PQI APOSTILA

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F A C U L D A D E S "O S W A L D O C R U Z" 
 
ESCOLA SUPERIOR DE QUÍMICA - ESQ 
 
 
 
 
 
 
 
APOSTILA DE TEORIA E EXERCÍCIOS DE 
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
 
 
ENGENHARIA QUÍMICA 
 
1º ANO – TURMA EX / EY 
 
 
 
MSc. MARIA CRISTINA RICCI QUEIROZ 
 
 
2012 
 
 
2 
 
 
SUMÁRIO 
 
1. Unidades de Medida (métrico e inglês)........................................................ 3 
2. Exercícios sobre Sistemas de Medidas......................................................... 6 
3. Exercícios de Revisão................................................................................... 6 
4. Estrutura Atômica ....................................................................................... 15 
5. Classificação Periódica dos Elementos Químicos e Propriedades .................... 25 
6. Reações dos Metais do grupo I e II .............................................................. 26 
7. Propriedades Periódicas............................................................................... 28 
7. Ligações Químicas ....................................................................................... 39 
8. Forma Geométrica (VSEPR), Polaridade da Molécula e NOX ................... 49 
9. Interações Intermoleculares ....................................................................... 55 
10. Funções Químicas segundo Arrhenius ..................................................... 61 
11. Conceitos Modernos de Ácidos e Bases (Bronsted-Lowry e Lewis) ........... 74 
12. Reações Químicas ..................................................................................... 78 
14. Balanceamento de Reações pelo Método de Tentativa .............................. 83 
15. Balanceamento de Reações pelo Método de Óxido-Redução.................... 86 
16. Balanceamento de Reações pelo Método do Íon-elétron........................... 88 
17. Mol, Massa Atômica e Massa Molecular ................................................... 90 
18. Fórmula Porcentual, Mínima (Empírica) e Molecular .............................. 92 
19. Estequiometria de Reações ........................................................................ 101 
20. Grau de Pureza, Excesso de Reagentes, Rendimento de Reação.............. 102 
21. Estequiometria de Gases Perfeitos.............................................................. 107 
22. Estequiometria de Soluções ...................................................................... 111 
23. Concentração de Soluções ......................................................................... 118 
24. Titulometria ................................................................................................ 129 
25. Equilíbrio Químico ..................................................................................... 132 
26. Lei da Ação das Massa aplicada aos Equilíbrios Químicos........................ 141 
28. pH e pOH .................................................................................................... 144 
 
REFERÊNCIAS ................................................................................................ 152 
3 
 
UNIDADES DE MEDIDA (MÉTRICO E INGLÊS) 
 
 
 O sistema de unidades de medida que está sendo gradativamente 
adotado pela maior parte do mundo é o sistema internacional (SI), descendente do 
sistema MKS (metro-quilograma-segundo) e cujas unidades fundamentais são: 
 
 
 Massa - quilograma = kg 
 Comprimento - metro = m 
 Tempo - segundo = s 
 Temperatura termodinâmica - kelvin = K 
 Quantidade de matéria - mol = mol 
 Corrente elétrica - ampère = A 
 Intensidade luminosa - candela = cd 
 
Alguns prefixos podem ser usados com estas unidades: 
 
NOME SÍMBOLO FATOR PELO QUAL A 
UNIDADE É 
MULTIPLICADA 
POTÊNCIA 
exa E = 1 000 000 000 000 000 000 = (1018) 
peta P = 1 000 000 000 000 000 = (1015) 
tera T = 1 000 000 000 000 = (1012) 
giga G = 1 000 000 000 = (109) 
mega M = 1 000 000 = (106) 
quilo k = 1 000 = (103) 
hecto h = 100 = (102) 
deca da = 10 = (101) 
deci d = 0,1 = (10-1) 
centi c = 0,01 = (10-2) 
mili m = 0,001 = (10-3) 
micro µ = 0,000 001 = (10-6) 
nano n = 0,000 000 001 = (10-9) 
pico p = 0,000 000 000 001 = (10-12) 
femto F = 0,000 000 000 000 001 = (10-15) 
atto A = 0,000 000 000 000 000 001 = (10-18) 
 
4 
 
 Exemplos: 1 quilômetro (km) = 1x103 m 
 1 gigâmetro (Gm) = 1 x 109 m 
 5 micrômetros (µm) = 5x10-6 m 
 7 mililitros (mL) = 7x10-3 L 
 
 Intimamente ligadas ao SI, estão as seguintes unidades derivadas: 
 Volume - metro cúbico = m3 
 Força - Newton = N (kg.m.s-2) 
 Energia - Joule = J (N.m) (kg.m2.s-2) 
 Área - metro quadrado = m2 
 Pressão - Pascal = Pa (N/m2) 
 Concentração – C (mol.L-1) 
 
A seguir, unidades ainda usadas que, porém não fazem parte do Sistema 
Internacional (SI): 
 Volume - litro = L 
 Pressão - atmosfera (atm), mmHg, Torr 
 Temperatura - Graus Celsius (oC); Fahrenheit (F) 
 
EQUAÇÕES DE CONVERSÃO 
 
 UNIDADE CONVERSÃO 
 
Comprimento 1 A
o
 = 1.10-10 m 
 1 mi = 1609 m 
 1 yd = 0,9144 m 
 1 in = 1 pol = 2,54 cm 
 1ft (pé) = 0,3048 m 
 
 Massa 1 lb = 453,6 kg 
 1 oz = 28,35 g 
 
Volume 1 ft3 = 28,316 L 
 (capacidade) 1 gl amer. = 3,786 L 
 1 in3 = 16,4 cm3 = 16,4 mL 
5 
 
UNIDADE CONVERSÃO 
 
Temperatura T (K) = t (oC) + 273 
 
onde: A
o
 = Angstrom lb = libra 
 yd = jarda in = polegada 
 mi = milha gl = galão 
 ft = pé oz = onça 
 
EXEMPLOS DE CONVERSÕES ENTRE DIVERSAS UNIDADES 
 
 Para se converter uma medida fornecida em unidade inglesa, por exemplo, 30 
in (pol) para metros (m), usa-se o fator de conversão unitário da tabela de equação de 
conversão: 
1 in = 2,54.10-2 m 
 
 Como o fator usado a partir das equações de conversão deverá ter sempre no 
denominador a unidade que se deseja eliminar, pode escrever o fator unitário: 
 
2 54 10
1
2, . − 
 in
 = 1
m
 
Se multiplicar 30 in por este fator não irá alterar a quantidade, já que o fator 
vale 1: 
m 10 . 7,62 = m 10 . 76,2 = 
in 1
 10.54,2
in 30 1-2-
2 m−
⋅ 
 
 7,62.10 -1 é a quantidade correspondente a 30 in. 
 
Um outro exemplo: a conversão de 45 oz para gramas envolve a relação: 
 1 oz = 28,35 g 
 
Dessa relação se deduz o fator de conversão: 
 
28 35
1
, 
 oz
 = 1
g
 
 Multiplicando 45 oz por este fator, obtêm-se: 
 
45 oz 
 
 oz
 = 1275,75 g⋅
28 35
1
, g
6 
 
EXERCÍCIOS SOBRE SISTEMAS DE MEDIDAS 
 
 UNIDADES E CONVERSÃO 
 
1. Faça as seguintes conversões 
 a) 2,40 m para cm 
 b) 3800 mm para m 
 c) 485 cm3 para dm3 
 d) 78 g para kg 
 e) 45 cm
2
 para m2
 
 f) 822 km para cm 
 g) 45 m.s-1 para km.h-1 
 h) 72 km.h-1 para mm.s-1 
 i) 25,33 kJ para J 
 j) 7 cm3 para mL 
 
2. Complete o espaço em branco com a unidade correta: 
 a) 8,2 ___________ = 8,2.10-9 m 
 b) 46 ___________ = 4,6.10-2 m 
 c) 9,3 ___________ = 0,0093 g 
 d) 12,5 __________ = 125 mm 
 e) 8,5 ___________ = 8,5.10-3 cm3 
 f) 0,84 __________ = 840 cm3 
 g) 60 ____________ = 6.104 cm3 
 
 
EXERCÍCIOS DE REVISÃO DE QUÍMICA GERAL 
 
DENSIDADE 
3.Um bloco de magnésio tem massa de 14,3 g e um volume de 8,46 cm3. Qual é a 
densidade do magnésio? 
 
4. Água foi colocada dentro de um cilindro graduado até que o volume medisse 25,0 cm3. 
Um pedaço de metal de forma irregular, pesando 50,8 g, foi colocado dentro do cilindro 
e submergiu completamente. O nível da água subiu até a marca de 36,2 cm3. Qual é a 
densidade do metal? 
5. O titânio é um importante metal estrutural, usado em aeronaves por causa de sua 
resistência e seu "peso leve". Um cilindro sólido de titânio de 2,48 cm de diâmetro e 
7 
 
4,75 cm de comprimento foi pesado encontrando-se uma massa de 104,2 gramas. 
Calcule a densidade do titânio. 
 
6. O clorofórmio, CHCl3, um líquido usado antigamente como anestésico, possui uma 
densidade de 1,492 g.cm-3: 
 a) Qual o volume de 10,00 g de CHCl3? 
 b) Qual a massa de 10,00 cm3 de CHCl3? 
 
7. Um recipiente de vidro que pode ser repetidamente ocupado com precisamente o 
mesmo volume de líquido é chamado de picnômetro. Um determinado picnômetro, 
quando vazio e seco pesou 25,296 g. Quando ocupado com água a 25oC o picnômetro e 
a água pesaram 34,914 g. Quando ocupado com um líquido de composição 
desconhecida, o picnômetro e seu conteúdo pesaram 33,486 g. A 25oC, a densidade da 
água é 0,9970 g.cm-3: 
 a) Qual o volume do picnômetro? 
 b) Qual a densidade do líquido desconhecido? 
 
8. A densidade do sódio é de 0,97 g.cm-3 e a do ósmio é de 22,5 g.cm-3. Que volume de 
sódio deve possuir a mesma massa que 40 cm3 de ósmio? 
 
TEMPERATURA 
 
9. O metal gálio tem a maior faixa líquida dentre os elementos. Ele funde a 30oC e ferve a 
2403oC. Qual seu ponto de fusão e ebulição, em Kelvin? 
 
10. O tungstênio, usado como filamentos em lâmpadas elétricas, tem um ponto de 
ebulição de 5660oC. Qual o seu ponto de ebulição expresso em Kelvin? 
 
11. O dióxido de carbono sólido (gelo seco) sublima a 195 K. Qual é a essa temperatura na 
escala Celsius? 
 
MATÉRIA 
 
12. Complete as lacunas: 
 a) Se um determinado material é constituído por moléculas iguais entre si, trata-se de 
uma.......................................; caso suas moléculas sejam diferentes entre si, têm-se 
uma............................................ 
8 
 
 b) A substância pura formada por dois ou mais elementos químicos é uma 
substância...................................., enquanto que a substância pura formada apenas um 
elemento químico é uma substância............................................... 
 c) Representa-se graficamente uma substância pura através de uma............................. e 
um elemento químico através de um ....................................... 
 d) Mistura homogênea ou solução é aquela que apresenta 
propriedades................................. em toda a sua .................................. 
 e) Numa solução, a substância que dissolve é o.................................................... e a 
substância que é dissolvida é o .............................................. 
 f) Mistura homogênea é aquela cujas propriedades.................................. ................... de 
um ponto para outro. 
g) Fase de uma mistura heterogênea é cada................................. (contínuo ou não) que 
a forma, separada das demais por............................. (interfaces). 
 
