APOSTILA-ESTRUTURA-DA-MATÉRIA

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CENTRO UNIVERSITÁRIO FAVENI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ESTRUTURA DA MATÉRIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GUARULHOS – SP 
SUMÁRIO 
1 INTRODUÇÃO ......................................................................................................... 3 
 
2 
 
 
2 ESTRUTURA ATÔMICA E ORBITAIS MOLECULARES ......................................... 4 
2.1 Orbitais........... ....................................................................................................... 6 
3 NÚMEROS ATÔMICOS, NÚMERO DE MASSA E ISÓTOPOS ............................... 8 
3.1 Número atômico (Z) .............................................................................................. 8 
3.2 Número de massa (A) ........................................................................................... 8 
3.3 Elemento químico .................................................................................................. 9 
3.4 Íons.............. ........................................................................................................ 10 
3.5 Isótopos..... .......................................................................................................... 11 
4 COMPOSIÇÃO DE MOLÉCULAS E SUA RELAÇÃO COM A QUÍMICA 
INORGÂNICA..... ....................................................................................................... 12 
5 TEORIA ATÔMICA ................................................................................................. 15 
6 ESTRUTURA DO ÁTOMO ..................................................................................... 18 
6.1 Elétron....... .......................................................................................................... 18 
6.2 Radioatividade ..................................................................................................... 20 
6.3 Próton e Núcleo ................................................................................................... 21 
6.4 O Nêutron. ........................................................................................................... 24 
7 QUANTIZAÇÃO DA ENERGIA .............................................................................. 25 
7.1 A Radiação do Corpo Negro ............................................................................... 26 
8 A dualidade onda-partícula ..................................................................................... 27 
9 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS ............................................ 29 
9.1 Estados da matéria, suas características e influências em propriedades físico-
químicas......... ........................................................................................................... 29 
9.1.1 Mudanças de estado físico ............................................................................... 30 
9.1.2 Propriedades físicas ......................................................................................... 31 
9.2 Famílias e períodos da tabela periódica .............................................................. 32 
10 PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DA TABELA PERIÓDICA ........................ 35 
10.1 Raio atômico ..................................................................................................... 35 
 
3 
 
 
10.2 Energia de Ionização ......................................................................................... 36 
10.3 Afinidade eletrônica ou eletroafinidade ............................................................. 37 
10.4 Eletronegatividade ............................................................................................. 38 
10.5 Densidade... ...................................................................................................... 38 
10.6 Temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) ............................. 38 
10.7 Volume atômico ................................................................................................. 39 
11 LIGAÇÕES QUÍMICAS E ELETRONEGATIVIDADE ........................................... 39 
11.1 Ligações iônicas ................................................................................................ 40 
11.2 Determinação das fórmulas dos compostos iônicos ......................................... 42 
11.3 Ligações covalentes .......................................................................................... 42 
11.4 Propriedades dos seus compostos ligados covalentemente ............................. 43 
11.5 Eletronegatividade ............................................................................................. 44 
12 ESTRUTURAS DE LEWIS, A REGRA DO OCTETO E A POLARIDADE DE 
LIGAÇÕES........... ..................................................................................................... 45 
12.1 Estruturas de Lewis e a regra do octeto ............................................................ 45 
12.2 Polaridade de ligações ...................................................................................... 46 
13 LIGAÇÃO COVALENTE E TABELA PERIÓDICA ................................................ 48 
14 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ..................................................................... 50 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
Prezado aluno! O Grupo Educacional FAVENI, esclarece que o material é 
semelhante ao da sala de aula presencial. Em uma sala de aula, é raro – quase 
improvável - um aluno se levantar, interromper a exposição, dirigir-se ao professor e 
fazer uma pergunta, para que seja esclarecida uma dúvida sobre o tema tratado. O 
 
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comum é que esse aluno faça a pergunta em voz alta para todos ouvirem e todos 
ouvirão a resposta. No espaço virtual, é a mesma coisa. Não hesite em perguntar, as 
perguntas poderão ser direcionadas ao protocolo de atendimento que serão 
respondidas em tempo hábil. 
Os cursos à distância exigem do aluno tempo e organização. No caso da nossa 
disciplina é preciso ter um horário destinado à leitura do texto base e à execução das 
avaliações propostas. A vantagem é que poderá reservar o dia da semana e a hora 
que lhe convier para isso. 
A organização é o quesito indispensável, porque há uma sequência a ser 
seguida e prazos definidos para as atividades. 
 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 ESTRUTURA ATÔMICA E ORBITAIS MOLECULARES 
Ao longo dos séculos XIX e XX, grandes cientistas “desenharam” modelos para 
o átomo. Esses modelos eram baseados, na maioria das vezes, em resultados 
experimentais, o que possibilitava a realização de algumas previsões acerca da 
estrutura atômica. À medida que algum detalhe era descoberto, “desenhava-se” um 
novo modelo atômico com mais detalhes, mais complexo. 
 
