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Prof. Barbieri
UNIDADE I
Química Básica 
O que é um modelo atômico?
 É uma tentativa de imaginar (visualizar) o átomo. Sendo o átomo a menor estrutura da 
matéria. Se entendermos o átomo, entenderemos melhor o mundo.
 Tudo começou na Grécia quando Demócrito e Leucipo (século V a.C.) defenderam a ideia de 
que a matéria era composta por pequeníssimas partículas.
Dalton (1807) – Modelo chamado de Bola de Bilhar
Século XIX – Dalton “ressuscita” a Teoria Atômica. A Química sofreu uma grande evolução. 
Dalton propôs:
 A matéria é composta por pequenos corpúsculos, que não se 
subdividem – os átomos;
 Os átomos do mesmo elemento são iguais entre si – têm a 
mesma massa;
 Os átomos não podem ser criados nem destruídos.
Constituição da matéria e estrutura atômica
Thomson (1904) – Modelo de Pudim de Passas
 Thomson realizou uma série de experiências utilizando um tubo de raios catódicos (tubo 
semelhante aos tubos existentes no interior dos televisores). 
 Ao estudar as descargas no interior desse aparelho, Thomson descobriu o elétron.
Constituição da matéria e estrutura atômica
Observava-se uma fluorescência 
esverdeada devido à existência 
de partículas de carga negativa 
que saem dos átomos do cátodo. 
 Thomson provou que os elétrons eram corpúsculos dotados de carga 
elétrica e de massa, que fazem parte de toda a matéria.
 O átomo era uma esfera maciça de carga elétrica positiva, estando 
os elétrons dispersos na esfera.
 O número de elétrons seria tal que a carga total do átomo seria zero.
Fonte: Feltre (2005, p. 55). Fonte: livro-texto
Rutherford (1911) – Modelo atômico de Rutherford (“planetário”)
 Em 1908 realizou uma experiência que lhe permitiu propor um novo modelo atômico.
 Existe no interior do átomo uma região central positiva – o núcleo, que exerce fortes forças 
repulsivas sobre as partículas alfa. 
Constituição da matéria e estrutura atômica
Fonte: Feltre (2005, p. 56).
 O átomo é uma estrutura praticamente vazia e não 
uma esfera maciça.
É constituído por:
 Núcleo muito pequeno com a carga positiva, 
onde se concentra quase toda a massa do átomo.
 Elétrons com carga negativa se movendo em
volta do núcleo.
Constituição da matéria e estrutura atômica
Fonte: adaptado de: livro-texto.
Fonte: Feltre (2005, p. 56).
Bloco de chumbo
Abertura Partículas alfa que
ricochetearam Partículas alfa
desviadas
Tela
fluorescente
Partículas alfa que
atravessaram sem
se desviarFolha de ouro finíssima
Feixe de
partículas alfa
Elemento 
radioativo
(alfa emissor)
Bohr (1913)
 Niels Bohr trabalhou com Thomson e posteriormente com Rutherford.
 Tendo continuado o trabalho desses dois físicos, aperfeiçoou, 
em 1913, o modelo atômico de Rutherford.
 Cada órbita correspondia a um nível de energia
bem definido do elétron.
 O elétron gira em torno do núcleo em órbitas 
circulares de energia constante (estados estacionários), 
também chamadas camadas ou níveis energéticos.
Constituição da matéria e estrutura atômica
 Bohr verificou que fornecendo energia elétrica, térmica, a um 
átomo, um ou mais elétrons a absorvem e saltam para níveis 
mais afastados do núcleo. 
 Ao voltarem às suas órbitas originais, devolvem a energia 
recebida em forma de luz.
Fonte: adaptado de: 
livro-texto.
Fonte: Feltre (2005, p. 55).
n = 3
n = 2
n = 1
Emissão
de fóton
Energia 
crescente
O átomo é constituído de:
 Núcleo  prótons (p) (carga +) 
e nêutrons (n) (sem carga).
 Eletrosfera  elétrons (é) (carga 
(-), distribuídos em 7 camadas 
ou níveis energéticos).
Modelo atômico atual 
 Número de massa (A): é a soma do número de prótons (p), 
ou número atômico (z), e o número de nêutrons (n).
 Número atômico (Z): é o número de prótons existentes no 
núcleo de um átomo  Z = p.
 Número de nêutron (N): para encontrar a quantidade de 
nêutrons presentes em um átomo, é feita a subtração entre o 
número de massa (A) e o número atômico (Z).
Fonte: autoria própria
ou 
Próton
Nêutron
Elétron
+
0
-
 Massa atômica: é a massa de um átomo medida em unidade de massa atômica, sendo 
simbolizada por “u”.
Ex.: Na = 23 u ou corresponde a 1,660.10-24 g ou 1,660.10-27 kg 
 Molécula: é a menor parte da matéria capaz de caracterizar uma substância química pura. 
É constituída de um ou mais elementos.