13. Dar os nomes dos seguintes elementos químicos: 
N____________ Li___________ F ___________ Cr _________ 
Sb ___________ Pt ____________ Mg __________ I _________ 
Ca ___________ Fe ____________ Au ___________ U ________ 
Na ___________ P ____________ Si ___________ Mn ________ 
 Pb ___________ Cl ____________ Hg ___________ Zr ________ 
 Al ___________ Ag ____________ He ___________ Cu________ 
 B ____________ W ____________ K ___________ Ti _________ 
 C ____________ As ____________ Ni ___________ Kr ________ 
 Sn ____________ Br ____________ Ba ___________ S ________ 
 Sc ____________ Cs ____________ Cd ___________ Nd ________ 
 Sr ____________ O ____________ Y ____________ V _________ 
 
14. Entre as substâncias cujas fórmulas aparecem abaixo, indicar quais são as substâncias 
simples e as compostas: 
O2 ; Fe ; F2 ; H2O ; CH3Cl ; O3 ; S8 
 
15. Aponte as substâncias puras e as misturas na seguinte relação: 
 a) barra de Ferro d) Açúcar comum g) Álcool 
 b) Vinho e) Água pura h) Sangue 
 c) Gás hidrogênio f) Leite i) Ar (ar) 
 
16. Aponte as misturas heterogêneas e as homogêneas: 
 a) Água + Óleo 
 b) Água + Sal 
9 
 
 c) Gasolina + Óleo diesel 
 d) Álcool + Acetona 
 e) Álcool + Gasolina 
 
17. Misturando, agitando bem e deixando um certo tempo em repouso, quantas fases 
surgirão em cada um dos sistemas: 
 a) Água, Gasolina e Areia 
 b) Álcool, Água e Mercúrio 
 c) Areia, Açúcar e Gasolina 
 d) Água, Sal e Acetona 
 e) Éter, Água e Açúcar 
 
18. Complete as lacunas: 
 a) Numa transformação química as substâncias iniciais transformam-se 
em..................................... Isto não ocorre numa ..................................... 
 b) Um fenômeno............................. é mais profundo e mais duradouro que um 
fenômeno ........................... 
 c) Complete o quadro com os nomes das mudanças de estado físico: 
 
SÓ LID O LÍQ U ID O G ASO SO
 
 
MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
 
19. Proponha um procedimento para a separação dos componentes de uma mistura de 3 
substâncias A, B e C, cujas solubilidades em água e acetona são indicadas na tabela 
abaixo: 
 
SUBSTÂNCIA SOLUBILIDADE EM ÁGUA SOLUBILIDADE EM ACETONA 
A SOLÚVEL SOLÚVEL 
B INSOLÚVEL SOLÚVEL 
C INSOLÚVEL INSOLÚVEL 
 
20. Duas amostras de solução aquosa de CuSO4.5H2O, de coloração azul, foram 
submetidas respectivamente as seguintes operações: 
 I - Filtração através de papel de filtro 
 II - Destilação simples 
 Qual é a coloração resultante: 
10 
 
 a) Do material que passou pelo filtro da operação I? 
 b) Do produto condensado da operação II? 
 
 
CONCEITOS FUNDAMENTAIS SOBRE ESTRUTURA ATÔMICA 
 
21. Assinalar as alternativas corretas: 
 a) Todos os átomos de um elemento químico são iguais. 
 b) A característica fundamental de um elemento químico é o número de elétrons do 
átomo. 
 c) Todos os átomos de um elemento químico têm a mesma massa. 
 d) Átomos de elementos químicos diferentes têm necessariamente massas diferentes. 
 e) Átomos de elementos químicos diferentes têm necessariamente números atômicos 
diferentes. 
 f) Átomos de mesmo elemento químico têm necessariamente o mesmo número 
atômico. 
 
 
22. Dar uma justificativa para o fato de chamar-se número de massa a soma do número de 
prótons e nêutrons de um átomo. 
 
 
23. Dar o símbolo e representar a estrutura eletrônica de cada um dos seguintes elementos 
químicos: 
 
ELEMENTO 
QUÍMICO 
NÚMERO 
ATÔMICO 
SÍMBOLO ESTRUTURA ELETRÔNICA 
Sódio 11 
Fósforo 15 
Estrôncio 38 
Chumbo 82 
 
24. Colocar verdadeiro ou falso nas afirmações abaixo. Justificar. 
 a) A matéria é continua. 
 b) A massa do átomo esta fundamentalmente concentrada em seu núcleo. 
 c) O número de prótons num átomo, também denominado número atômico, fornece a 
identidade do elemento químico. 
 
 
11 
 
25. Atribuir valores aproximados às seguintes relações: 
 
 a) = 
elétron do 
próton do 
massa
massa
 
 
 b) = 
nuclear diâmetro
atômico diâmetro
 
 
 c) = 
nêutron do 
próton do 
massa
massa
 
 
26. Os números atômicos, de massa e de nêutrons de um átomo são expressos, 
respectivamente, por (3x + 5), (8x) e (6x - 30). Determine os números de prótons e nêutrons 
deste átomo. 
 
27. Dados os átomos genéricos: 
90
232
91
234
92
233
92
234
92A B C D 
238
 E 
 Determine qual são isótopos, isóbaros e isótonos. 
 
28. Têm-se as espécies químicas: 
 
35
80
38
82
37
82
36
79 +34
79 3
36
81 2A B C D E F− − 
 Indique os isótonos, os isótopos, os isóbaros e os isoeletrônicos. 
 
29. Têm-se dois átomos genéricos e isótopos A e B.Calcule o número de nêutrons de cada 
átomo, sabendo que: 
 
ÁTOMO Z A 
A 3x - 6 5x 
B 2x + 4 5x - 1 
 
30. Tem-se um átomo com número atômico 5 e número de massa 3x - 5. Este átomo é isótono 
de um átomo B, que apresenta número de massa 2x + 1 e um próton a mais que A. Calcule os 
números de massa de A e B. 
 
31. Três átomos genéricos A, B e C apresentam, respectivamente, números de massa pares e 
consecutivos. Sabendo-se que o átomo B possui 27 nêutrons e o átomo C, 29 prótons, 
determine os números de massa desses átomos, de modo que A seja isótopo de B e isótono de 
C. 
12 
 
 
32. São dados os átomos A, B, C e D. 
 - 25
57A e C2+ são isótonos e isoeletrônicos. 
 - B é isótopo de C e isóbaro de A. 
 - D é isótono de B e isóbaro de C. 
 Quantos prótons, nêutrons e elétrons possuem o íon D3-? 
 
33. O oxigênio natural apresenta 99,759% de 8
16O (massa atômica de 15,9949); 0,037% 
de 8
17O (massa atômica de 16,9991) e 0,204% de 8
18O (massa atômica de 17,9991). 
Calcular a massa atômica do oxigênio natural. 
 
34. Na natureza, encontra-se em qualquer amostra de cloro, os isótopos de número de 
massa 35 e do número de massa 37. Sabendo-se que o número de massa médio do 
cloro é igual a 35,5. Calcular a porcentagem de cada isótopo nessa mistura de isótopos.
 
 
35. O elemento químico magnésio é formado pelos isótopos 24, 25 e 26, na proporção de 
80%, 10% e 10% respectivamente. Qual é sua massa atômica? 
 
36. O elemento cobre, de massa atômica 63,6, existe na natureza sob forma de dois 
isótopos, sendo 70% do isótopo de massa 63. Qual a massa do outro isótopo existente?
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
Respostas 
 
 1. a) 2,40.102 cm 
 b) 3,8 m 
 c) 4,85.10-1 dm3 
 d) 7,8.10-2 kg 
 e) 4,5.10-3 m2 
 f) 8,22.107 cm 
 g) 162 km/h 
 h) 2.104 mm.s-1 
 i) 2,533.104 J 
 j) 7 mL 
 
2. a) nm e) mm3 
 b) mm f) dm3 
c) mg g) dm3 ou L 
d) cm 
 
 3. 1,69 g.cm-3 
 4. 4,54 g.cm-3 
 5. 4,54 g.cm-3 
 6. a) 6,70 cm3 
 b) 14,92 g 
 7. a) 9,647 cm3 
 b) 0,8489 g.cm-3 
 8. 927,8 cm3 
 9. 303 K e 2676 K 
 10. 5933 K 
 11. -78oC 
 12. a) substância pura / mistura 
 b) composta / simples 
 c) fórmula / símbolo 
 d) constantes / extensão 
 e) solvente / soluto 
 f) não diferem 
 g) sistema homogêneo / superfícies visíveis 
 14. Substâncias simples: O2 , Fe , F2 , O3 , S8 
 Substâncias compostas: H2O e CH3Cl 
 15. Substâncias puras: a, c, d, e e g. 
 Misturas: b e f 
14 
 
 16. Mistura heterogênea: a. 
 Misturas homogêneas: b, c, d e e. 
 17. a) 3 b) 2 c) 3 d) 1 e) 2 
 18. a) outras substâncias / mistura 
 b) químico / físico 
 c) 
SÓ LID O LÍQ U ID O G ASO SO
fusão
solidificação
sublimação
vaporização
condensação
 
 
 19. Adiciona-se água à mistura, agita-se até a completa dissolução de A e filtra-se. 
Recupera-se A por evaporação da água do filtrado. O precipitado é recolhido e a ele 
adiciona-se acetona. Agita-se até a dissolução de B e filtra-se. Evaporando-se a 
acetona do filtrado recupera-se B. C se encontra retido pelo filtro. 
 20. a) azul 
 b) incolor 
 21. e e f 
 22. Porque prótons e nêutrons são as partículas mais pesadas do átomo (elétrons 
têm massa desprezível). 
 23. Na 2 8 1 
 P 2 8 5 
 Sr 2 8 18 8 2 
 Pb 2 8 18 32 18 4 
 24. a) F (a matéria é constituída por átomos, partículas discretas) 
 b) V (elétrons têm massa desprezível) 
 c) V (observa-se que átomos com diferentes quantidades de prótons são 
quimicamente diferentes). 
 25. a) 1840 b) 105 c) 1 
 26. 80 p+/ 120 n 
 27. isótopos: C, D e E / isóbaros: B e D / isótonos: A e D. 
 28. isótonos: A, C, E e F / isótopos : D e F / isóbaros : B e C; D e E / isoeletrônicos: 
A e D+; C e E3- ; B e F2- 
 29. 26 e 25 30. 10 e 11 
 31. 50, 52 e 54 32. 29, 30, 32 
 33. 15,9994 34. 75 % e 25 % 
 35. 24,3 36. 65 
 
 
 
 
15 
 
ESTRUTURA ATÔMICA – CRONOLOGIA 
 
 
 
450 a.C 
Leucipo 
A matéria pode ser dividida em partículas cada vez menores. 
 
 
400 a. C 
Demócrito 
Denominação átomo para a menor partícula da matéria. Considerado o pai 
do atomismo grego. 
 
 
60 a. C 
Lucrécio 
Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o 
atomismo de Demócrito. 
 
 
1661 
Boyle 
Autor do livro Scepitcal Chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o 
primeiro conceito de elemento com base experimental. 
 
 
1808 
J. Dalton 
Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula 
maciça, indivisível e eletricamente neutra. O modelo foi utilizado até 1897. 
 