5 
 
 
Antes de adentrar no estudo da estrutura atômica, é importante rever algumas 
ideias gerais sobre átomos. Os átomos são constituídos por um núcleo denso, 
positivamente carregado e rodeado por elétrons negativamente carregados, 
dispostos a uma distância relativamente grande, conforme mostra a Figura 1. O 
núcleo, por sua vez, é constituído por partículas subatômicas e eletricamente neutras, 
denominadas nêutrons, e por prótons, que são positivamente carregados (WELLER, 
2017). Apesar de o núcleo ser extremamente pequeno, com cerca de 10-14 a 10-15 
metros em diâmetro, comporta essencialmente toda a massa do átomo. Já os elétrons 
têm massa negligenciável e circundam o núcleo a uma distância de aproximadamente 
10-10 metros. Para ter uma ideia do quão pequeno é o átomo, considere que o seu 
diâmetro típico é cerca de 2 x 10-10 m ou 200 picômetros (pm), sendo que 1 pm é 
igual a 10-12 m. A distância atômica pode, ainda, ser expressa pela unidade ângstron 
(Å), onde 1 Å = 10-10 m = 100 pm. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Uma visão esquemática do átomo. Fonte: Snapgalleria/Shutterstock.com. 
Embora a massa do elétron sejaconsiderada desprezível, não se pode afirmar 
que ele não tenha massa. A massa do elétron é aproximadamente 1836 vezes menor 
que a massa de um próton: 
 
 
Os estudos realizados sobre a estrutura atômica permitiram determinar as 
características físicas das partículas subatômicas, tais como carga elétrica e massa, 
conforme indicado no Quadro 1. 
 
6 
 
 
 
Quadro 1. Características físicas das partículas subatômicas 
 
 
 
 
 
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2013). 
2.1 Orbitais 
A partir da ideia geral de átomo e suas partículas subatômicas, você vai 
entender, agora, como os elétrons estão distribuídos em um átomo. De acordo com o 
modelo da mecânica quântica de um átomo, demonstrado por Werner Heisenberg 
em 1926, é impossível determinar, simultaneamente, com absoluta precisão, a 
velocidade e a posição de um elétron em um átomo (WELLER, 2017). Esse princípio, 
conhecido como princípio da incerteza, estabelece que não se pode afirmar que 
exista uma órbita definida para o elétron. Dessa forma, o mais adequado é considerar 
que existam regiões em torno do núcleo, denominadas orbitais ou orbitais atômicos, 
que representam o espaço em que o elétron passa a maior parte de seu tempo (de 
90% a 95%). Existem quatro diferentes tipos de orbitais atômicos, denominados s, p, 
d e f (Figura 2). Os orbitais s são representados como esferas, com o núcleo em seu 
centro; os orbitais p têm forma de halteres; quatro dos orbitais d têm forma de uma 
folha de trevo. 
Da mesma maneira que um orbital atômico (OA) descreve uma região do 
espaço envolta de um átomo com maior probabilidade de se encontrar elétrons, o 
orbital molecular (OM) descreve a região do espaço em uma molécula onde os 
elétrons têm maior probabilidade de ser encontrados. Assim como no orbital atômico, 
o orbital molecular apresenta tamanho, forma e energia específicos. Na molécula de 
H2, por exemplo, dois orbitais atômicos 1s de cada átomo se combinam, levando à 
formação de dois orbitais moleculares (WELLER, 2017). O orbital com menor energia, 
denominado OM ligante, está preenchido, e o orbital molecular de maior energia, OM 
antiligante, está vazio, conforme mostra a Figura 3. 
 
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Figura 2. Representação dos orbitais atômicos s, p, d e f. Fonte: Weller et al. (2017, p. 14). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Orbitais moleculares do H2. Fonte: Magnetix/Shutterstock.com. 
 
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Do mesmo modo que os orbitais moleculares ligante e não ligante σ resultam 
da combinação de dois orbitais atômicos s, os orbitais moleculares ligante e não 
ligante π resultam da combinação de dois orbitais atômicos p (WELLER, 2017). 
3 NÚMEROS ATÔMICOS, NÚMERO DE MASSA E ISÓTOPOS 
Na química inorgânica, são fundamentais os conceitos de número atômico, 
número de massa e isótopos. Acompanhe, a seguir, uma descrição deles. 
3.1 Número atômico (Z) 
A partir dos experimentos envolvendo o bombardeamento de vários elementos 
com raio X, o cientista inglês Moseley (1887–1915) observou que o comportamento 
de cada elemento químico estava relacionado com a quantidade de cargas positivas 
existentes no seu núcleo. Dessa forma, a carga do núcleo — ou seu número de 
prótons — é a grandeza que caracteriza cada elemento, sendo esse número 
denominado número atômico, o qual é representado pelo símbolo Z. O número 
atômico (Z), então, é o número que indica a quantidade de prótons existentes no 
núcleo de um átomo. 
 