Ex.: H2O: H2SO4 etc.
 Massa molecular: é a soma de todas as massas atômicas dos átomos que constituem um 
elemento químico ou uma molécula e é expresso em u.
Ex.: elemento Na = 23 u e elemento Cl = 35,3 u  substância NaCl  Na = 23 + 35,5 u = 58,5u
 Íons: elementos químicos que possuem números diferentes de 
prótons e elétrons, perderam ou ganharam elétrons, gerando
uma diferença de cargas.
 Ganham-se elétrons  ânions (-)
 Perdem-se elétrons  cátions (+)
Modelo atômico atual 
 Ao conjunto de átomos com o mesmo número atômico, damos o nome de 
elemento químico.
 Representação: de acordo com a Iupac (União Internacional de Química Pura e Aplicada), 
devemos indicar o número atômico (Z) e o número de massa (A) junto ao símbolo de um 
elemento químico ao representá-lo.
Ex.:
Modelo atômico atual 
Fonte: autoria própria
Fonte: autoria própria
Nome do elemento Carbono Ferro Cloro
Número de Massa (A) 12 56 35
Número Atômico (z) 6 26 17
Número de Prótons (p) 6 26 17
Número de Elétrons (e) 6 26 17
Número de Nêutrons (n) 6 30 18
 Comparando-se dois ou mais átomos, podemos observar algumas semelhanças entre eles. 
 A depender da semelhança, teremos para essa relação uma denominação especial.
Isótopos (valores iguais de prótons (P))
 Átomos que possuem mesmo número atômico e diferentes números de massa são 
denominados de isótopos. 
Ex.:
 Esses átomos possuem o mesmo número atômico e diferentes 
números de nêutrons, consequentemente, números de 
massas diferentes.
 Césio (55Cs
135 e 55Cs
137): o primeiro com número de massa 
igual a 135 e 80 nêutrons, e o segundo com número de massa 
igual a 137 e 82 nêutrons.
Semelhanças atômicas – Isótopos 
Fonte: autoria própria
Nome do elemento Cloro Cloro
Número de Massa (A) 35 37
Número Atômico (z) 17 17
Número de Prótons (p) 17 17
Número de Elétrons (e) 17 17
Número de Nêutrons (n) 18 20
Isóbaros (valores iguais de número de massa (A))
 Átomos que possuem mesmo número de massa e diferentes números atômicos são 
denominados de isóbaros. 
 Esses átomos possuem o mesmo número de nêutrons e 
diferentes números atômicos e de massa. 
Exemplos:
 22Ti
42
21Sc
42
20Ca
42
 Nos três casos, o número de massa é igual (A = 42), mas os 
números atômicos são diferentes.
Semelhanças atômicas – Isóbaros
Fonte: autoria própria
Nome do elemento Cálcio Potássio
Número de Massa (A) 40 40
Número Atômico (z) 20 19
Número de Prótons (p) 20 19
Número de Elétrons (e) 20 19
Número de Nêutrons (n) 20 21
Isótonos (valores iguais de número de nêutrons (N))
 Átomos que possuem mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos 
e de massa são denominados de isótonos. 
 Esses átomos possuem o mesmo número de nêutrons e 
diferentes números atômicos e de massa 
Exemplo: 17Cl
37 e 20Ca
40
 Potássio K: A = Z + n ⟹ 39 = 19 + n ⟹ n = 20
 Cálcio Ca: A = Z + n ⟹ 40 = 20 + n ⟹ n = 20
Semelhanças atômicas – Isótonos
Fonte: autoria própria
Nome do elemento Cálcio Potássio
Número de Massa (A) 40 39
Número Atômico (z) 20 19
Número de Prótons (p) 20 19
Número de Elétrons (e) 20 19
Número de Nêutrons (n) 20 20
Números quânticos: é o conjunto de 4 números que identificam um elétron de um átomo. 
 Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima 
probabilidade de se encontrar o elétron.
1. Número quântico principal (n): identifica o nível de energia do elétron.
 A eletrosfera é dividida em 7 partes chamadas camadas eletrônicas ou níveis de energia;
 Do núcleo para fora, essas camadas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. 
 Observação: os elétrons de
um átomo são colocados,inicialmente, nas camadas
mais próximas do núcleo.
Níveis e subníveis de energia e números quânticos
Fonte: adaptado de: livro-texto.
Camada K L M N O P Q
Nível n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 n = 6 n = 7
N. máximo de elétrons 2 8 18 32 32 18 2
Fonte: livro-texto
2. Número quântico secundário (l): identifica o subnível de energia do elétron.
 Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com o 
número máximo de elétrons possível em cada subnível; 
 Esses subníveis são identificados pelo chamado número quântico secundário ou azimutal (l) 
que assume valores de 0, 1, 2, 3 que são designados pelas letras s, p, d, e f, respectivamente. 
Níveis e subníveis de energia e números quânticos
Subnível s p d f
N. quântico secundário 0 1 2 3
Fonte: adaptado de: livro-texto.
