são bons condutores de calor e eletricidade, até 
mesmo devido ao fato de apresentarem estes elétrons livres.
FIGURA 19 - UMA MANEIRA DE ILUSTRAR COMO SE Dá A LIGAÇÃO METáLICA
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Quanto mais elétrons na valência, mais forte a ligação, ou seja, maior será o ponto de 
fusão e ebulição da substância. Na TAB. 7, encontramos os valores de ponto de fusão 
e ebulição, além da distribuição eletrônica dos orbitais eletrônicos mais energéticos 
de alguns metais:
qUADRO 9 - COMPARAÇÃO ENTRE PONTOS DE FUSÃO E EbULIÇÃO, SEGUNDO OS ORbITAIS MAIS 
ENERGéTICOS DA DISTRIbUIÇÃO ELETRôNICA, DE ACORDO COM O DIAGRAMA DE PAULING
suBsTÂnCiA oRBiTAis MAis EnERGéTiCos
PonTo DE Fusão 
(oC)
PonTo DE EBuLi-
ção (oC)
Na 3s1 98 883
Ca 4s2 842 1484
Fe 4s23d6 1538 2861
Fonte: BURROwS, Andrew. et.al, 2009.
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SUMÁRIO
ConCLusão
Nesta unidade, você aprendeu a respeito:
• Da organização da Tabela Periódica.
• Dos diferentes tipos de ligação: ligação covalente, iônica e metálica.
• Dos compostos que fazem ligação covalente são divididos em compostos mo-
leculares e compostos covalentes.
• Os compostos moleculares apresentam características físico-químicas que de-
pendem basicamente de dois parâmetros: forças das interações e massa.
• As interações intermoleculares dependem da polaridade das moléculas.
• O quadro a seguir faz uma comparação geral entre sólidos com diferentes 
classificações.
qUADRO 10 - RESUMO DAS PROPRIEDADES GERAIS DAS SUbSTâNCIAS, SEGUNDO A SUA CLASSIFICAÇÃO
TiPo DE sóLi-
Do
PARTíCuLAs 
uniTáRiAs
FoRçAs En-
TRE As PARTí-
CuLAs
PRoPRiEDA-
DEs ExEMPLos
Molecular
Átomos e molé-
culas
Dispersão de 
London, dipolo-
dipolo ou Liga-
ção de Hidrogê-
nio
Macios, pontos 
de fusão de bai-
xo a moderado, 
baixas massas 
m o l e c u l a r e s 
quando compa-
rados aos sólidos 
covalentes, con-
dução térmica e 
elétrica ruim.
Argônio (Ar), me-
tano (CH4), saca-
rose (C12H22O11), 
gelo seco (CO2)
Covalente
Átomos e mo-
léculas ligados 
em uma rede de 
ligações covalen-
tes
Ligações cova-
lentes
Muito duros, 
pontos de fusão 
e ebulição altos, 
poderes condu-
tores térmicos 
ou elétricos.
Diamante (C),
Quartzo (SiO2)
Iônico Cátions e ânions
Atrações eletros-
táticas
Duros, quebra-
diços, alto pon-
to de fusão, alto 
ponto de ebuli-
ção, pobres con-
dutores térmicos 
e elétricos
NaCl, KNO3
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