Z = n° de prótons 
 
Sabendo que os átomos são sistemas eletricamente neutros, o número de 
prótons será igual ao número de elétrons. Veja alguns exemplos: 
 
• Bromo (Br): Z = 35 → prótons = 35, elétrons = 35. 
• Potássio (K): Z = 19 → prótons = 19, elétrons = 19. 
3.2 Número de massa (A) 
O número de massa (A) é a soma do número de prótons (p) com o número de 
nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo: 
 
 
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A = p + n 
 
Já que tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são números 
inteiros, o número de massa (A) sempre será um número inteiro também. Desse 
modo, já que os elétrons são partículas com massa desprezível, não tendo influência 
significativa na massa dos átomos, o que determina a massa de um átomo é, na 
verdade, o número de massa (p + n) (WELLER, 2017). Veja os seguintes exemplos: 
 
 
 
 
 
 
3.3 Elemento químico 
Elemento químico é o conjunto de átomos que têm o mesmo número atômico 
(Z), ou seja, o mesmo número de prótons. Até 2003, 111 elementos haviam sido 
descobertos ou criados, mas alguns somente em quantidades muito pequenas. Um 
exemplo disso foi a criação do elemento 110, em que somente dois átomos do 
elemento foram produzidos e, mesmo assim, por uma pequena fração de segundos 
antes que se desintegrassem (WELLER, 2017). Dessa forma, entende-se que toda 
matéria é feita de várias combinações de formas simples da matéria, chamadas 
elementos químicos. Um elemento, por sua vez, é uma substância formada por um 
único tipo de átomo, que corresponde a um número atômico (Z), que o identifica. De 
acordo com a IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e 
Aplicada), a representação de um elemento químico deve indicar seu número atômico 
(Z) e seu número de massa (A) junto ao seu símbolo. 
Representação: 
 
 
 
 
 
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Figura 4. Representação esquemática do elemento químico carbono (C). Fonte: Oorka / 
Shutterstock.com. 
Na Figura 4, você pode observar que um átomo de carbono (C) contém: 
Eletrosfera = 6 elétrons 
Núcleo = 6 p + 6 n 
Z = p = 6 
A = p + n 
A = 6 + 6 
A = 12 
Representação: 
 
 
3.4 Íons 
Sabe-se que os átomos possuem a capacidade de ganhar ou perder elétrons, 
formando, assim, novos sistemas, eletricamente carregados, chamados de íons. 
Dessa forma, entende-se como íons a espécie química que apresenta o número de 
prótons diferente do número de elétrons. Os átomos, ao ganharem ou perderem 
elétrons, originam dois tipos de íons: 
 
• Íons positivos = cátions, denominados pela perda de elétrons. 
Exemplo: 
 
• Íons negativos = ânions, denominados pelo ganho de elétrons. 
Exemplo: 
 
11 
 
 
3.5 Isótopos 
Os átomos que pertencem ao mesmo elemento químico, por apresentarem o 
mesmo número atômico (Z), mas diferentes números de massa (A), são chamados de 
isótopos. 
Todos os isótopos de um elemento têm exatamente o mesmo número atômico; 
logo, eles têm o mesmo número de prótons e de elétrons (WELLER, 2017). Dessa 
forma, um isótopo é nomeado escrevendo-se seu número de massa após o nome do 
elemento, como, por exemplo, para o neônio (Ne): neônio-20, neônio-21 e neônio-22. 
Pode-se representá-los, ainda, escrevendo o número de massa sobrescrito à 
esquerda do símbolo químico do elemento, como em ²ºNe, ²¹Ne e ²²Ne. Além disso, 
como os isótopos de um elemento químico têm o mesmo número de prótons e o 
mesmo número de elétrons, eles têm essencialmente as mesmas propriedades físicas 
e químicas. Contudo, tratando-se do átomo de hidrogênio, as diferenças de massa 
entre os isótopos do hidrogênio são comparáveis à massa atômica, o que leva, então, 
a diferenças consideráveis em algumas propriedades físicas e a pequenas variações 
de algumas propriedades químicas (WELLER, 2017). O átomo de hidrogênio (H) 
possui três isótopos, sendo o mais comum o ¹H, o qual não tem nêutrons; logo, o 
núcleo é formado por um próton isolado. Os outros dois isótopos são menos comuns, 
mas são muito importantes em química e física nuclear, sendo o ²H chamado de 
deutério (D) e o outro, ³H, de trítio (T). Especificamente sobre os isótopos, o Quadro 
2, a seguir, indica alguns isótopos de elementos comuns. 
 
Quadro 2. Alguns isótopos de elementos comuns 
 
 
 
 
 
 
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2013). 
 