 
1834 
Faraday 
Estudo quantitativo da eletrólise, através do qual surgiu a idéia da 
eletricidade associada aos átomos. 
 
 
1859 
Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida 
(aproximadamente 10 mmHg). Descoberta dos raios posteriormente 
chamados catódicos. 
 
 
1874 
Stoney 
Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades 
dicretas. Primeira idéia de quantização de carga elétrica. 
 
 
1879 
Crookes 
Primeiras experiências de descarga elétrica de alto vácuo. 
 
 
1886 
Goldstein 
Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. 
Descoberta dos raios canais ou positivos. 
 
 
1891 
Stoney 
Deu nome de elétron a unidade de carga elétrica negativa. 
 
 
1895 
Röentgen 
Descoberta do Raio X. 
 
 
1896 
Becquerel 
Descoberta da Radioatividade. 
 
16 
 
 
1897 
Thomson 
Descargas elétricas de alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta 
do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria 
formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados 
os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação 
carga/massa (q/m) do elétron = 1,76.108 C/g ou 1,76.1011 C/kg. 
 
 
1898 
Casal Curie 
Descoberta do Polônio (Po) e do Radio (Ra). 
 
 
1900 
Max Planck 
Teoria dos Quanta. 
 
 
1905 
Albert Einstein 
Teoria da Relatividade. Relação entre massa e energia (E = m.c2). 
Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum 
de energia radiante. 
 
 
1909 
Millikan 
Determinação da carga do elétron. q(e-) = 1,602.10-19C. Daí deduziu-se que 
a massa do e- = 9,11.10-28 g ou 9,11.10-31 kg. 
 
 
1911 
Ernest Rutherford 
O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um 
núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada 
praticamente toda a massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, 
neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo 
que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os 
planetas seriam os elétrons. 
 
 
1913 
Niels Bohr 
Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado 
experimentalmente com base na espectroscopia. 
Distribuição eletrônica em níveis de energia. 
Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de 
maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta 
para seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede à 
energia extra anteriormente recebida sob forma de uma onda 
eletromagnética (luz). 
 
 
1916 
Sommerfeld 
Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de 
energia. 
 
 
1920 
Ernest Rutherford 
Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a 
unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron. 
 
 
1924 
De Broglie 
Modelo da partícula-onda para o elétron. 
 
17 
 
 
1926 
Heisenberg 
Principio da incerteza. “Não se pode determinar simultaneamente a 
posição e a velocidade de um elétron”. 
 
1927 
Schrödinger 
Equação de função de onda parao elétron. 
Conceito de Orbital: É a região mais provável de se encontrar o elétron. 
 
 
1932 
Chadwick 
Descoberta do nêutron através de reação nuclear. 
 
Be + He C + n 
 
Mn = 1,675.10
-24 g ou 1,675.10-27 kg 
 
Fonte: Fisica.net – quimica, 2010 
 
 
A escala de massa atômica 
 
A massa do 1H é 1,6735x10
-24 g e do 16O é 2,6560x10
-23 g. 
Define-se massa de 12C = exatamente12 u. 
Usando unidades de massa atômica: 1 u= 1,66054x10-24 g 
 
1 g = 6,02214x1023u como 1mol = 6,02214 x 1023unidades, 
 
Pode-se associar u e g para1 mol de substância. 
 
 
Massas atômicas médias 
 
A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos: 
O Carbono natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C. 
 
A massa média do C: (0,9893). (12 u) + (0,0107). (13,00335) = 12,01 u 
 
A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média, ou simplesmente 
peso atômico. As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica. 
 
Segundo Thomson (Figura 1), o átomo seria como um “bolo de passas”, ou seja, os 
elétrons “embebidos” numa esfera uniforme e positiva. 
 
18 
 
 
 
 
Figura 1. Modelo de Thomson para o átomo. 
 Fonte: Estrutura Atômica, 2011. 
 
Em 1910, Rutherford decide usar partículas α (emitidas por átomos radioativos) 
para provar a estrutura do átomo. Para isso bombardeou finas películas de ouro com estas 
partículas α, sendo os resultados surpreendentes: a maioria das partículas atravessava a 
película, algumas mudavam de direção, e outras (poucas) voltavam para trás. (Figura 2) 
 
 
Figura 2. Experiência de Rutherford - A maioria das partículas atravessa uma película de 
ouro, apenas algumas mudam de direção. 
 
Rutherford propôs assim, que as cargas positivas estavam concentradas num 
núcleo, na parte central do átomo. 
Núcleo Partículas α 
Átomos de ouro 
Folha de ouro 
Tela 
Fluorescente 
Fonte de 
Partículas α 
Caixa de 
Chumbo 
Feixe de 
Partículas α 
Carga Positiva 
Elétron 
19 
 
As cargas positivas no núcleo são chamadas de prótons. Cada um tem uma massa 
de aproximadamente 1,67252×10-24 g, ou seja, cerca de 1840 vezes a massa de um 
elétron. O átomo é cerca de 10000 vezes maior do que o seu respectivo núcleo. Apesar do 
sucesso de Rutherford, na tentativa de explicar a estrutura do átomo, continuavam muitos 
aspectos por esclarecer. Por exemplo, sabia-se que o hidrogênio continha um próton e o 
hélio 2 prótons, mas a relação de massas não era de 2:1 mas sim de 4:1 (despreza-se a 
massa dos elétrons que é muito pequena comparada com a dos prótons). 
 
Isto só foi resolvido com a descoberta do nêutron por Chadwick, em 1932. Ele 
bombardeou uma película de berílio com partículas a, e o metal emitia uma radiação 
altamente energética, constituída por partículas neutras, e com uma massa ligeiramente 
superior à do próton, o nêutron. 
Com esta descoberta, a constituição do átomo ficou definitivamente estabelecida: os 
átomos são constituídos por núcleos muito pequenos e muito densos, cercados por 
“nuvens” de elétrons a relativamente grandes distâncias do núcleo. Todos os núcleos 
contêm prótons. Núcleos de todos os átomos, exceto o hidrogênio, contêm também 
nêutrons. 
 
Na tabela 1 a seguir resumem-se os dados relativos à massa e carga destas três 
partículas subatômicas: 
 
Tabela 1 – Dados relativos à massa e carga do elétron, próton e nêutron. 
 
 
 
 
 
 
 
 Fonte: ATKINS, 2005 
 
 
Pode-se utilizar o diagrama de Linnus Pauling para facilitar a distribuição eletrônica dos 
elementos representativos e de transição como se observa a seguir (Figura 3). 
 
 
 
 
Partícula Massa (g) Carga (C) Unidade de 
Carga 
Elétron 9,1095×10-28 1,6022×10-19 - 1 
Próton 1,67252×10-24 1,6022×10-19 + 1 
Nêutron 1,67495×10-24 0 0 
20 
 
 
DIAGRAMA DE ENERGIA DE LINNUS PAULING 
 
 
 Figura 3 – Diagrama de Linnus Pauling. 
 
Assim, os elétrons são distribuídos pelas orbitais com menor energia. 
 
No caso do átomo de hidrogênio, se o elétron se encontrar na orbital 1s diz-se que se 
encontra no estado fundamental. Em qualquer outra orbital está num estado excitado. 
 
A configuração do hidrogênio no estado fundamental é: 
1 s1 nº de elétrons no subnível 
 nº quântico principal 
 Tipo de orbital (nº quântico secundário) 
 
EXERCÍCIOS SOBRE ESTRUTURA ATÔMICA 
 
1. Faça a distribuição eletrônica em níveis e subníveis para os seguintes átomos: 
 
a) 11Na b) 19K c) 18Ar d) 33As e) 38Sr f)30Zn 
g) 21Sc h) 58Ce i) 74W j) 82Pb l) 62Sm m)92U 
n) 24Cr o) 47Ag p) 42Mo q) 79Au 
 
2. Faça a distribuição eletrônica em níveis e subníveis para os seguintes íons: 
 a) Mg2+ (Z=12) b) I
1- (Z=53) c) O2- (Z=8) d) Cu+ (Z=29) 
e) Ga3+ (Z=31) f) S2- (Z=16) g) Cs+ (Z=55) h) Ag+ (Z=47) 
E
N
E
R
G
I
A
 
C
R
E
S
C
E
N
T
E 
21 
 
 
3. Se o elétron mais energético de um átomo é representado por 4s1, pergunta-se: 
 a) Qual a quantidade total de elétrons deste átomo? 
 b) Quantas camadas eletrônicas (níveis de energia) possuem este átomo? 
 c) Qual a sua distribuição eletrônica em níveis e subníveis? 
 
4. São dados os números quânticos do elétron diferenciador dos átomos a seguir. Calcule 
os números atômicos destes átomos: 
 a) n = 4 l = 2 m = -1 ms = -1/2 
 b) n = 3 l = 2 m = -2 ms = +1/2 
 c) n = 2 l = 0 m = 0 ms = -1/2 
 d) n = 5 l = 1 m = +1 ms = -1/2 
5. Indique o conjunto de números quânticos para os elétrons desemparelhados do átomo 
de cobalto (Z=27). 
 
6. Analise as frases e conclua se são verdadeiras ou falsas. Caso a frase seja falsa, 
justifique: 
 a) Teoricamente, um átomo apresenta infinitos níveis de energia, mas apenas sete são 
conhecidos. 
 b) Orbital é a região do espaço onde temos absoluta certeza de encontrar um elétron. 
 c) O subnível f apresenta 5 orbitais. 
 d) O número quântico de spin é um número quântico associado à rotação do elétron. 
 e) O orbital d apresenta, no máximo, dez elétrons. 
 
7. O número atômico de um elemento químico é 46. Pede-se: 
 a) A sua configuração eletrônica em níveis e subníveis. 
 b) A distribuição dos elétrons do último e penúltimo níveis em orbitais. 
 
8. O elétron mais energético de um átomo possui o seguinte conjunto de números 
quânticos: n = 3 l = 2 m = -2 s = +1/2. Determine o número atômico deste átomo. 
9. Qual dos elétrons a seguir, caracterizado por seus números quânticos, está no estado de 
menor energia? Coloque esses elétrons em ordem crescente de energia: 
 
ELÉTRON n l m s 
A 4 3 -2 -½ 
B 5 2 +2 +½ 
C 6 2 -1 -½ 
D 6 0 0 +½ 
E 7 0 0 -½ 
22 
 
10. O átomo 14X apresenta 7 nêutrons. O íon X3- é isoeletrônico de qual átomo? Cite 
também sua distribuição eletrônica em níveis, subníveis e orbitais, e os números 
quânticos de seu elétron diferenciador. 
 
11. Os elétrons de maior energia de dois átomos A e B são representados por 4d2 e 5p6, 
respectivamente. Faça as distribuições eletrônicas dos átomos A e B em níveis e 
subníveis e caracterize seus elétrons de diferenciação pelos quatro números quânticos. 
 