Fonte: livro-texto
3. Número quântico magnético (m): identifica o orbital (orientação no espaço) do elétron
 É a região do espaço em que é máxima a probabilidade de se encontrar um determinado 
elétron.
 Os subníveis s, p, d, f contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 orbitais;
Esses orbitais nessas condições são identificados pelo chamado número quântico magnético 
(m) e são exemplificados como: 
 Em um mesmo orbital encontraremos,
no máximo, dois elétrons com spins opostos;
 Em um mesmo átomo, não existem dois
elétrons com quatro números quânticos iguais;
 Em um mesmo orbital, os elétrons possuem spins opostos.
Níveis e subníveis de energia e números quânticos
Fonte: adaptado de: 
livro-texto.
Subnível 
Número quântico 
magnético
Quantidade de 
orbitais
Capacidade máxima 
de elétrons
s 0 1 2
p -1, 0, +1 3 6
d -2, -1, 0, +1, +2 5 10
f -3, -2, -1,0, +1, +2, +3 7 14
4. Número quântico de spin (s): identifica o spin (rotação do elétron)
 Esse número tem a função de determinar qual o provável sentido da rotação, ao redor de 
seu próprio eixo, de um dado elétron.
 O valor do número quântico spin somente pode ser -1/2 ou +1/2.
 Um orbital preenchido por dois elétrons, obrigatoriamente, sempre terá um número spin
positivo e outro negativo.
Níveis e subníveis de energia e números quânticos
Fonte: adaptado de: livro-texto.
Elétrons antiparalelos
S N
N S
 Para determinar os números quânticos do elétron mais energético de qualquer 
elemento e, consequentemente, sua provável localização, devemos fazer a distribuição dos 
elétrons nos níveis e nos subníveis do átomo.
 Lembrando que o elétron mais energético é aquele que se encontra mais afastado do núcleo, 
ou seja, no último nível de energia, também chamado de camada de valência. 
 Todo elemento busca a estabilidade, a qual é alcançada quando este se encontra no mais 
baixo nível de energia possível.
 A distribuição dos elétrons, em ordem crescente de
energia, é demonstrada no chamado diagrama de energia.
Distribuição eletrônica 
Fonte: adaptado de: livro-texto.
K 1s2
L 2s2 2p6
M 3s2 3p6 3d6
N 4s2 4p 4d 4f
O 5s 5p 5d 5f
P 6s 6p 6d
Q 7s 7p
De acordo com o diagrama de energia demonstrado abaixo, faça a distribuição eletrônica do 
elemento sódio (11Na) e determine o número quântico principal (n) e secundário (l).
a) 1s2 / 2s2 2p6 / n = 2 e l = 1.
b) 1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 / n = 3 e l = 0.
c) 1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p1 / n = 3 e l = 0.
d) 1s2 / 2s2 / n = 2 e l = 0.
e) 1s2 / 2s2 2p6 / 3s1/ n = 3 e l = 0.
Interatividade
Fonte: adaptado de: livro-texto.
K 1s2
L 2s2 2p6
M 3s2 3p6 3d6
N 4s2 4p 4d 4f
O 5s 5p 5d 5f
P 6s 6p 6d
Q 7s 7p
De acordo com o diagrama de energia demonstrado abaixo, faça a distribuição eletrônica do 
elemento sódio (11Na) e determine o número quântico principal (n) e secundário (l).
e) 1s2 / 2s2 2p6 / 3s1/ n = 3 e l = 0.
Resposta
Fonte: adaptado de: livro-texto.
K 1s2
L 2s2 2p6
M 3s2 3p6 3d8
N 4s2 4p 4d 4f
O 5s 5p 5d 5f
P 6s 6p 6d
Q 7s 7p
1 2 3
Subnível s p d f
N. quântico 
secundário
0 1 2 3
n = 3 l = 0
nível subnível 
 À medida que os químicos foram desenvolvendo os seus trabalhos e descobrindo novos 
elementos químicos, foram sentindo necessidade de organizar esses elementos de acordo 
com as suas características ou propriedades químicas.
 Surgiram algumas tentativas, mas sempre caiam com algumas limitações.
 Em 1829, Johann W. Döbereiner teve a ideia de agrupar os elementos em três (tríades). 
Essas tríades tinham propriedades químicas muito semelhantes.
 Limitações: apenas se aplicava a alguns elementos. 
 Em 1863, Chancourtois propôs uma nova organização. Ele 
desenhou uma hélice, que o dividia em 16 partes e dispôs 
os elementos sobre a curva por ordem crescente do valor 
da massa atômica.
 Limitações: a representação era muito complexa e apenas era 
válida até o cálcio.
Tabela periódica e a organização de seus elementos químicos 
 Em 1864, John A. R. Newlands sugeriu que os elementos químicos eram ordenados 
em sete colunas por ordem crescente dos valores das massas atômicas. 