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4 COMPOSIÇÃO DE MOLÉCULAS E SUA RELAÇÃO COM A QUÍMICA 
INORGÂNICA 
Os químicos determinaram queos átomos podem ligar-se para formar 
moléculas ou podem participar de compostos como íons. Nesse sentido, pode-se 
definir uma molécula como um grupo de dois ou mais átomos (de um mesmo elemento 
químico ou não) ligados em um arranjo específico. Dessa forma, pode-se representar 
a composição de moléculas, em termos de símbolos químicos, a partir de sua fórmula 
química, em que os subscritos mostram o número de átomos de cada elemento 
presente na menor unidade representativa do composto. Para compostos 
moleculares, é comum dar a fórmula molecular, que nada mais é que uma fórmula 
química que indica quantos átomos de cada tipo de elemento estão presentes em uma 
única molécula do composto. Assim, a fórmula molecular da água é H2 O, isto é, cada 
molécula contém 1 átomo de oxigênio (O) e dois átomos de hidrogênio (H). A fórmula 
molecular da testosterona, um hormônio sexual masculino, é C19H28O2, que mostra 
que uma molécula da testosterona contém 19 átomos de carbono (C), 28 átomos de 
hidrogênio (H) e dois átomos de oxigênio (O). 
Cabe ressaltar que alguns elementos também existem na forma molecular. 
Com exceção dos gases nobres, todos os elementos que são gases em temperatura 
normal são encontrados como moléculas diatômicas, ou seja, moléculas que só têm 
dois átomos. Um exemplo de moléculas diatômicas é o gás hidrogênio, que contém 
dois átomos de hidrogênio e é representado por H2 (WELLER, 2017). Outro exemplo 
de molécula diatômica é para a forma mais comum de oxigênio, conhecida 
formalmente como dioxigênio, O2. O enxofre (S) sólido, por sua vez, existe como 
moléculas S8, e o fósforo, como moléculas P4. Os halogênios existem todos como 
moléculas diatômicas, como, por exemplo: F2, Cl2, Br2 e I2. 
Como já mencionado, um íon com carga positiva é chamado de cátion, e um 
íon com carga negativa é chamado de ânion. Assim, um átomo de sódio com carga 
positiva é um cátion, representado como Na+. Um átomo de cloro com carga negativa 
é um ânion, representado como Cl-. Nesse contexto, um exemplo de cátion 
poliatômico (muitos átomos) é o íon amônio, NH4+, e um exemplo de ânion 
poliatômico é o íon carbonato, CO3²- — cabe ressaltar, ainda, que esse último tem 
duas cargas negativas. Um composto molecular é, então, formado por moléculas, e 
 
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um composto iônico é formado por íons. De forma geral, compostos binários 
formados por dois não metais são moleculares e os formados por um metal e um não 
metal são iônicos. A água (H2O) é um exemplo de composto molecular binário, 
enquanto o cloreto de sódio (NaCl) é um exemplo de composto iônico binário. 
Exemplo: 
 
Que íons formam, provavelmente, (a) o nitrogênio e (b) o cálcio? Qual é o 
número de prótons, nêutrons e elétrons de cada um desses íons? 
Soluções: 
 
• O nitrogênio (N) é um não metal; logo, espera-se que ele forme um ânion. Ele 
pertence ao Grupo 15/V. Como 15-18 = -3, espera-se que ele forme o íon N-3. O 
número de prótons, nêutrons e elétrons do N-3 será: 
N° de prótons = 7 
N° de elétrons = 7 + 3 = 10 
N° de nêutrons = 14 - 7 = 7 
 
• O cálcio (Ca) é um metal; logo, tende a formar cátions. Ele pertence ao Grupo 
2 e forma o cátion Ca+2, o íon cálcio. O número de prótons, nêutrons e elétrons do 
Ca+2 será: 
N° de prótons= 20 
N° de elétrons= 20 – 2 = 18 
N° de nêutrons = 40 – 20 = 20 
 
Muitos compostos inorgânicos são constituintes químicos de uma célula e são 
formados basicamente por água e sais minerais. Nesse sentido, os sais minerais mais 
importantes são (WELLER, 2017): 
 
• Sódio (Na): atua com o potássio na condução nervosa, na contração muscular 
e no equilíbrio de fluidos no organismo; 
• Potássio (K): atua com o sódio na condução nervosa, na contração muscular 
e no equilíbrio de fluidos no organismo; 
• Cloro (Cl): com o sódio e o potássio, mantém o controle osmótico (de água); 
 
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• Cálcio (Ca): composição de ossos e dentes, contração muscular e coagulação 
sanguínea; 
• Ferro (Fe): hemoglobina e mioglobina (transporte de oxigênio pelo sistema 
circulatório); 
• Magnésio (Mg): participa da composição da clorofila e da estrutura de 
ribossomos e ossos; 
• Fosfato (PO4-³): participa da composição óssea (fosfato de cálcio e magnésio) 
e da molécula de ATP (adenosina trifosfato). Fosfolipídio: participa da estrutura da 
membrana celular, do DNA e do RNA; 
• Iodo (I): participa da estrutura dos homônios T3 (triodotironina) e T4 
(tetraiodotironina) da glândula tireoide, que estimula o metabolismo basal (quantidade 
total de energia gasta para a manutenção da atividade vital); 
• Flúor (F): estimula a mineralização do esmalte dentário (flúor e fluoreto), 
previne dilatação das veias, causa problemas na vesícula, além de paralisia. 
 
Veja exemplos de moléculas inorgânicas na Figura 5 e observe como a 
composição de cada composto é dada por sua fórmula molecular. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 5. Representação de algumas moléculas: (a) amônia; (b) ácido sulfúrico; (c) óxido 
nitroso; (d) ácido nítrico; (e) nitrato de cobalto. Fonte: Orange Deer Studio/Shutterstock.com. 
5 TEORIA ATÔMICA 
No século V a.C., o filósofo grego Demócrito expressou a crença de que toda a 
matéria consistia em partículas, muito pequenas e indivisíveis, às quais ele chamou 
de átomos (que significa indivisível). Embora a idéia de Demócrito não tenha sido 
aceita por muitos dos seus contemporâneos (como Platão e Aristóteles), ela 
prevaleceu. Resultados experimentais de investigações científicas deram suporte ao 
conceito de “atomismo” e gradualmente fizeram surgir as definições modernas de 
elementos e compostos. Em 1808, um cientista e professor inglês, John Dalton, 
formulou uma definição precisa dos blocos indivisíveis constituintes da matéria aos 
quais denominamos átomos. O trabalho de Dalton marcou o início da era moderna da 
química (CHANG, 2007). As hipóteses acerca da natureza da matéria nas quais a 
teoria atômica de Dalton se baseia podem ser resumidas da seguinte forma: 
 
1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas 
chamadas átomos. 
 