12. Faça as distribuições eletrônicas em orbitais. 
a) 25Mn4+ (Z=25) b) 26Fe3+ (Z=26) c) Cd2+ (Z=48) d) Zr2+ (Z=40) 
 
Respostas Estrutura Atômica 
 
 1. a) K L 3s1 
 b) K L M 4s1 
 c) K L 3s2 3p6 
 d) K L M 4s2 4p3 
 e) K L M 4s2 4p6 5s2 
 f) K L M 3d10 4s2 
 g) K L 3s2 3p6 3d1 4s2 
 h) K L M 4s2 4p6 4d10 4f2 5s2 5p6 6s2 
 i) K L M N 5s2 5p6 5d5 6s1 
 j) K L M N 5s2 5p6 5d10 6s2 6p2 
 l) K L M 4s2 4p6 4d10 4f6 5s2 5p6 6s2 
 m) K L M N 5s2 5p6 5d10 5f4 6s2 6p6 7s2 
 n) K L 3s2 3p6 3d5 4s1 
 o) K L M 4s2 4p6 4d10 5s1 
 p) K L M 4s2 4p6 4d5 5s1 
 q) K L M N 5p6 5d10 6s1 
 
2. a) K 2s2 2p6 
 b) K L M 4s2 4p6 4d10 5s26p6 
 c) K 2s2 2p6 
 d) K L 3s2 3p6 3d10 
 e) K L 3s2 3p6 3d10 
 f) K L 3s2 3p6 
 g) K L M 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 
 h) K L M 4s2 4p6 4d10 
 
23 
 
 3. a) 19 
 b) 4 
 c) K L 3s2 3p6 4s1 
 4. a) 47 
 b) 25 
 c) 4 
 d) 52 
 5. n = 3 l=2 m = +1 s = - ½ 
 6. a) V 
 b) F (orbital é uma região de maior probabilidade de encontrar um e-)
 c) F (o subnível f apresenta 7 orbitais) 
 d) V 
 e) F (qualquer orbital apresenta no máximo dois elétrons) 
 
7. a) K - L - M 4s2 4p6 4d8 5s2 
 b) 
 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ 
 4s2 4p6 4d8 5s2 
 8. Z = 25 
 9. D / D-A-B-E-C 
 
10. X = 7 prótons pois A = Z + N 1s2 2s2 2p5 
n=2 l=1 m= 0 s = - ½ 
X 3 - = 1s2 2s2 2p6 
 
 2s2 2p6 
11. A → K L M 4s2 4p6 4d2 5s2 
 n=4 l=2 m= +1 s = +½ 
 B → K L M 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 
 n=5 l=1 m= -1 s = -½ 
12. a) 
Mn4+ K L ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 
 3s2 3p6 3d3 
 n = 3 l = 2 m = 0 s = + ½ 
 
b) 
Fe3+ K L ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 
 3s2 3p6 3d5 
 n = 3 l = 2 m = -2 s = + ½ 
10Ne K L ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 
24 
 
c) 
Cd2+ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 
 4s2 4p6 4d10 
 n = 4 l = 2 m = -2 s = - ½ 
d) 
Zr2+ K L M ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 
 4s2 4p6 4d2 
 n = 4 l = 2 m = +1 s = + ½ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS 
 
CRONOLOGIA 
1829 – Lei das Tríades de Döbereiner 
1863 – Parafuso Telúrico de Chancourtois 
1884 – Lei das Oitavas de Newlands 
1869 – Lei Periódica de Mendeleev e Lothar Meyer: Classificação 
periódica com elementos em ordem crescente de massas atômicas 
1913 – Lei de Moseley: Conceito atual de número atômico. Classificação 
periódica com os elementos em ordem crescente de números atômicos. 
 
TABELA PERIÓDICA – BLOCO “s” - FAMÍLIAS 1ou 1A E 2 ou 2A 
 
Classificação níveis energéticos – períodos 
Classificação subníveis energéticos – Famílias ou Grupos 
 
BLOCO “s” – Família dos Metais Alcalinos 1A – s1 
Família dos Metais Alcalinos Terrosos 2A– s2 
 
Propriedades dos Metais Alcalinos 
 
- Não são encontrados livres na natureza, são encontrados normalmente na forma de 
compostos dissolvidos na água do mar; 
- Em condições ambientes são todos sólidos de cor prateada; 
- Podem ser cortados com a faca ( são moles); 
- Reagem violentamente com a água (alguns de forma explosiva), formando compostos 
com propriedades funcionais básicas acentuadas; 
- Reagem violentamente com o oxigênio do ar (alta reatividade); 
- Para se conservarem na forma metálica precisam ser guardados imersos em óleo 
mineral ou querosene (para impedir o contato com o ar e a umidade); 
- Os átomos formam cátions monovalentes (+1); 
 
Exemplos: 
2 Na(s) + 1 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g) 
4 Na(s) + 1O2(g) → 2 Na2O(s) 
Obtenção por eletrólise: 
2 NaCl → Na(s) + Cl2(g) 
26 
 
 
Propriedades dos Metais Alcalinos Terrosos: 
- Na forma de substâncias simples, são sólidos à temperatura ambiente também de 
cor prateada; 
- Podem ser cortados com a faca (baixa dureza); 
- Reagem com água quente, formando compostos com propriedades funcionais 
básicas; 
- Reagem com o oxigênio do ar; 
- Para se conservarem na forma metálica precisam ser guardados imersos em óleo 
mineral ou querosene (para impedir o contato com o ar e a umidade); 
- Os átomos formam cátions bivalentes (+2). 
 
 
ALGUMAS REAÇÕES DOS METAIS 
 
 
REAÇÕES 
 
OBSERVAÇÕES 
M + H2O MOH + ½ H2 
M + 2 H2O M(OH)2 + H2 
Os hidróxidos do grupo I são as bases 
mais fortes conhecidas 
2 Li + ½ O2 Li2O 
M + O2 2 MO 
O óxido é formado pelo excesso de oxigênio 
2 Na + O2 Na2O2 
Ba + O2 BaO2 
O peróxido pode ser formado nos grupos I e II 
3 Li + ½ N2 Li3N 
 
3M + N2 M3N2 
Somente o Li forma nitreto – grupo I 
Todos os do grupo II formam nitretos á 
temperatura elevadas 
M + ½ H2 MH 
M + H2 MH2 
Formação de hidretos iônicos ou salinos nos 
grupos I e II 
2 M + S M2S 
 M + S MS 
Todos os metais alcalinos formam sulfetos 
M + (P, As, Sb, Se, Te) 
3 M + P M3 P 
Todos os metais alcalinos formam fosfetos, 
arsenetos, antimonetos, selenetos e teluretos 
M + (F2, Cl2, Br2 e I2) 
M + ½ Cl2 MCl 
M + Cl2 MCl2 
Todos os metais alcalinos formam fluoretos, 
cloretos, brometos e iodetos, 
nos grupos I e II 
M + 2 HCl MCl2 + H2 Todos os metais reagem com ácidos liberando 
hidrogênio 
 
 
 
 
27 
 
1. Complete e balanceie as seguintes equações de reações: 
a) Li + H2O 
b) Ca + H2O Ca(OH)2 
c) Na + O2 
d) K + H2 
e) Li + N2 
f) Mg + H2 
g) Rb + Cl2 
h) Sr + O2 
i) K + Cl2 
j) Mg + 2 HBr MgBr2 + H2 
k) Ca + H2 
l) Ra + HCl 
 
EXERCÍCIOS DE TABELA PERIÓDICA 
 
1- Em que período, grupo ou família da Tabela Periódica, estão localizados os elementos 
abaixo? Identifique-os. Classificar em elementos representativos ou de transição. 
Responda e justifique. 
 
a) A (Z=6) b) B (Z=17) c) C (Z=20) d) D (Z=34) 
e) E (Z=23) f) F (Z=60) g) G (Z=47) h) H (Z=25) 
i) I (Z=30) j) J (Z=2) l) L (Z=40) m) M (Z=15) 
n) N (Z=58) o) O (Z=29) p) P (Z=13) q) Q (Z=92) 
 
 
2- Faça a distribuição eletrônica em subníveis e dê o número atômico para o elemento 
pertencente a: 
 
a) grupo 6A e 4º período b) grupo 1A e 5º período 
c) halogênio do 3º período d) grupo 6B e 4º período 
e) 6º elemento de transição interna do 7º período 
f) gás nobre do 3º período g) alcalino terroso do 4º período 
h) grupo 6A e 4º período 
 
3- Os elementos a seguir pertencem ao grupo dos elementos representativos da tabela 
periódica. Deduza, a partir de suas distribuições eletrônicas, o período, família e o bloco 
que pertencem. 
 
a) 6C; b) 15P; c) 34Se; d) 53l; e) 18Ar; f) 20Ca; 
 
28 
 
 
4- Estabeleça se os seguintes elementos estão ou não propensos a formar um cátion ou um 
ânion e escreva a fórmula para o íon: 
 
(a) enxofre; (b) potássio; (c) estrôncio; (d) cloro. 
 
5- Certo átomo do elemento E, genérico, apresenta o elétron mais energético no subnível 
4p5. 
a) Qual o período e família que pertence o elemento E? 
b) Qual o número atômico dos elementos que antecedem e sucedem ao elemento E, na 
mesma família do sistema periódico? E no mesmo período? 
 
 
 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
RAIO ATÔMICO 
 
Relação de Tamanho 
 
Em 1870 Lothar Meyer notou a variação periódica quanto ao tamanho do átomo. 
Em virtude da nuvem eletrônica de um átomo não ter um limite definido, o tamanho de 
um átomo não pode ser definido de forma simples, contudo a única medida de tamanho é o 
parâmetro de Lennard-Jones, que representa a distância de maior aproximação dos 
núcleos de dois átomos livres, gasosos do mesmo elemento químico. Assim o Raio 
Atômico é definido como a metade da distância internuclear entre os núcleos 
de dois átomos vizinhos do mesmo elemento químico. 
 
2
d
RA =
 
Se o elemento é um metal ou gás nobre, usa-se a distância entre os centros de 
átomos vizinhos em uma amostra sólida. R.A. (raio atômico) 
Exemplo: R.A do Cu = 128 pm e a distância d = 256 pm 
 
Para se chegar aos tamanhos de átomos metálicos, a distância internuclear no 
cristal é determinada por difração de raio X e dividida por dois para se chegar ao valor do 
raio atômico. 
Se o elemento é um não-metal, usa-se a distância entre os núcleos de átomos 
unidos por uma ligação químicaR.C. (raio covalente). 
Exemplo: Cl2 d = 198 pm R.C.= 99 pm 
29 
 
 
NAS FAMÍLIAS: À medida que aumentam os números de níveis energéticos, menor a 
atração núcleo-eletrosfera e, portanto maior será o Raio Atômico. O efeito da carga nuclear 
é neutralizado pelo aumento de níveis ocupados. 
Exemplos: Na 2 – 8 – 1 
 K 2 – 8 – 8 – 1 
 Rb 2 – 8 – 18 – 8 – 1 
 
NOS PERÍODOS: Quanto maior o número de elétrons na última camada, maior será a 
atração núcleo-eletrosfera e, portanto devido ao efeito de blindagem, menor será o raio 
atômico. A Tabela 1 mostra o raio atômico dos elementos do 2º período da tabela. 
 