 Limitações: adéqua-se apenas aos primeiros 16 elementos.
 Em 1869, Mendeleiev, ao tentar encontrar uma relação entre as propriedades dos 
elementos, cria uma tabela em que mantém a ordenação dos elementos químicos 
ordenados por ordem crescente dos valores das massas atômicas.
 Limitações: deixa espaços para elementos ainda desconhecidos.
 Em 1913, Henry G. J. Moseley demonstra que a carga do núcleo do átomo é característica 
mais importante de um elemento químico e foi expresso por um número inteiro.
 Estabeleceu a lei periódica atual em função desse núcleo, que 
corresponde ao número de prótons que o átomo possui no 
seu núcleo. 
1. Tabela periódica e a organização de seus elementos químicos 
 Lei periódica atual (Moseley): quando os elementos químicos são agrupados em ordem 
crescente de número atômico (Z), observa-se a repetição periódica de várias de 
suas propriedades.
Lei periódica atual (Moseley)
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonli
ne/imagens/aula_13353/1p.png
 Pode-se interpretar a tabela com suas respectivas propriedades tanto na posição vertical 
(períodos ou séries) ou horizontal (família ou grupos).
 Período ou séries: o número do período corresponde à quantidade de níveis (7 camadas) 
que os elementos químicos apresentam.
Interpretação da tabela
Fonte: 
autoria 
própria
PERÍODO
 Grupo ou famílias: os elementos químicos estão organizados na tabela em 18 colunas 
verticais que são chamadas de grupos ou famílias. 
 Elementos de uma mesma família apresentam propriedades químicas semelhantes e 
possuem a mesma configuração eletrônica em sua camada de valência (última camada). 
Interpretação da tabela
Lantanídeos
Actinídeos
Há também que considerar as famílias dos Lantanídeos e dos Actinídeos
M
e
ta
is
 a
lc
a
lin
o
te
rr
o
s
o
s
M
e
ta
is
 a
lc
a
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C
a
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n
io
s
H
a
lo
g
ê
n
io
s
G
a
s
e
s
 n
o
b
re
s
Fonte: autoria própria
Interpretação da tabela
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonli
ne/imagens/aula_13353/1p.png
Famílias B: constituem a parte 
baixa da tabela. Note que a 
numeração se inicia com 3B e 
vai até 8B, para depois 
aparecer 1B e 2B. 
Famílias A: constituem a parte 
mais alta da tabela. A 
numeração se inicia com 1A e 
continua até 8A.
 Metais: são elementos que apresentam um, dois ou três elétrons na sua camada de valência 
(última camada). Representam aproximadamente dois terços da tabela. 
 Elementos que são bons condutores de calor e eletricidade. 
 Doadores de elétrons (eletropositivos).
Interpretação da tabela
Fonte: 
https://www.o
bjetivo.br/cont
eudoonline/im
agens/aula_1
3353/1p.png
 Ametais ou não metais: são elementos que possuem cinco, seis ou sete elétrons na última 
camada. Existem apenas 11 elementos classificados como ametais.
 Elementos que retêm elétrons são ótimos isolantes térmicos e baixos condutores de 
eletricidade.
Interpretação da tabela
Fonte: 
https://www.o
bjetivo.br/cont
eudoonline/im
agens/aula_1
3353/1p.png
Fonte: 
https://www.objetivo.br/cont
eudoonline/im
agens/aula_1
3353/1p.png
 Semimetais: são elementos que apresentam propriedades intermediárias entre os metais e 
os ametais. 
 Por isso, ao se combinarem com outros elementos podem se comportar como metais ou 
ametais. São em números de sete. 
Interpretação da tabela
 Gases nobres: são elementos que possuem oito elétrons em sua camada de valência 
(exceto o He, que possui 2). 
 São gasosos em condições ambientes e têm como principal característica a grande 
estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se combinarem com 
outros elementos. 
Interpretação da tabela
Fonte: 
https://www.o
bjetivo.br/cont
eudoonline/im
agens/aula_1
3353/1p.png
 Raio atômico: depende do número 
de camadas eletrônicas e do número 
de prótons. Quanto mais camadas, 
maior será o tamanho do átomo. 
Propriedades da tabela periódica 
 Energia de ionização: é a energia 
necessária para remover um ou mais elétrons 
de um átomo isolado no estado gasoso. 
Quanto maior o tamanho do átomo, menor 
será a primeira energia de ionização. 
Fonte: autoria própria
Raio atômico
Energia de ionização
 Eletronegatividade: é a tendência que possui o átomo do elemento químico em atrair 
elétrons. Cresce de acordo com a eletronegatividade do elemento químico.
 Eletropositividade: é a
capacidade de um átomo
perder elétrons, 
originando cátions.
Propriedades da tabela periódica 
Fonte: autoria própria
H < P < C < S < I < Br < Cl < N < O < F
Influência do tamanho do raio atômico na eletronegatividade
Eletronegatividade
Eletropositividade
 Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: é a energia 
liberada pelo átomo isolado do elemento químico no 
estado gasoso ao receber um elétron, dando um íon 
ânion gasoso. Quanto menor o tamanho do átomo, 
maior será sua afinidade eletrônica.