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2. Todos os átomos de dado elemento são idênticos, tendo o mesmo tamanho, 
massa e propriedades químicas. Os átomos de um elemento são diferentes dos 
átomos de todos os outros elementos. 
3. Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento. Em 
qualquer composto, a razão entre os números de átomos de quaisquer elementos 
presentes é um número inteiro ou uma fração simples. 
4. Uma reação química envolve apenas a separação, combinação ou rearranjo 
dos átomos: não resulta na sua criação ou destruição. 
 
A Figura 6 é uma representação esquemática das hipóteses 2 e 3. O conceito 
de átomo de Dalton era bem mais detalhado e específico que o de Demócrito. A 
segunda hipótese afirma que os átomos de um elemento são diferentes daqueles de 
todos os outros elementos. Dalton não tentou descrever a estrutura ou composição 
dos átomos — ele não fazia idéia de como era na realidade o átomo. Mas percebeu 
que as diferentes propriedades apresentadas por elementos como o hidrogênio e o 
oxigênio podem ser explicadas pressupondo-se que os átomos de hidrogênio não 
sejam os mesmos que os de oxigênio. A terceira hipótese sugere que, para formar 
determinado composto, precisamos não só de átomos dos elementos certos, como 
também de números específicos desses átomos (CHANG, 2007). 
Essa idéia é uma extensão de uma lei publicada em 1799 por Joseph Proust, 
um químico francês. A lei das proporções definidas de Proust afirma que amostras 
diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção em massa dos 
seus elementos constituintes. Assim, se analisássemos amostras de dióxido de 
carbono gasoso obtidas de fontes diferentes, encontraríamos em cada uma a mesma 
razão entre as massas de carbono e de oxigênio. É então razoávelque, se a razão 
entre as massas dos diferentes elementos em dado composto é fixa, a razão do 
número de átomos desses elementos também deverá ser constante. 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 6. (a) De acordo com a teoria atômica de Dalton, os átomos do mesmo elemento são 
idênticos, mas são diferentes daqueles de outros elementos. (b) Um composto formado por átomos 
dos elementos X e Y. Nesse caso, a razão entre o número de átomos do elemento X e dos átomos do 
elemento Y é 2:1. Fonte: Sagah. 
A terceira hipótese de Dalton apóia outra lei importante, a lei das proporções 
múltiplas. De acordo com essa lei, se dois elementos podem combinar-se para formar 
mais de um composto, as massas de um elemento que se combinam com dada massa 
do outro elemento estão na razão de números pequenos e inteiros. A teoria de Dalton 
explica a lei das proporções múltiplas de forma muito simples: compostos diferentes 
constituídos pelos mesmos elementos diferem no número de átomos de cada espécie 
com que se combinam. Por exemplo, o carbono forma dois compostos estáveis com 
o oxigênio, chamados de monóxido de carbono e dióxido de carbono (CHANG, 2007). 
As técnicas de medição modernas indicam que um átomo de carbono se combina com 
um átomo de oxigênio no monóxido de carbono e com dois átomos de oxigênio no 
dióxido de carbono. Assim, a razão entre o oxigênio no monóxido de carbono e o 
oxigênio no dióxido de carbono é 1:2. 
Esse resultado é consistente com a lei das proporções múltiplas, porque a 
massa de um elemento em um composto é proporcional ao número de átomos do 
elemento presente (Figura 7). A quarta hipótese de Dalton é outra forma de exprimir 
a lei da conservação da massa, que diz que a matéria não pode ser criada nem 
destruída. Como a matéria é constituída por átomos que não são alterados em uma 
reação química, então a massa também deve se conservar. A visão brilhante de 
Dalton sobre a natureza da matéria foi o principal estímulo para o progresso rápido da 
química no século XIX. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 7. Ilustração da lei das proporções múltiplas. Fonte: Sagah. 
6 ESTRUTURA DO ÁTOMO 
Com base na teoria atômica de Dalton, podemos definir um átomo como a 
unidade básica de um elemento que pode participar de uma combinação química. 
Dalton imaginou um átomo que era simultaneamente indivisível e extremamente 
pequeno. Contudo, uma série de investigações que tiveram início na década de 1850 
e se estenderam até o século XX demonstraram claramente que os átomos possuem 
na realidade uma estrutura interna; isto é, eles são constituídos por partículas ainda 
menores, chamadas de partículas subatômicas. Essa investigação levou à 
descoberta de três dessas partículas — os elétrons, os prótons e os nêutrons 
(CHANG, 2007). 
6.1 Elétron 
Na década de 1890 muitos cientistas foram “apanhados” pelo estudo da 
radiação, a emissão e transmissão de energia através do espaço na forma de ondas. 
A informação obtida com essa investigação contribuiu grandemente para a 
compreensão da estrutura atômica. Um instrumento usado para investigar esse 
fenômeno era o tubo de raios catódicos, o precursor do tubo de televisão (Figura 8). 
Trata-se de um tubo de vidro do qual se retira a maior parte do ar. Quando se ligam 
as duas placas metálicas à fonte de alta tensão, a placa carregada negativamente, 
denominada cátodo, emite uma radiação invisível. Os raios catódicos são atraídos 
para a placa com carga positiva, conhecida como ânodo, passam através de um 
orifício e continuam o percurso até a outra extremidade do tubo. Quando os raios 
atingem a superfície coberta com um revestimento especial, produzem uma 
fluorescência forte ou uma luz intensa (CHANG, 2007). 
Em algumas experiências, duas placas carregadas eletricamente e um ímã 
foram colocados na parte externa do tudo de raios catódicos (veja a Figura 8). Quando 
o campo magnético está ligado e o campo elétrico, desligado, os raios catódicos 
atingem o ponto A. Quando se aplica apenas o campo elétrico, os raios atingem o 
ponto C. Quando ambos os campos, elétrico e magnético, estão desligados ou 
 