Tabela 1 – Raio Atômico dos Elementos do 2º Período da Tabela Periódica. 
Elemento 
químico 
 
Li 
 
Be 
 
B C 
 
N 
 
O 
 
F 
Carga nuclear 
(Z) 
+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 
Distribuição 
Eletrônica 
2 -1 2 - 2 2 - 3 2 - 4 2 - 5 2 - 6 2 - 7 
Raio Atômico 
(pm) 
 
157 
 
112 
 
88 
 
77 
 
74 
 
66 
 
64 
 
 
 Explicação: Os elétrons do nível 2 (L) do Be são mais fortemente atraídos pelo núcleo 
(carga +4) do que o Li (carga +3). Na verdade os elétrons do nível 1 (K) atenuam a atração 
pelos elétrons do nível 2 (efeito de blindagem). 
À medida que aumenta a carga nuclear (Z), os elétrons são atraídos por uma carga 
nuclear efetiva cada vez maior. Há uma contração da eletrosfera e, portanto o raio ficará 
menor. (Figura 1) 
Os elétrons da camada K são atraídos fortemente para o núcleo com uma força 
proporcional a carga nuclear. À medida que esta aumenta, os elétrons são puxados mais 
fortemente para o núcleo. Assim os elétrons da camada L estão protegidos do núcleo pelos 
elétrons da camada K (escudo), de modo que a força atrativa da carga nuclear (+) é 
reduzida pelas cargas (-) intermediárias (efeito de blindagem). 
 
Exemplo: 11Na 2 – 8 – 1 (3s1) o elétron mais externo é atraído não por uma carga +11m 
mas sim por uma carga +11 encobertos por 10 elétrons interpostos. A carga atrativa líquida 
30 
 
está mais próxima a uma carga +1 do que +11, devido ao efeito de blindagem das camadas 
K e L. 
 
Figura 1 – Raio Atômico nas famílias e períodos da Tabela Periódica. 
 
 
 
RAIO IÔNICO 
Quanto ao Cátion 
 
O Raio do Cátion é sempre menor que o átomo correspondente no estado 
fundamental, pois há perda de elétrons da última camada. 
 A carga nuclear fica maior que o número de elétrons, quando há perda de elétrons. 
Exemplo: 12Mg 2 – 8 – 2 
 12Mg2+ 2 - 8 
 
Quanto ao Ânion 
 
O Raio do Ânion é sempre maior que o átomo correspondente, no estado 
fundamental, pois com a entrada de elétrons no orbital existe uma repulsão entre eles. Há 
uma expansão do orbital, aumentando seu tamanho. 
Exemplo: 16S 2 – 8 – 6 16S2- 2 – 8 – 8 
 
 
 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO – POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 
 
É a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no 
estado gasoso, transformando-o em cátion. 
 
 Ex.: Na + E Na+ + 1e- 
 
 
31 
 
Unidades empregadas para medir a E.I. no S.I.- Joule (J), outros sistemas: calorias 
(cal), kilocalorias (kcal), elétron volt (e-V). 1J = 1C.1V 
 
NAS FAMÍLIAS: Quanto maior o número de níveis energéticos, menor a atração núcleo-
eletrosfera e, portanto mais facilmente os elétrons poderão ser retirados. 
 
NOS PERÍODOS: Quanto maior o número de elétrons na última camada, maior será a 
atração núcleo-eletrosfera, menor será o raio atômico e, portanto mais energia será 
necessário para retirar elétrons da camada de valência. (Figura 2) 
 
Figura 2 – Energia de Ionização dos Elementos Químicos. 
 
As Tabelas 2 e 3 mostram as energias de ionizações dos elementos do 2º período da Tabela. 
 
Tabela 2–Elementos do 2º Período da Tabela Periódica. 
ELEMENTO E.I. (E-V) E.I. (kcal.mol
-1) E.I. (kJ.mol-1) 
Li 5,4 124 520 
Be 9,3 215 899 
B 8,3 191 801 
C 11,3 260 1086 
N 14,5 336 1402 
O 13,6 314 1314 
F 17,4 402 1681 
Ne 21,6 498 2081 
 
 
32 
 
Tabela 3 – Energias de Ionização dos elementos do 2º Período da Tabela. 
 
 
Elemento Carga Nuclear Configuração 
eletrônica 
E.I.(kJ.mol-1) 
Li +3 1s2 2s1 2p0 520 
Be +4 1s2 2s2 2p0 899 
B +5 1s2 2s2 2p1 801 
C +6 1s2 2s2 2p2 1086 
N +7 1s2 2s2 2p3 1402 
O +8 1s2 2s2 2p4 1314 
F +9 1s2 2s2 2p5 1681 
Ne +10 1s2 2s2 2p6 2081 
 
 
 
 
AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE 
 
 
É a quantidade mínima de energia, ∆H, envolvida no processo em que um átomo 
isolado gasoso, em seu estado fundamental, recebe um elétron, transformando-o em um 
íon negativo (ânion). A Tabela 4 mostra a afinidade eletrônica do grupo 17 ou 7A. 
 
Ex.: Cl + 1e- Cl- + E ∆H = - 348 kJ.mol-1 
 
OBS.: O sinal (-) se refere a energia liberada (exotérmica). 
 
Tabela 4 – Afinidade Eletrônica dos Elementos do Grupo 17. 
Elemento Carga Nuclear Configuração 
eletrônica 
A.E. (kJ.mol-1) 
F +9 1s2 2s2 2p5 - 333,0 
Cl +17 [Ne] 3s2 3p5 -348,0 
Br +35 [Ar] 4s2 4p5 -324,0 
I +53 [Kr] 5s2 5p5 -256,0 
33 
 
A afinidade eletrônica refere-se à facilidade de um elemento isolado captar um 
elétron, enquanto a eletronegatividade representa a habilidade relativa de um átomo, 
numa molécula, atrair elétrons. (Figura 3) 
 
 
Figura 3 – Afinidade Eletrônica nas famílias e períodos da Tabela Periódica. 
 
 
 
ELETRONEGATIVIDADE – CARATER NÃO METÁLICO 
 
 
É a medida da atração exercida sobre os elétrons envolvidos em uma ligação 
química ou é a tendência de um átomo atrair elétrons para si numa ligação covalente. 
Têm sido propostos diversos procedimentos para quantificar a eletronegatividade 
dos elementos químicos. 
O conceito de eletronegatividade foi originalmente idealizado por L. Pauling para 
explicar as diferentes energias de ligações observadas para diferentes moléculas. 
 
OBS.: Geralmente ligações entre átomos que possuem eletronegatividades diferentes 
tendem a ser mais fortes que as ligações entre átomos com mesma eletronegatividade. 
 
Linnus Pauling atribuiu o valor máximo de eletronegatividade ao FLÚOR – 4,0. 
 
 
NOS PERÍODOS: Quanto mais próximos um elemento está do grupo dos gases nobres, 
maior será sua capacidade de atrair elétrons. 
 
 
NAS FAMÍLIAS: Quanto maior o número de níveis energéticos, os elétrons ficam mais 
afastados do núcleo e, portanto a eletronegatividade será menor. (Figura 4) 
 
34 
 
A Tabela 5 mostra a comparação entre os valores obtidos por Linnus Pauling e o método 
AVEE. 
 
FILA DE ELETRONEGATIVIDADE 
 
Tabela 5 – Elementos químicos do 2º período da tabela periódica. 
 F O N Cl Br S C I P H 
L.Pauling 4,0 3,5 3,0 3,0 2,8 2,6 2,5 2,4 2,3 2,3 
AVEE 4,19 3,61 3,07 2,87 2,69 2,59 2,54 2,36 2,25 2,3 
 
AVEE: Average Valence Electron Energy – Nova escala, foi recentemente proposta nas 
E.N. das ligações, obtida por espectroscopia fotoelétrica. 
 
 
Figura 4 - Aumento da eletronegatividade nas famílias e nos períodos da tabela. 
 
 
 
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES SOBRE TABELA PERIÓDICA 
 E PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
1. Seja o subnível da camada de valência P, dar: 
 
 ↓ 
a) O conjunto dos quatro números quânticos do elétron assinalado; 
b) A configuração eletrônica em subníveis e níveis para o elemento; 
c) O número atômico deste elemento químico; 
d) A família e o período que ele pertence na tabela periódica; 
 
35 
 
2. Considere as seguintes configurações dos átomos neutros, normais: 
A - 1s2 2s1 B - 1s2 2s2 2p5 
C - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 D - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 
E - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 
F - 1s2 2s2 2p6 3s2 G - 1s2 
 
Responda as questões abaixo, justificando cada uma. 
I) Indique os elementos de maior e menor raio atômico da tabela periódica. 
II) Compare o tamanho dos íons B-1, F2+, A1+. Coloque em ordem crescente de tamanho. 
III) Indique os elementos que apresentam a maior e a menor energia de ionização. 
IV) Qual dos elementos é o mais eletronegativo da tabela periódica? 
V) Diga a família dos átomosA, B, C, D, E, F e G. 
 
3. Dada a representação abaixo: 
a) Indique os quatro números quânticos do elétron assinalado, que está localizado no nível N: 
 
 ↓ 
 n = ; l = ; m = ; s = 
b) Qual é o número atômico deste elemento sabendo-se que ele é neutro? Z = 
c) Qual a família e o período que este elemento pertence? 
d) Este elemento tem característica de cátion ou ânion? Qual sua carga mais provável? 
 
4. Aliste as seguintes partículas em ordem de dimensão decrescente: 
19K
+, 18Ar, 16S
-2, 17Cl
-1 e 20Ca
+2. 
 
5. Compare e explique as diferenças nas dimensões entre os seguintes grupos de partículas: 
a) Fe+2 e Fe+3 
b) Cu, Cu+1 e Cu+2 
 
6. As 1a energias de ionização (E.I.) do Cu é 744,04 kJ.mol-1 e a 2a energia de ionização 
como esperado é maior 1.956,24 kJ.mol-1. Com base na configuração eletrônica do Cu, Cu+ 
e Cu2+, explique porque a 2a E.I é tantas vezes maior (2,5 vezes) que a 1a E.I. 
 
7. A 1a (E1), 2
a (E2), 3
a (E3),......En energias de ionização de um elemento químico do 3o 
período da tabela periódica valem em kJ.mol-1, respectivamente: 
E1 = 577; E2 = 1816; E3 = 2745; E4 = 11493; E5 = 15033; E6 = 18372. 
Calcule o número atômico, dê a família e o nome do elemento químico. Justifique. 
 
8. Após a remoção de um elétron, podem-se retirar elétrons adicionais do íon positivo 
formado, desde que seja fornecida mais energia. Para o átomo de Ca, as energias 
necessárias para as três primeiras etapas de ionização são: 589,9 kJ.mol-1; 1145,5 kJ.mol-1; 
4912,4 kJ.mol-1. 
a) Por que a 2a etapa requer mais energia que a 1a? 
b) Por que a 3a etapa requer uma quantidade de energia muito maior que a 2a? 
36 
 
9. Num computador foram armazenados dados sobre os elementos químicos. Ele foi 
alimentado com um programa que continha vírus e modificou o programa original, em 
resposta, imprimiu a tabela: 
 
I II III IV V 
Símbolo do 
Elemento 
Nox Eletronegatividade Raio Atômico 
(Aº) 
Energia 
Ionização 
(kJ/mol) 
Ba +2 4,0 2,22 502,9 
Ca +2 2,5 1,97 589,8 
Ni +2 e +3 1,8 1,24 736,9 
C +4 a -4 1,0 0,91 1086,4 
F -1 0,7 0,71 1681,1 
 
Sabe-se que o vírus causou a inversão total de apenas uma das colunas da tabela. Qual a coluna 
que houve inversão? Justificar a resposta. 
 