 Densidade absoluta: a densidade depende do 
tamanho de um átomo. Num período: a densidade 
cresce das extremidades para o centro. Numa família: 
a densidade cresce de cima para baixo.
Propriedades da tabela periódica 
Densidade
Afinidade eletrônica
Fonte: autoria própria
 Ponto de fusão (pf) e ponto de ebulição (pe): na família IA e nas famílias IIA, IIB, 3A, 4A, 
os elementos de maior ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) estão situados na parte 
superior da tabela.
 De modo inverso, nas demais famílias, os elementos com maiores PF e PE estão situados 
na parte inferior.
Propriedades da tabela periódica 
Fonte: autoria própria
Variação de 
PF e PE
1A
2A
2B
3A 4A
C
 Mol: é uma unidade usada para representar a quantidade de átomos ou moléculas que um 
elemento químico possui em determinada quantidade de massa.
 Sendo que 1 mol possui 6,02 x 1023 entidades químicas.
 Um mol de determinada entidade equivale à massa de 6,02 x 1023 entidades. 
Por exemplo:
 1 mol de átomos de Na equivale à massa de 6,02 x 1023
átomos de Na.
 1 mol de íons Fe+2 equivale à massa de 6,02 x 1023 íons Fe+2.
 1 mol de moléculas de CO2 equivale à massa de 6,02 x 10
23
moléculas de CO2.
Mol, massa molar e Número de Avogadro
A massa molar é a massa (em gramas) de um mol de substância (elemento, íons etc.). 
 Elemento químico (átomo)  equivalente à sua massa atômica em g.
Por exemplo, a massa atômica do sódio (Na) = 23 g (Tabela Periódica), sua massa molar será 
23 g/mol.
 Substância química (molécula)  equivalente à sua massa molecular em g.
 Para calcular a massa molar de uma molécula, devemos somar 
o valor de massa de cada elemento presente nela.
Por exemplo: massa molecular da NH3 = 14 (N) + 1 (H).3 = 17, 
portanto, sua massa molar será 17 g/mol.
Mol, massa molar e Número de Avogadro
 Constante de Avogadro: o físico italiano Avogadro (século 19) foi quem determinou que a 
massa molar de um elemento sempre terá um número constante de átomos ou moléculas, o 
qual é conhecido como número de Avogadro, que é igual a 6,02 x 1023 espécies químicas. 
 1 mol = 6,02 x 1023 partículas 
Mol, massa molar e Número de Avogadro
Fonte: adaptado de: livro-texto.
1 mol de água
18 gramas
Conteúdo 44 gramas
1 mol de gás carbônico 1 mol de iodo
254 gramas
6,02 x 1023
moléculas
6,02 x 1023 moléculas
6,02 x 1023 moléculas
Qual elemento químico dos listados abaixo possui propriedades semelhantes às do 
oxigênio (O)?
a) Nitrogênio (N).
b) Hidrogênio (H).
c) Flúor (F).
d) Enxofre (S).
e) Carbono (C).
Interatividade
Qual elemento químico dos listados abaixo possui propriedades semelhantes às do 
oxigênio (O)?
a) Nitrogênio (N).
b) Hidrogênio (H).
c) Flúor (F).
d) Enxofre (S).
e) Carbono (C). 
Alternativa D, pois o oxigênio e o enxofre pertencem à mesma 
família na Tabela Periódica, que é a 16 (ou 6A), a família 
dos calcogênios.
Resposta
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/aula_13353/1p.png
Teoria eletrônica da valência
 Valência é “a capacidade de um átomo se ligar a outros”, ex.: H (monovalente), O (bivalente), 
C (tetravalente).
 Gases nobres inertes  oito elétrons na última camada eletrônica (octeto eletrônico).
 Demais átomos procuram perder ou ganhar elétrons na última camada até atingirem a 
configuração eletrônica de um gás nobre  regra do octeto. 
 Regra do octeto: tendência de todos os átomos adquirirem estabilidade (equilíbrio) na última 
camada, ou seja, de adquirir oito elétrons no nível mais externo.
Ligação química
Fonte: adaptado de: Feltre (2005, p. 69).
10Ne = 1s
2 2s2 2p6
18Ar = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6
36Kr = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
54Xe = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
86Rn = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
Camada de valência com 8
elétrons nos demais gases nobres.
A ligação iônica ocorre: 
 Metal e Ametal
 Metal e Hidrogênio
 Ocorre geralmente entre metais e ametais com  de eletronegatividade > 1,7.
Ligação iônica (caracterizada pela transferência de elétrons)
 Metais possuem 1, 2 e 3 elétrons na sua última 
camada e estão dispostos a perdê-los;
 Não metais possuem 5, 6 e 7 elétrons na última 
camada e estão dispostos a receber elétrons para 
satisfazer a regra do octeto.