19 
 
 
ligados, mas equilibrados anulando a influência um do outro, a radiação atinge o ponto 
B. De acordo com a teoria eletromagnética, um corpo carregado em movimento 
comporta-se como um ímã e pode interagir com os campos elétrico e magnético que 
atravessa. Em virtude de os raios catódicos serem atraídos pela placa com carga 
positiva e repelidos pela placa com carga negativa, devem ser constituídos por 
partículas com carga negativa. Essas partículas com carga negativa são denominadas 
elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 8. Um tubo de raios catódicos com um campo elétrico perpendicular à direção dos 
raios catódicos e um campo magnético externo. Os símbolos N e S representam os pólos norte e sul 
do ímã. Os raios catódicos atingirão a extremidade do tubo em: A, na presença do campo magnético; 
C, na presença de um campo elétrico, e B, quando não há campos externos ou quando os efeitos dos 
campos elétrico e magnético se anulam. Fonte: Sagah. 
A Figura 9 mostra o efeito de uma barra magnética em um raio catódico. O 
físico inglês J. J. Thomson usou o tubo de raios catódicos e seu conhecimento da 
teoria eletromagnética para determinar a razão entre a carga elétrica e a massa de 
um elétron (CHANG, 2007). O número que ele encontrou foi 1,76 x 108 C/g, em que C 
é o coulomb, a unidade de carga elétrica. A partir daí, em uma série de experiências 
realizadas entre 1908 e 1917, R. A. Millikan, um físico norte-americano, descobriu que 
a carga de um elétron era de 1,6022 x 10-19 C. Com base nesses resultados, ele 
calculou a massa do elétron: 
 
 
 
 
20 
 
 
 
que é uma massa extremamente pequena. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 9. (a) Um raio catódico produzido em um tubo de descarga se movimentando do 
cátodo (esquerda) para o ânodo (direita). O raio é invisível, mas a fluorescência do sulfeto de zinco 
que recobre o vidro permite a sua visualização em verde. (b) O raio catódico é desviado para baixo 
quando o pólo norte do ímã é aproximado. Quando a polaridade do ímã é revertida, o raio é desviado 
para a direção oposta. Fonte: Sagah. 
6.2 Radioatividade 
Em 1895, o físico alemão Wilhelm Röntgen observou que os raios catódicos 
faziam que o vidro e os metais emitissem uma radiação incomum. Essa radiação 
altamente energética penetrava a matéria, escurecia placas fotográficas cobertas e 
provocava fluorescência em várias substâncias. Como esses raios não eram 
desviados por um ímã, não podiam conter partículas com carga, à semelhança dos 
raios catódicos. Röntgen chamou-lhes de raios X. Pouco depois da descoberta de 
Röntgen, Antoine Becquerel, um professor de física em Paris, começou a estudar as 
propriedades de fluorescência das substâncias. Por mero acidente, verificou que a 
exposição a certos compostos de urânio causava o escurecimento de placas 
fotográficas, envolvidas em um revestimento espesso, mesmo sem a estimulação dos 
raios catódicos. Tal como os raios X, os raios do composto de urânio eram muito 
energéticos e não eram desviados por um ímã, porém distinguiam-se dos raios X 
porque apareciam espontaneamente. Um dos estudantes de Becquerel, Marie Curie, 
sugeriu o nome radioatividade para descrever essa emissão espontânea de 
partículas e/ou radiação. Desde essa época, qualquer elemento que emita radiação 
espontaneamente chamamos de radioativo (CHANG, 2007). 
 