10. A variação da energia de ionização dos elementos do 2º período se dá, segundo a tabela: 
 
Elemento 
químico 
Li Be B C N O F Ne 
Carga 
nuclear 
+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 +10 
Energia de 
Ionização 
(KJ/mol) 
 
520 
 
899 
 
801 
 
1086 
 
1402 
 
1314 
 
1681 
 
2081 
 
a) Como se explica a variação da energia de ionização dos elementos Be e B e entre 
N e O ? Justifique sua resposta. 
b) Explique como varia o raio atômico dos elementos acima. Justifique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
CÁTIONS – ÍONS POSITIVOS 
 
 
 Valência I 
 
Valência II 
 
 
 
 
Valência 
III 
 
 
 
 
Valência IV 
 
 
 
 
Valência 
V 
H+ Hidrogênio Be2+ Berílio Bi3+ Bismuto Sn4+ Estanho IV As5+ Arsênio V 
Li+ Lítio Mg2+ Magnésio Al
3+ Alumínio Pb4+ Chumbo IV Sb5+ Antimônio 
V 
Na+ Sódio Ca2+ 
Cálcio Fe3+ Ferro III Mn4+ Manganês 
IV 
 
K+ Potássio Sr2+ Estrôncio Co3+ Cobalto III Pt4+ Platina IV 
Rb+ Rubídio Ba2+ Bário Ni3+ Níquel III Si4+ Silício 
Cs+ Césio Ra2+ Rádio Cr3+ Crômio III 
Fr+ Frâncio Zn2+ Zinco Au3+ Ouro III 
Au+ Ouro I Cd2+ Cádmio As3+ Arsênio III 
Ag+ Prata Fe2+ 
Ferro II Sb3+ Antimônio 
III 
 
Cu+ Cobre I Co2+ Cobalto II 
Hg+ 
Mercúrio 
I 
Ni2+ 
Níquel II 
 Cr2+ Crômio II 
 Cu2+ Cobre II 
 
Hg2+ 
Mercúrio 
II 
 
 Sn2+ Estanho II 
 
Pb2+ 
Chumbo 
II 
 
 
 
Mn2+ 
Manganês 
II 
 
 Pt2+ Platina II 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
ÂNIONS – ÍONS NEGATIVOS 
 
 
 Valência I Valência II Valência III 
F
- Fluoreto H2PO2
-
 Hipofosfito S2- Sulfeto P3- Fosfeto 
Cl 
- Cloreto PO3
-
 Metafosfato SO4
2- Sulfato PO4
3- (Orto) Fosfato 
ClO
- Hipoclorito SCN
-
 Sulfocianato SO3
2- Sulfito BO3
3- Borato 
ClO2
-
 Clorito CN- Cianeto S2O3
2- Tiossulfato Fe(CN)6
3- Ferricianeto 
ClO3
-
 Clorato CNO
-
 Cianato S2O7
2- Pirossulfato AsO3
3- Arsenito 
ClO4
-
 Perclorato OCN
- Isocianato S2O8
2- Persulfato ASS3
3- Sulfoarsenito 
Br 
- Brometo CNS
- Tiocianato S2O4
2- Hipossulfito ASO4
3- Arseniato 
BrO 
-
 Hipobromito 
H3C 
C00
-
 
Acetato S2O6
2- Hipossulfato ASS4
3- Sulfoarseniato 
BrO3
-
 Bromato AlO2
- Aluminato CO3
2- Carbonato SbO3
3- Antimonito 
IO 
-
 Hipoiodito MnO4
- Permanganato C2O4
2- Oxalato SbO4
3- Antimoniato 
IO3
-
 Iodato H
-
 Hidreto CrO4
2- Cromato SbS3
3- Sulfoantimonito 
IO4
-
 Periodato OH
-
 Hidróxido Cr2O7
2- Dicromato SbS4
3- Sulfoantimoniato 
NO2
-
 Nitrito O2
2- Peróxido MnO4
2- Manganato Valência IV 
NO3
-
 Nitrato SiO3
2- Metassilicato P2O7
4 - Pirofosfato 
HSO4
-
 Bissulfato MoO4
2- Molibdato Fe(CN)6
4 - Ferrocianeto 
HSO3
-
 Bissulfito HPO3
2- Fosfito Sb2O7
4 - Piroantimoniato 
HS
-
 Bissulfeto SnO3
2- Estanito SiO4
4 - (Orto) Silicato 
HCO3
-
 Bicarbonato SnO2
2- Estanato 
 SnS2- SuIfoestanato 
 ZnO2
2- Zincato 
 O2- 
Óxido 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
Um dos aspectos mais intrigantes da química é o estudo das forças que agem entre 
os átomos. As mais fortes destas forças, denominadas ligações químicas, são as forças que 
unem átomos formando moléculas, agrupamento de átomos ou sólidos iônicos. 
 
É uma propriedade que quase todos os átomos possuem é a capacidade de se 
combinar com outros átomos para produzir espécies mais complexas, através das forças 
que agem entre os átomos que os mantém unidos. A maneira pela quais os átomos formam 
essas ligações está relacionada com suas estruturas eletrônicas. 
 
Quando os átomos interagem para formar uma ligação, apenas suas porções mais 
externas entram em contato. Para ressaltar a camada mais externa (também chamada de 
valência) de elétrons, usamos um tipo especial de notação chamada de símbolos de Lewis 
(LEWIS, G, 1845-1946) (Tabela 6). 
 
 
Tabela 6 – Elementos representativos e a estrutura de Lewis. 
 
GRUPO ELÉTRONS DE 
VALÊNCIA 
ESTRUTURA DE 
LEWIS 
OBSERVAÇÕES 
1 1 X • Cede elétron 
2 2 X•• Geralmente cede 
elétron 
13 3 •X•• Idem 
14 4 ••X•• Cede ou Recebe 
elétron 
15 5 ••X••• Recebe elétron 
16 6 •••X••• Recebe elétron 
17 7 ••••X•••• Recebe elétron 
 
Obs.: Os gases nobres não reagem, pois já estão estáveis com 2 ou 8 elétrons. 
 
 
Valência: é a capacidade de um átomo formar ligações. 
 
40 
 
Os compostos iônicos incluem sais, óxidos, hidróxidos e a maioria dos compostos 
inorgânicos. Os sólidos iônicos são mantidos pela força de atração eletrostática entre os 
cátions e os ânions. 
 
A ligação iônica ocorre entre elementos que possuem baixa energia de ionização 
(geralmente metais), isto é, necessitam de pouca energia para remover o elétron da última 
camada transformando-o em cátion com elementos que possuem alta eletronegatividade 
(geralmente não-metais) que possuem a tendência de receber elétrons, transformando-o 
em ânion. (Figura 5 e Tabela 7). A ligação iônica resulta da atração entre os íons com 
cargas opostas. 
 A formação de uma substância iônica é, por exemplo, a reação entre os átomos de 
lítio e flúor. 
Li 1s2 2s2 e F 1s2 2s2 2p5 
 
Quando reagem, o átomo de lítio perde o elétron de sua subcamada 2s e tornar-se 
Li+, assumindo, assim, uma configuração eletrônica idêntica à do gás nobre hélio. 
 
Li(1s22s2) Li+(1s2) + 1e- 
 
O elétron perdido pelo átomo de lítio é recebido pelo átomo de flúor, que passa a 
íon fluoreto, F-. Esse íon passa a ter a configuração idêntica ao gás nobre neônio. 
 
F(1s22s22p5) + 1e-F-(1s22s22p6) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE 
Figura 5 – Eletronegatividade segundo Lewis. 
 
 
Tabela 7 – Porcentagem (%) de carater iônico em uma ligação simples. 
 
Diferença de 
Eletrone-
gatividade 
 
0,1 
 
0,2 
 
0,3 
 
0,4 
 
0,5 
 
0,6 
 
0,7 
 
0,8 
 
0,9 
 
1,0 
 
1,1 
 
1,2 
 
1,3 
 
1,4 
 
1,5 
 
1,6 
% de Caráter 
Iônico 
0,5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43 47 
 
Diferença de 
Eletrone-
gatividade 
 
1,7 
 
1,8 
 
1,9 
 
2,0 
 
2,1 
 
2,2 
 
2,3 
 
2,4 
 
2,5 
 
2,6 
 
2,7 
 
2,8 
 
2,9 
 
3,0 
 
3,1 
 
3,2 
% de Caráter 
Iônico 
51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92 
 
 
 
42 
 
Uma vez formado, os íons Li+ e F-, atraem-se um pelo outro, devido as suas cargas 
opostas. Esta atração constitui a ligação iônica. 
 Quando uma reação entre o lítio e o flúor ocorre, ela envolve um enorme número de 
átomos, e igualmente, um enorme número de íons é formado. Esses íons agregam-se para 
formar o sólido iônico LiF. No cristal LiF, cada cátion (Li+) é cercado e igualmente atraído 
por seis ânions (F-) e cada ânion é igualmente atraído pelos seis cátions que o cercam. 
 O que causa a formação de uma ligação iônica é o decréscimo de energia das 
partículas que se liga para formar o composto. Associa-se o decréscimo de energia de um 
sistema a um aumento em sua estabilidade. 
 
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR 
 
 É a ligação que se faz entre átomos com tendência a receber o par de elétrons, 
através do compartilhamento de pares eletrônicos. Na ligação covalente o par é sempre 
formado por um elétron de cada átomo participante da ligação, isto é, nenhum átomo cede 
nem recebe elétrons. Esta ligação surge quando o par de elétrons de spins opostos torna-se 
comuns aos átomos que se ligam. 
 Consideram-se dois átomos de H para formar H2 
 H tende a receber 1 elétron para se estabilizar. Uma forma que ambos adquirem 
estabilidade é através do compartilhamento do par de elétrons. 
H• e H• formando H •• H 
Assim, 
1. Os dois átomos de H estão com configuração do gás nobre He (estável); 
2. O par de elétrons é chamado de ligação covalente, pertence aos dois átomos; 
3. Existe vinculo material prendendo os átomos através do par de elétrons; 
4. A molécula é eletricamente neutra. 
 
Obs.: A notação eletrônica de G. Lewis é escrever o símbolo do elemento 
indicando o número de elétrons da camada de valência. 
 
A ELETRONEGATIVIDADE NA LIGAÇÃO COVALENTE 
 
 Quando dois átomos iguais (com a mesma eletronegatividade) se unem, o par de 
elétrons que constituem a ligação fica distribuído simetricamente na molécula. H : H 
 O par de elétrons da ligação covalente está sendo atraído com a 
praticamente a mesma força pelos dois átomos de H, por esse motivo, dizemos que a 
distribuição de cargas elétricas nesse conjunto é simétrica, isto é, a distância dos elétrons 
ao núcleo em cada átomo é a mesma. Mas nem sempre a distribuição de elétrons é 
43 
 
“honesta” em algumas ligações, como HCl, o par de elétrons, forma ligação covalente, 
embora pertença aos dois átomos, está submetido a uma atração maior por parte do cloro. 
H : Cl 
 Diz-se neste caso que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio. Este 
fenômeno sempre irá ocorrer quando a ligação covalente for estabelecida entre átomos 
com eletronegatividades diferentes. Neste caso temos uma ligação covalente polar. O 
termo polar deve-se a formação de pólos + e – na ligação química. 
 
 Hδ+ ...... Clδ- 
 Dipolo elétrico 
A letra δ (delta) representa a fração de carga. Quando a ligação covalente se estabelecer 
entre átomos de mesma eletronegatividade, recebe o nome de ligação apolar. 
 