Fonte: adaptado de: Feltre (2005, p. 99).
Átomo de sódio (Na) Átomo de cloro (Cl)
17p11p
11Na – 2 – 8 – 1 (tende a ceder um elétron)
17Cl – 2 – 8 – 7 (tende a receber um elétron) 
Propriedades dos compostos iônicos
 Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevados serão PF e PE;
 São sólidos nas condições ambientes;
 São duros e quebradiços;
 Possuem altos PF e PE;
 Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem corrente 
elétrica no estado sólido);
 Formam retículos cristalinos;
 A maioria dos compostos é solúvel em água.
Ligação iônica (caracterizada pela transferência de elétrons)
A ligação covalente ocorre: 
 Ametal e Ametal
 Metal e Hidrogênio
 Hidrogênio e Hidrogênio
 Ocorre geralmente entre ametais
e hidrogênio ou ametais
entre si, desde que a  de
eletronegatividade < 1,7.
Ligação covalente (caracterizada pelo compartilhamento de elétrons)
Fonte: autoria própria
6C : 2 – 4 (tende a receber 4e
-)
8O : 2 – 6 (tende a receber 2e
-) 
Exemplo: amônia 
NH3 (amônia)  fórmula molecular  Fórmula iônica 
Distribuição eletrônica 
1H  1s
1
K (1) = 1
7N  1s
2, 2s2, 2p2  Fórmula estrutural
K (1) = 2
L (2) = 5
Ligação covalente (caracterizada pelo compartilhamento de elétrons)
Propriedades dos compostos moleculares: 
 São, em geral, sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes 
(se sólidos, fundem-se facilmente);
 Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos);
 São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso 
(ionização) (exceção para ácidos, em solução aquosa e carbonografite);
 A maioria dos compostos é solúvel em solventes orgânicos;
 São formados por moléculas.
Ligação covalente (caracterizada pelo compartilhamento de elétrons)
A ligação metálica ocorre: 
 Metal e metal
 A teoria do octeto não explica a ligação metálica;
 Melhor cristalinidade (estrutura bem organizada).
 Ocorre entre metais e possui como principal característica
elétrons livres em torno de cátions e átomos neutros no retículo
(mar de elétrons);
 Os metais apresentam seus átomos agrupados de maneira organizada, 
em uma estrutura cristalina.
Ligação metálica (nuvens de elétrons livres)
Fonte: Feltre (2005, p. 110).
Fonte: autoria própria
Elétron livre
Metal
Cristal
Átomo
Microscópio
 Geometria molecular: é o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em 
uma molécula. 
Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer: 
 O números de átomos presentes na molécula.
 A presença de nuvens eletrônicas nos locais da molécula onde há pares de elétrons soltos 
(não ligantes).
 Diferença de eletronegatividade.
 A polaridade das moléculas.
 A polaridade de uma molécula está relacionada à distribuição 
dos elétrons ao redor dos átomos. 
 Distribuição simétrica  apolar. 
 Distribuição não assimétrica  polar.
Geometria molecular
 A geometria linear em moléculas diatômicas (formadas por apenas 2 átomos).
 Nesse caso, as nuvens eletrônicas de cada átomo conseguem se repelir e permanecer em 
lados opostos, abrindo ângulo de 180º entre elas.
Geometria molecular
Moléculas diatômicas 
Ex.: H2, N2, O2, HBr, HCl, HF
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
Fonte: autoria própria
 A geometria linear em moléculas triatômicas (formadas por apenas 3 átomos).
 Surge uma configuração em linha reta, com a presença de um átomo central. 
 Para que haja a repulsão máxima entre as nuvens eletrônicas, a formação de ângulo de 180º 
entre os átomos que estão nas extremidades, o elemento central não pode ter pares de 
elétrons livres (não ligantes).
Geometria molecular
Geometria: Linear
Ângulo: 180°
Moléculas 
triatômicas 
Ex.: CO2, CS2
Fonte: autoria própria
 A geometria angular em moléculas triatômicas (formadas por apenas 3 átomos).
 A geometria angular acontece quando há 3 átomos ligados em uma molécula, com o átomo 
central com 1 par ou mais pares de elétrons não ligantes ao seu redor. 
 Esses elétrons “soltos” formam uma nuvem eletrônica que repele as nuvens dos outros 
constituintes da molécula, gerando abertura angular menor do que 180º. 
Geometria molecular
Moléculas triatômicas 
Geometria: Angular
Ângulo: 112°
Ex.: SO2
Fonte: autoria própria
 A geometria piramidal é uma molécula tetratômica (é uma molécula formada por 4 
átomos, sendo que o átomo central tem elétrons desemparelhados – não ligantes).
 Essa situação causa força de repulsão sobre as demais espécies que estão ao seu redor, o 
que favorece a formação de uma pirâmide com base triangular. 