21 
 
 
Investigações posteriores mostraram que, na desintegração ou quebra de 
substâncias radioativas, como o urânio, são produzidos três tipos de radiação, dois 
dos quais desviados por placas metálicas com cargas opostas (Figura 10). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 10. Três tipos de raios emitidos por elementos radioativos. Os raios consistem em 
partículas com carga negativa (elétrons) e são, portanto, atraídos pelaplaca carregada positivamente. 
O oposto é válido para os raios — eles têm carga positiva e são atraídos para a placa com carga 
negativa. Como os raios γ não têm carga, o seu percurso não é afetado por um campo elétrico 
exterior. Fonte: Sagah. 
A radiação alfa (α) consiste em partículas com carga positiva, chamadas de 
partículas α, e são desviadas pela placa com carga positiva. A radiação beta (β), ou 
partículas β, são elétrons e são desviados pela placa com carga negativa. O terceiro 
tipo de emissão radioativa consiste em raios de elevada energia denominados raios 
gama (γ). Tal como os raios X, os raios γ não têm carga e não são afetados por um 
campo elétrico ou magnético externo. 
6.3 Próton e Núcleo 
No início do século XX, duas características dos átomos se tornaram claras: 
continham elétrons e eram eletricamente neutros. Para manter a neutralidade elétrica, 
um átomo deve conter um número igual de cargas positivas e negativas. Por isso, 
Thomson propôs que um átomo podia ser imaginado como uma esfera com carga 
positiva uniforme de matéria, na qual os elétrons estão embutidos como passas em 
 
22 
 
 
um bolo (Figura 11). Esse modelo chamado de “pudim de passas” foi a teoria aceita 
durante muitos anos (CHANG, 2007). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 11. O modelo de átomo de Thomson, às vezes descrito como o modelo do “pudim de 
passas”, uma sobremesa tradicional inglesa. Os elétrons estão embutidos em uma esfera com carga 
positiva distribuída uniformemente. Fonte: Sagah. 
Em 1910, o físico neo-zelandês Ernest Rutherford, que tinha estudado com 
Thomson na Universidade de Cambridge, decidiu usar partículas para analisar a 
estrutura dos átomos. Juntamente com o seu colega Hans Geiger e um estudante 
chamado Ernest Marsden, Rutherford realizou uma série de experiências empregando 
lâminas muito finas de ouro e de outros metais como alvos para as partículas de uma 
fonte radioativa (Figura 12). Eles observaram que a maioria das partículas penetrava 
a lâmina sem desvio ou com apenas uma ligeira deflexão. Mas, de vez em quando, 
uma partícula era desviada de um ângulo grande. Em alguns casos, a partícula era 
ricocheteada na direção de onde tinha vindo! Esse foi um achado surpreendente, pois 
no modelo de Thomson a carga positiva do átomo era tão difusa que as partículas 
positivas deveriam ter atravessado a lâmina com desvios muito pequenos (CHANG, 
2007). Quando informado dessa descoberta, a reação inicial de Rutherford foi: “Foi 
tão inacreditável como se tivéssemos disparado uma bala de 15 polegadas (cerca de 
38 cm) contra uma folha de papel de seda e ela voltasse e nos atingisse”. 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 12. (a) O esquema da experiência de Rutherford para medir o espalhamento das 
partículas por uma lâmina de ouro. Em sua maioria, as partículas atravessaram a lâmina de ouro 
praticamente sem serem desviadas. Algumas foram desviadas de grandes ângulos. Ocasionalmente, 
uma partícula era desviada em sentido contrário. (b) Uma visão ampliada de partículas que 
atravessam e que são desviadas pelos núcleos. Fonte: Sagah. 
Rutherford conseguiu explicar os resultados da experiência de desvio de 
partículas em termos de um novo modelo para o átomo. De acordo com Rutherford, 
grande parte do átomo deve ser constituído de espaço vazio. Isso explica o porquê de 
a maioria das partículas atravessar a lâmina de ouro praticamente sem desvio. 
Rutherford propôs que as cargas positivas do átomo se encontravam todas 
concentradas no núcleo, um cerne denso no interior do átomo. Sempre que uma 
partícula se aproximava de um núcleo na experiência de desvio, sofria grande força 
de repulsão e, portanto, era muito defletida. Além disso, uma partícula cujo percurso 
se dirigia diretamente para o núcleo seria completamente repelida e sua direção, 
invertida. 
As partículas com carga positiva no núcleo chamam-se prótons. Em 
experiências separadas, verificou-se que cada próton transporta a mesma quantidade 
de carga que um elétron e tem uma massa de 1,67262 x g — cerca de 1.840 vezes 
a massa do elétron de carga contrária. Nessa fase da investigação, os cientistas 
entendiam o átomo da seguinte maneira: a massa do núcleo constitui a maior parte 
da massa de todo o átomo, mas o núcleo ocupa apenas cerca de 1/10¹³ do volume do 
átomo. Exprimimos as dimensões atômicas (e moleculares) em termos da unidade SI 
chamada de picômetro (pm), em que 
1 pm 1 x 10-¹² m 
 