F , O, N, Cl, Br, S, I, C, ...... P, H, B, Al, Mg, Ca, Sr, Li, Na, Ba, Ra, K, Rb, Cs, Fr 
 4,0 ; 3,5; 3,0; 2,8; 2,5; 2,1; 2,0; 1,5; 1,2; 1,0; 0,9; 0,8; 0,7 
 
Obs.: A ligação iônica surge quando a diferença entre eletronegatividades é muito grande 
entre os átomos. É um caso de polarização excessiva. 
Ligação iônica quando se tem diferença maior que 1,9 e 
Ligação covalente quanto se tem diferença menor que 1,9. 
Na prática moléculas simétricas são apolares e assimétricas são polares. 
 
 
LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA 
 
 É a união entre átomos que é estabelecida por meio de pares de elétrons, porém de 
modo que o par seja “cedido” apenas por um dos átomos. 
É aquela que compartilha o par de elétrons, sendo estes provenientes de um dos 
átomos. O par de elétrons após a ligação coordenada pertence ao conjunto. 
 
Obs.: Não confunda ligação covalente coordenada com ligação iônica, pois na ligação 
coordenada não há doação de elétrons. 
 
 
 
 
 
44 
 
REQUESITOS PRÁTICOS PARA CONSTRUIR FÓRMULAS ELETRÔNICAS E 
ESTRUTURAIS 
 
1. Verificar o número de elétrons na camada de valência de todos os átomos 
participantes da ligação. A seguir faça as ligações covalentes normais possíveis; 
2. Construir as ligações covalentes normais até que o átomo central fique com oito 
elétrons; 
3. Ligar os átomos restantes ao átomo central por ligações coordenadas; 
4. Não existe dupla ou tripla coordenada entre dois átomos; 
5. Geralmente a coordenada aparece entre átomos de elementos diferentes. 
Ex. SO2 (gás sulfuroso); H2SO3 (ácido sulfuroso) 
SO3 (gás sulfúrico); H2SO4 (ácido sulfúrico) 
 
LIGAÇÕES METÁLICAS 
 
 Os metais apresentam algumas propriedades completamente diferentes daquelas 
apresentadas por outras substâncias. A maioria dos metais é sólida à temperatura 
ambiente (25ºC), com exceção do Hg, que é líquido e tem brilho característico que é 
chamado de aspecto metálico, de cor prateada, à exceção do Cu que é avermelhado e o Au 
que é dourado. A maior parte dos metais são bons condutores de calor e eletricidade, tanto 
no estado sólido como no líquido. 
 Através de raios-X pode-se observar que os retículos cristalinos dos metais sólidos 
consistem em agrupamento de cátions, rodeados por um “mar de elétrons”. Esses 
elétrons são provenientes da camada de valência dos respectivos átomos e não são atraídos 
por nenhum núcleo em particular, eles estão deslocalizados. Esses elétrons ocupam o 
retículo cristalino do metal por inteiro e a liberdade que têm de se moverem através do 
cristal é responsável pelas características dos metais. 
 As forças de atração entre os elétrons livres e os cátions determinam a forma rígida 
e cristalina dos metais. Veja quais elétrons estão deslocalizados e, consequentemente, são 
suscetíveis de mobilização nos exemplos a seguir: 
 11Na [Ne] 1s
1 
 26Fe [Ar] 3d
6 4s2 
 47Ag [Kr] 4d
10 5s1 
 
Observam-se nesses exemplos que os elétrons são facilmente removíveis. Desta forma, o 
retículo cristalino seria formado por íons positivos (cátions) rodeados por uma nuvem de 
elétrons que provém da mobilidade dos elétrons deslocalizados (modelo da nuvem 
eletrônica ou modelo do mar de elétrons). 
45 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS METAIS 
 
 
- PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO ELEVADOS: Como os metais estão na forma 
iônica é de se supor que quanto maior a carga dos íons, maior será a energia necessária 
para romper a estrutura, consequentemente maior o P.F. e P.E. 
 
 
- CONDUÇÃO DE ELETRICIDADE E CALOR: Quando submetidos a uma ddp, os 
elétrons móveis da nuvem eletrônica passam ter movimento ordenado, formando um 
fluxo, que recebe o nome de corrente elétrica. Esta passagem provoca aumento de 
temperatura, pois os elétrons chocam contra os íons positivos dando-lhes mais energia. 
Observa-se que quanto maior a temperatura dificulta a condução de corrente elétrica, pois 
gera mais vibração dos íons positivos, dificultando o fluxo de elétrons. 
 
 
- DUCTIBILIDADE E MALEABILIDADE: Quando os íons do retículo cristalino 
sofrem a ação de uma pressão qualquer, eles podem deslocar-se uns sobre os outros, 
formando novas formasdentro do arranjo cristalino. Exemplo de metais dúcteis: Ouro e 
Cobre - metais fáceis de serem transformados em fios. Exemplo de metais maleáveis, ou 
seja, fácil de transformar em lâminas: Ouro, Alumínio, Prata, etc.. 
 
 
FORMAÇÃO DE LIGAS METÁLICAS 
 
 Materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elementos, sendo 
que pelo menos um deles é metal. 
 As propriedades de uma liga geralmente são diferentes dos seus elementos 
constituintes. (Tabela 8) 
 
Exemplos: 
 
- AUMENTO DA DUREZA: Liga de ouro de joalheria (Au, Ag e Cu); 
- AUMENTO DA RESISTÊNCIA MECÂNICA: Aço ( Fe e C ). 
- DIMINUIÇÃO DO P.F.: Liga de metal fusível (Bi, Pb, Sn e Cd); 
 
 
 
46 
 
Tabela 8 – Composição de Ligas Metálicas e suas Aplicações. 
 
Liga Metálica Composição Aplicações 
 
Amálgama dental (Hg 50% + Ag 50%) Obturações dentárias 
 
Aço (Fe ~ 98,5% + C(0,5 a 1,7%) 
traços Si, S e P 
Empregado nas mais 
diversas ligas destinadas a 
diferentes aplicações. 
 
Aço Inoxidável Aço 74% + Cr 18% + Ni 
8%) 
Talheres, Utensílio de 
cozinha, Peças de carro, 
Brocas. 
 
Bronze Comum (Cu 90% + Sn 10%) Sinos, Moedas, Estátuas. 
 
Latão Amarelo (Cu 67% + Zn 33%) Tubos, Radiadores, Armas, 
Cartuchos, Torneiras. 
 
Solda Elétrica (Pb 67% + Sn 33%) Solda usada por funileiros e 
eletricistas. 
 
Ouro 18 quilates (Au 75% + Ag 12,5% + Cu 
12,5%) 
Joalheria, próteses, circuitos 
eletrônicos de alto 
desempenho. 
 
Liga Wood (Bi 50% + Pb 27% + Sn 13% 
+ Cd 10%) 
Usada em fusíveis para 
instalações elétricas. Baixa 
fusibilidade, PF - 68oC. 
 
 
 
EXERCÍCIOS SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
1. Explique as diferenças existentes entre uma ligação iônica e uma ligação covalente. 
 
2. O composto Cl2O e iônico ou molecular? Por quê? 
 
3. O número atômico de um elemento X é 29 e o de outro elemento Y é 16: 
 a) Dar a configuração eletrônica de cada um deles. 
 b) Identificar o metal e o não metal. 
c) Escreva as fórmulas eletrônica e empírica do composto. 
 
4. Escreva as fórmulas eletrônicas, iônicas e empíricas dos compostos obtidos entre os 
seguintes elementos: 
 a) K (Z=19) e S (Z=16) b) Mg (Z=12) e Cl (Z=17) 
 c) Ca (Z=20) e N (Z=7) d) Al (Z=13) e Se (Z=34) 
47 
 
5. I) Mostre, pela representação de Lewis, as ligações entre os elementos mencionados em 
cada item abaixo: 
 a) 20Ca e 17Cl b) 37Rb e 8O 
 c) 19K e 1H d) 38Sr e 7N 
 e) 13Al e 8O 
 
II) Escreva o íon-fórmula de cada um dos compostos acima. 
 III) Qual a carga adquirida pelos cátions e ânions no exercício acima? 
 
 
6. Complete o quadro abaixo com as fórmulas das substâncias que podem ser obtidas 
pelos cátions e ânions indicados (veja os dois exemplos citados): 
 
 K+ Sr2+ Al3+ Ba2+ H1+ 
 
Br1- 
 
 SrBr2 
PO4 3- 
 
 
SO3
2- 
 
 
OH1- 
 
 
O2- 
 
 
S2- 
 
 
 
 
7. Faça as fórmulas eletrônicas dos compostos formados pelos elementos: 
 a) bromo e rubídio e) cloro e alumínio 
 b) sódio e oxigênio f) enxofre e césio 
 c) flúor e magnésio g) cloro e rádio 
 d) nitrogênio e alumínio h) hidrogênio e cálcio 
 
 
8. Escreva as fórmulas iônicas dos compostos obtidos pelos elementos abaixo e 
escreva também as respectivas reações de síntese: 
 a) flúor e alumínio e) selênio e sódio 
 b) bário e hidrogênio f) lítio e enxofre 
 c) cálcio e enxofre g) fósforo e magnésio 
 d) cloro e lítio h) potássio e fósforo 
 
 
48 
 
9. O gráfico a seguir mostra a variação de energia na formação do hidrogênio gasoso, 
em função da distância d entre os núcleos. 
 
 
Responda as seguintes questões: 
 a) Em qual ponto os átomos estão isolados? 
 b) Onde os átomos já podem sofrer atração? 
c) Em que ponto ocorre um equilíbrio entre todas as forças de atração e repulsão? 
d) Lembrando que quanto menor a energia, maior a estabilidade do sistema, qual o 
ponto de maior estabilidade? 
 e) Em que ponto ocorreu à ligação covalente? 
f) No ponto 4 os átomos estão mais próximos do que no estado de equilíbrio. 
Quais as forças que prevalecem neste ponto? 
 
10. Faça as fórmulas eletrônicas, estruturais e moleculares dos compostos obtidos pelos 
elementos abaixo: 
 a) hidrogênio e fósforo g) cloro e enxofre 
 b) bromo e iodo h) bromo e nitrogênio 
 c) iodo e nitrogênio i) flúor e oxigênio 
 d) flúor e boro j) flúor e nitrogênio 
 e) hidrogênio e selênio l) cloro e carbono 
 f) carbono e enxofre m) oxigênio e bromo 
 
 
11. Faça as fórmulas moleculares dos compostos obtidos pelos elementos abaixo e 
escreva a respectiva reação de síntese: 
 a) cloro e fósforo e) fósforo e bromo 
 b) iodo e hidrogênio f) flúor e hidrogênio 
 c) hidrogênio e enxofre g) boro e flúor 
 d) oxigênio e carbono h) flúor e carbono 
 
 
49 
 
12. Escreva as fórmulas eletrônicas e estruturais planas dos seguintes óxidos: 
 
 a) I2O7 b) N2O5 c) Cl2O7 d) SO3 e) B2O3 f) I2O5 
 
13. Escrever as fórmulas eletrônica e estrutural plana dos seguintes compostos: 
 
a) CH4 b) H2S c) HI d) HCN e) CO2 f) HNO3 
g) HClO4 h) H2SO4 i) H3PO4 j) H3PO3 k) H3PO2 l) KIO3 
m) H4P2O7 n) KNO3 o) Na2SO4 
 
14. Faça as fórmulas estruturais espaciais e indique por δ+ e δ- as polarizações das 
ligações nos seguintes compostos: 
 
a) HI b) H2S c) PBr3 d) CO2 e) CH4 f) BCl3 
 
15. Dadas as ligações: H - Cl; H - I; H - O; H - H; H - Br; H - N; H - F 
 Coloque-as em ordem crescente de polaridade. 
 
 
16. Faça as estruturas espaciais das substâncias abaixo, indicando os momentos 
dipolares das ligações: 
 
 a) PBr3 b) BCl3 c) CO2 d) Br2O e) CF4 f) OF2 
 
 
 
FORMA GEOMÉTRICA (VSEPR) E POLARIDADE DA MOLÉCULA E NOX 
 
GEOMETRIA MOLECULAR 
 
É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula. 
Esta pode assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos que a compõem. As 
principais classificações são linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica. 
Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer a teoria da 
repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. 
 