Geometria molecular
Moléculas tetratômicas
Geometria: Piramidal
Ângulo: 107°Ex.: NH3, PH3
Fonte: autoria própria
 A geometria tetraédrica é uma molécula pentatômica (ocorre quando há 5 átomos em uma 
molécula), sendo 1 átomo central sem a presença de elétrons “soltos” com 4 átomos ao 
seu redor, igualmente distribuídos, formando ângulo entre eles com valor aproximado de 109º.
Geometria molecular
Moléculas 
pentatômicas
Geometria: Tetraédrica
Ângulo: 109°
Ex.: CH4, CCl4
Fonte: autoria própria
 Nas ligações químicas, os átomos ganham, perdem ou compartilham elétrons da camada de 
valência até ficarem com 8 elétrons nessa camada e adquirirem estabilidade. 
A ligação iônica é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino e 
ocorre entre:
a) Átomos de metais (possuem tendência de perder elétrons).
b) Átomos de metais (possuem tendência de ganhar elétrons).
c) Átomos de não metais (possuem tendência de 
ganhar elétrons).
d) Átomos de metais (possuem tendência de perder elétrons) 
e átomos de não metais (possuem tendência de 
ganhar elétrons).
e) Átomos de não metais (possuem tendência de 
perder elétrons).
Interatividade
 Nas ligações químicas, os átomos ganham, perdem ou compartilham elétrons da camada de 
valência até ficarem com 8 elétrons nessa camada e adquirirem estabilidade. 
A ligação iônica é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino e 
ocorre entre:
a) Átomos de metais (possuem tendência de perder elétrons).
b) Átomos de metais (possuem tendência de ganhar elétrons).
c) Átomos de não metais (possuem tendência de 
ganhar elétrons).
d) Átomos de metais (possuem tendência de perder elétrons) 
e átomos de não metais (possuem tendência de 
ganhar elétrons).
e) Átomos de não metais (possuem tendência de 
perder elétrons).
Resposta
 Polaridade é um termo que se refere ao acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da 
ligação – formação de polos. 
 Esses polos são gerados porque, como o elétron é compartilhado entre dois átomos, ele 
transita entre esses átomos.
 Assim, ao se aproximar mais de um dos átomos, o elétron faz com que, naquele local, se 
forme carga parcial negativa, enquanto do lado oposto em que está o elétron compartilhado, 
forma-se carga parcial positiva. 
 Essas cargas parciais exercem influência na aproximação e na 
interação entre as moléculas covalentes.
Polaridade das ligações covalentes
Fonte: livro-texto
 Eletronegatividade: é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par de eletrônico 
que ele compartilha com outro átomo numa ligação covalente.
 A eletronegatividade é um fator indispensável para que haja a formação de polos e, 
consequentemente, de cargas parciais nas moléculas. 
 Os mais eletronegativos formam polos com carga parcial negativa na molécula. 
 Os menos eletronegativos formam polos com carga parcial positiva na molécula. 
Eletronegatividade
Fonte: Feltre (2005, p. 116).
 Todos os elementos têm seus valores próprios de eletronegatividade, calculados por Linus 
Pauling em seus estudos sobre a variação de energia nas reações.
 O elemento que apresenta a maior eletronegatividade é o flúor ( = 4,0) e o elemento que 
apresenta a menor eletronegatividade é o frâncio ( = 0,7). 
Eletronegatividade
Fonte: adaptado de: Feltre (2005, p. 117).
Eletronegatividade
baixa média alta
H
2,1
He
Li
1,0
Be
1,6
B
2,0
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Ne
Na
0,9
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
Ar
K
0,8
Ca
1,0
Sc
1,3
Ti
1,5
V
1,6
Cr
1,6
Mn
1,5
Fe
1,8
Co
1,9
Ni
1,9
Cu
1,9
Zn
1,6
Ga
1,6
Ge
1,8
As
2,0
Se
2,4
Br
2,8
Kr
Rb
0,8
Sr
1,0
Y
1,2
Zr
1,4
Nb
1,6
Mo
1,8
Tc
1,9
Ru
2,2
Rh
2,2
Pd
2,2
Ag
1,9
Cd
1,7
In
1,7
Sn
1,8
Sb
1,8
Te
2,1
I
2,5
Xe
Cs
0,7
Ba
0,9
La
1,0
Hf
1,3
Ta
1,5
W
1,7
Re
1,9
Os
2,2
Ir
2,2
Pt
2,2
Au
2,4
Hg
1,9
Tl
1,8
Po
1,9
Bl
1,9
Fo
2,0
At
2,1
Rn
 Ligação iônica: nesse tipo de ligação, a transferência de elétrons é definitiva, pois há um 
rompimento da ligação covalente, tornando iônica.
 Os compostos iônicos são carregados de cargas positivas e negativas e, portanto, 
apresentam polos  toda ligação iônica é uma ligação polar.
 Ligações covalentes: são caracterizadas pelo compartilhamento dos pares de elétrons 
entre os átomos.
 Por isso, dependendo do átomo que está envolvido na ligação, 
ela pode ser apolar ou polar devido à diferença de 
eletronegatividade entre os elementos. 
Ligações nas polaridades
 Ligação covalente apolar: ocorre em uma ligação formada por átomos de um 
mesmo elemento. 
 Nesse caso, os átomos dividem igualmente os elétrons, não ocorrendo a formação de polos 
positivos ou negativos devido a mesma eletronegatividade dos átomos.
 Ligação covalente polar: ocorre quando dois átomos de elementos diferentes estão 
envolvidos em uma ligação. Sendo assim, os elétrons são compartilhados de maneira desigual, uma vez que a 
eletronegatividade dos átomos é diferente. 
 Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os 
átomos, maior a polarização.
F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H > metais
Determinação do caráter de uma ligação
 O resultado do cálculo da diferença de eletronegatividade 
em uma molécula indica se ela tem ligação covalente 
polar (com formação de polos), ligação covalente
apolar (sem formação de polos) ou ligação iônica.
 Ligação covalente apolar (H2): nesse caso, o valor
da diferença de eletronegatividade entre os átomos
da molécula é zero, o que indica uma ligação
covalente apolar.
Cálculo da diferença de eletronegatividade 
 Ligação covalente polar (HCl): quando o resultado da 
diferença de eletronegatividade é maior do que zero e menor 
do que 1,7, como é o caso do HCl.
 Ligação iônica: o resultado da diferença de 
eletronegatividade dos componentes do NaCl confirma que se 
trata de uma ligação iônica, pois valores acima de 1,7 são 
característicos desse tipo de ligação.
Elemento químico
Valor da 
eletronegatividade
Sódio (Na) 0,9
Hidrogênio (H) 2,1
Cloro (Cl) 3,0
Flúor (F) 4,0
Δ = 2,1 – 2,1  0
Δ = 3,0 – 2,1  0,9
Δ = 3,0 – 0,9  2,1
 As forças intermoleculares ocorrem entre moléculas e são responsáveis por manter as 
moléculas de um composto unidas. 
 Essas forças são de natureza eletrostática, ou seja, são geradas pela atração existente entre 
cargas opostas (positivas e negativas). 
1. Forças de Van der Walls
 As forças de Van der Walls atuam entre íons, moléculas e átomos; sendo os principais tipos 
conhecidos como forças: íon-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo induzido e de London. 
 É extremamente complicado explicar matematicamente, 
via mecânica quântica, essas interações. 
 Iremos descrevê-las de forma qualitativa, considerando-as 
como forças de atração eletrostáticas, como será feito 
a seguir.
Forças intermoleculares
 Íon x dipolo (íon x molécula polar): é a força mais forte e sua 
magnitude pode ser compatível a de uma ligação covalente.
 Dipolo-dipolo (molécula polar x molécula polar): 
ocorre entre moléculas polares da mesma substância
ou de substâncias diferentes, ambas polares. 
Forças intermoleculares
Fontes: adaptado de: Feltre (2005, p. 127).
Molécula polar x íon
 Essa força é muito conhecida como dipolo x 
dipolo ou dipolo-permanente.
Molécula polar x molécula apolar
(dipolo permanente x dipolo induzido)
dipolo induzido
 Força de London (molécula apolar x molécula apolar): o movimento dos elétrons permite 
que, em determinado momento, moléculas apolares consigam induzir um dipolo em sua 
molécula vizinha e essas forças ficaram conhecidas como forças de dispersão ou forças 
de London.
Forças intermoleculares
Fonte: adaptado de: Feltre (2005, p. 128).
Molécula 
apolar
Molécula 
apolar
Dipolo 
instantâneo
Dipolo 
induzido
 Ligações de hidrogênio: quando ligado a um átomo pequeno e de forte eletronegatividade 
(F, O ou N), o hidrogênio forma ligações polares muito fortes. 
 Seus polos interagirão fortemente com outras moléculas polares, formando uma forte rede 
de ligações intermoleculares.
Forças intermoleculares
Fonte: adaptado de: Feltre (2005, p. 128).
Ligações (pontes) de 
hidrogênio na 
molécula da água.
Um mecânico com as mãos sujas de graxa (derivado do petróleo e apolar) precisa utilizar um 
solvente para remover a graxa. Assinale a alternativa com o melhor solvente para remoção 
da graxa:
a) Água (polar).
b) Etanol (polar).
c) Água com sal (polar).
d) Gasolina (apolar).
e) Acetona (polar).
Interatividade
Um mecânico com as mãos sujas de graxa (derivado do petróleo e apolar) precisa utilizar um 
solvente para remover a graxa. Assinale a alternativa com o melhor solvente para remoção 
da graxa:
a) Água (polar).
b) Etanol (polar).
c) Água com sal (polar).
d) Gasolina (apolar).
e) Acetona (polar).
Resposta
ATÉ A PRÓXIMA!