Teoria da repulsão dos pares eletrônicos (VSEPR) 
 
VSEPR (Valence Shell electron-pair repulsion theory) 
Tradução: Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. 
 
50 
 
 Este método visa determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao 
redor do átomo central numa molécula e a partir disto, determinar a geometria da 
molécula. 
 
Baseia-se na idéia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo 
central estejam fazendo ligação química ou não, eles se comportam como nuvens 
eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros. 
Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou 
mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química. 
 
Essa teoria funciona bem para moléculas do tipo AXnE , em que A é o átomo 
central, X é chamado elemento ligante e E representa o par de elétrons solitários de 
A. 
 De acordo com essa teoria, os pares de elétrons da camada de valência do átomo 
central (A) se repelem, produzindo o formato da molécula. Assim, se houver 2 nuvens 
eletrônicas ao redor de um átomo central, a maior distância angular que elas podem 
assumir é 180o. No caso de três nuvens, 120o, sendo que é de extrema importância analisar 
se a ligação é covalente ou iônica. 
 
 
REGRAS PARA CONSTRUÇÃO DA FORMA GEOMÉTRICA 
 
1. A energia total deve ser mínima entre o Átomo Central (A) e os Ligantes (X); 
2. A repulsão entre pares de elétrons depende dos pares eletrônicos estarem 
compartilhados ou não: 
I. Se tiverem com dois pares compartilhados, a repulsão é mais fraca; 
II. Se tiverem um par solitário e um ou dois pares compartilhados, a repulsão é 
intermediária; 
III. Se tiverem dois pares solitários, a repulsão é mais forte. 
3. As forças repulsivasdecrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre pares. 
Fortes: ângulo de 90º; Fracas: ângulo de 120º; Extremamente fracas: ângulo de 180º. 
 
NÚMERO ESTÉRICO 
 
É o número total de pares eletrônicos solitários e compartilhados ao redor do átomo. 
 
No estérico = Aligados + Esolitários 
 
51 
 
Obs.: Se houver ligações múltiplas, o número estérico de um átomo é definido como a 
soma do número de átomos ligados a ele mais o número de pares solitários. 
 
Tipos de Geometria Molecular 
 
Linear: Ocorre em toda molécula diotômica ou em toda molécula em que o átomo 
central possui no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de valência. 
Exemplo: Ácido Clorídrico (HCl) e gás carbônico (CO2). 
 
Angular: Ocorre quando o átomo central tem três ou quatro nuvens eletrônicas em 
sua camada de valência. No caso de três, duas devem estar fazendo ligações químicas e 
uma não, formando um ângulo de 120o entre os átomos ligantes. 
 Quando há quatro nuvens, duas devem fazer ligações químicas e duas não, 
formando um ângulo de 104° 34' (104,45°) entre os átomos. Exemplo: H2O. 
 
POLARIDADE 
 
Pares de elétrons não ligantes como outros "H" ligados ao oxigênio, a repulsão 
chega a um valor 104°5'. O ângulo é um pouco menor do que configuração tetraédrica 
do gás metano (109°28"), devido ao fato da repulsão de elétrons livres ser maior que a 
repulsão de elétrons estabelecendo uma ligação com outro átomo. 
 
 
Polarização das Moléculas 
 
A Polarização pode ser definida através da eletronegatividade dos átomos ligados ou do 
cálculo da somatória vetorial entre os ligantes e o átomo central. 
 
I. Eletronegatividade: 
Moléculas Apolares: ocorre geralmente quando se têm átomos com 
eletronegatividades iguais. 
52 
 
Moléculas Polares: ocorre quando se têm átomos com eletronegatividades 
diferentes. 
 
II. Somatória Vetorial 
1. Quando a somatória vetorial dos momentos dipolares for igual a zero, temos simetria 
elétrica e geométrica. Portanto a molécula é Apolar (µR=0). 
2. Quando a somatória vetorial dos momentos dipolares for diferente de zero, não 
temos simetria elétrica e geométrica. Portanto a molécula é Polar. (µR ≠0). 
Obs: Momento dipolar (µ) é a grandeza vetorial que mede a polaridade da molécula. 
 
Representação do Diagrama de Energia da Molécula de Água e a Soma 
Vetorial 
 
Na molécula de água observa-se a presença de dois pares de elétrons não ligantes 
ou livres, responsáveis pela forma angular da água. Sendo assim, caso haja a soma dos 
vetores das ligações, verifica-se que a molécula é polar, ou seja, a resultante da soma 
dos vetores é diferente de zero. 
 
Figura 1–Representação do diagrama de energia com o par de elétrons livres do 
oxigênio. 
Usa-se a soma dos vetores µ para sabermos se uma dada molécula é polar ou apolar. 
 
Trigonal plana: Ocorre somente quando o átomo central tem três nuvens eletrônicas 
em sua camada de valência. Estas devem fazer ligações químicas, formando um ângulo 
de 120o entre os átomos ligados ao átomo central. Exemplo: BF3, BH3 
Obs.: No caso das nuvens eletrônicas for de ligações químicas e uma de elétrons não 
ligantes a geometria é angular e o ângulo é de 120º. 
53 
 
 
 
Piramidal: Ocorre quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do 
átomo central, sendo que três fazem ligações químicas e uma não. Os três átomos 
ligados ao átomo central não ficam no mesmo plano. O ângulo é de 107°. Exemplo: 
amônia, NH3. 
 
 
 
Tetraédrica: Ocorre quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do 
átomo central e todas fazem ligações químicas. O átomo central assume o centro de um 
tetraedro regular. Ângulo de 109º 28‘. Exemplo CH4 (metano). 
 
 
 
Bipiramidal: Ocorre quando há cinco nuvens eletrônicas na camada de valência do 
átomo central, todas fazendo ligação química. O átomo central assume o centro de uma 
bipirâmide trigonal, sólido formado pela união de dois tetraedros por uma face comum. 
Exemplo PCl5. Os ângulos entre as ligações são 120o e 90o. 
 
Octaédrica: Ocorre quando há seis nuvens eletrônicas na camada de valência do 
átomo central e todas fazem ligações químicas formando ângulos de 90o e 180o. 
Exemplo: SF6 
 
 
54 
 
EXERCÍCIOS 
1. Faça as estruturas espaciais de Lewis das substâncias abaixo, indicando os momentos 
dipolares das ligações e das moléculas: 
a) PBr3 b) BCl3 c) CO2 d) Br2O e) CF4 f) OF2 
 
2. Dadas às substâncias abaixo, utilize as estruturas de Lewis e a teoria de VSEPR, diga 
qual a forma geométrica de suas moléculas, se são polares ou apolares e os ângulos de 
ligação existentes em cada caso: 
a) CCl4 b) H2 c) SF4 d) CS2 e) SOCl2 f) NH3 
g) PCl3 h) Br2 i) CO j) H2S l) CH2Cl2 m) BF3 
n) CHCl3 o)NO2F p) PF5 q) CO32- 
 
3. Construir a fórmula eletrônica do tetracloreto de carbono CCl4. Imagine agora que, para 
cada ligação química no CCl4 o par eletrônico seja cedido para o átomo mais 
eletronegativo. Assim o átomo de carbono adquire uma carga igual a .........., e cada átomo 
de cloro adquire uma carga formal igual a ......... Logo o Nox do carbono é igual a ......... e o 
cloro o Nox é igual a ........ . 
 
4. Dar o número de oxidação de cada elemento químico nas seguintes moléculas: 
O2 ; S8 ; H2 ; P4 ; F2 
 
5. Construir as fórmulas eletrônicas dos seguintes compostos e radicais, determinando o 
número de oxidação de cada átomo que neles comparece: 
a) H3PO4 b) H3PO2 c) NaNO3 d) LiH e) MgO2 f) Ba(ClO4)2 
g) OF2 h) NaHSO4 i) CH2O j) K2O2 k) SO3
2- l) H3AsO4 
m) BrO3
1- n) MnO4
2- o) Ca2+ p) NH4
1+ 
 
6. Aplicando as regras práticas, dar o Nox de cada elemento químico em: 
a) Cr2O7
2- b) NO2
1- c) H2S2O3 d) Na2O2 e) K2MnO4 f) MgO 
g) H4P2O7 h) C4H10 i) Na2P2O7 j) HPO3
2- l) Ca3(BO3)2 m) NaH 
n) CaO2 o) PuO2
2+ p) NH4
1+ q) CaSnO2 r) Cd(NO3)2 s) HgI4
2- 
 
7. Qual das seguintes espécies F1-, BrO1-, ClO3
1-, ClO4
1-, apresenta o átomo de halogênio 
com maior número de oxidação? 
 
8. Dar o número de oxidação de cada átomo de carbono nos compostos: 
55 
 
OHCH2CH3 CH3 C
O
H
CH3 CH2 Cl CH3CH3 C
O
(a) (b) (c) (d) 
 
 
 
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
 
 O assunto Interações Intermoleculares é de grande importância em qualquer área 
da química. O objetivo do estudo das Interações Intermoleculares é investigar o que 
mantém as moléculas unidas nos estados líquido e sólido assim como observar quais são as 
forças responsáveis pela existência dos três estados físicos da matéria. O aluno deverá: 
- Saber distinguir quando as moléculas estão ligadas pelas forças de van der Waals, pelas 
interações dipolo-dipolo, pelas interações dipolo-dipolo permanente, pelas forças de 
London ou pelas ligações do hidrogênio. 
- Saber quais são as conseqüências destas interações, em compostos iônicos e/ou 
covalentes. 
- Saber porque alguns compostos com menores massas moleculares possuem maiores 
pontos de fusão e ebulição. 
 
 
Nos compostos iônicos, os íons (+) cátions e (-) ânions, estão agregados por forças 
de coesão muito intensas, de caráter elétrico, são responsáveis pela natureza sólida e pelos 
altos pontos de fusão e ebulição que caracterizam os compostos iônicos, também chamados 
de retículos iônicos. 
Já nos compostos moleculares, as forças de coesão aparecem nos três estados 
físicos da matéria, uma vez que existe uma diferença de intensidade nas interações entre as 
moléculas. No estado gasoso as moléculas se encontram bastante separadas, 
movimentando-se com grande liberdade, indicando que não existem interações entre essas 
moléculas. No estado líquido elas se encontram mais próximas e unidas, movimentando-se 
com menor liberdade, indicando que ocorre uma interação entre as moléculas. No estado 
sólido já temos moléculas bem organizadas e ainda mais próximas com movimento muito 
restringido, isto indica que a interação é muito grande. 
 Para ocorrer mudança de estado