 
24 
 
 
Um raio atômico típico é cerca de 100 pm, enquanto o raio de um núcleo 
atômico é apenas cerca de 5 x 10-³ pm. Podemos ter uma noção das dimensões 
relativas de um átomo e de seu núcleo imaginando que se um átomo fosse do 
tamanho do Astródomo de Houston, o volume de seu núcleo seria comparável a uma 
bola de gude. Enquanto os prótons estão confinados ao núcleo do átomo, concebem-
se os elétrons como estando espalhados à volta do núcleo e a alguma distância deste 
(CHANG, 2007). 
6.4 O Nêutron 
O modelo de estrutura atômica de Rutherford deixou um grande problema por 
resolver. Sabia-se que o hidrogênio, o átomo mais simples, continha apenas um 
próton e o átomo de hélio, dois prótons. Portanto, a razão entre a massa do átomo de 
hélio e a massa do átomo de hidrogênio deveria ser 2:1. (Como os elétrons são muito 
mais leves que os prótons, a sua contribuição para a massa atômica pode ser 
desprezada.) Na realidade, contudo, é 4:1. 
Rutherford e outros postularam que devia existir outro tipo de partícula 
subatômica no núcleo atômico; a prova foi fornecida por outro físico inglês, James 
Chadwick, em 1932. Quando Chadwick bombardeou uma folha fina de berílio com 
partículas α, o metal emitiu uma radiação de energia muito elevada, semelhante aos 
raios γ. Experiências posteriores mostraram que a radiação era constituída por um 
terceiro tipo de partícula subatômica, à qual Chadwick deu o nome de nêutrons, 
porque elas mostraram ser partículas eletricamente neutras com uma massa 
ligeiramente superior à massa dos prótons (CHANG, 2007). 
O mistério da razão das massas podia agora ser explicado. No núcleo de hélio 
há dois prótons e dois nêutrons, mas, no núcleo de hidrogênio, apenas um próton e 
nenhum nêutron, daí a razão 4:1. A Figura 13 indica a localização das partículas 
elementares (prótons, nêutrons e elétrons) em um átomo. Existem outras partículas 
subatômicas, porém o próton, o elétron e o nêutron são os três componentes 
fundamentais do átomo que são importantes na química. 
 
 
 
 
25 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 13. Os prótons e os nêutrons de um átomo estão contidos em um núcleo 
extremamente pequeno. Os elétrons são apresentados como “nuvens” em torno do núcleo. Fonte: 
Sagah. 
7 QUANTIZAÇÃO DA ENERGIA 
Sempre tentamos explicar o mundo a nossa volta. Através dessa busca pelo 
conhecimento, construímos teorias que são utilizadas na criação de nossas 
tecnologias. Algumas pessoas hoje acham que já foi descoberto tudo o que se tinha 
para descobrir. Isso não é verdade. Nossa imaginação e curiosidade são infinitas e 
sempre iremos perguntar mais e mais. A busca pelas respostas é ainda mais 
interessante, pois às vezes queremos chegar a elas a qualquer preço e isso cria novas 
teorias e hipóteses que por muitas vezes, a princípio, não são aceitas, nem pelo 
próprio criador da hipótese. Um exemplo muito bom é o da criação da Mecânica 
Quântica. Em 14 de dezembro de 1900, numa reunião da Sociedade Alemã de Física, 
Max Planck apresentou seu artigo “Sobre a Teoria da Lei de Distribuição de Energia 
do Espectro Normal”. (PLANCK, 1900a) 
Neste artigo ele fez o detalhamento do comportamento dos elétrons nas 
paredes do corpo negro e sua interação com a radiação eletromagnética dentro de 
uma cavidade (corpo oco ligado ao exterior por um orifício onde a luz pode penetrar e 
ser termalizada em suas paredes). Planck associou a energia a uma dada frequência 
daradiação de corpo negro à energia de um elétron na parede oscilando 
senoidalmente na mesma frequência. Neste primeiro artigo ele havia postulado que 
apenas a energia da partícula oscilante é quantizada. Somente mais tarde (PLANCK, 
1900a) Planck introduziu este conceito para as ondas eletromagnéticas. 
 
26 
 
 
O fato é que, Planck não estava tão certo da introdução da constante h em sua 
teoria, conforme escreveu “... um ato de desespero...” “Eu sabia que o problema é de 
fundamental significado para a física; eu sabia a fórmula que reproduz a distribuição 
de energia no espectro normal; uma interpretação teórica tinha que ser encontrada a 
qualquer custo, não interessando quão alto” (MEHRA e RECHENBERG, 1982-1987). 
A Mecânica Clássica Newtoniana não é capaz de descrever o comportamento de 
sistemas como átomos e moléculas. Precisamos buscar novas formas (teorias) de 
explicar fenômenos que não são explicados através de teorias clássicas. Esta nova 
teoria, denominada Mecânica Quântica, fornece a base para entendermos o 
comportamento dos átomos e moléculas na matéria. 
A Mecânica Clássica Newtoniana também não é capaz de descrever tão bem 
o Universo como a Teoria da Relatividade de Einstein. Assim como a Teoria da 
Relatividade estende o campo de aplicação das leis físicas para a região de altas 
velocidades, que incluem as leis clássicas como casos especiais, a física Quântica 
estende esse campo à região de pequenas dimensões. Assim como a velocidade da 
luz c é uma constante de significado fundamental para a Relatividade, caracterizando-
a, a chamada constante de Planck h é uma constante universal que caracteriza a física 
Quântica. 
7.1 A Radiação do Corpo Negro 
Todo corpo emite radiação térmica quando aquecido. A matéria em um estado 
condensado (isto é, sólido ou líquido) emite um espectro contínuo de radiação. A 
temperaturas usuais, os corpos são visíveis não pela luz que emitem, mas sim pela 
luz que refletem. Porém, a temperaturas muito altas, os corpos podem ser observados 
pelas suas luminosidades próprias. Considere o exemplo de uma barra metálica que 
é posta no fogo. Quando a barra está a uma temperatura relativamente baixa, ele 
irradia calor, mas esta radiação não é visível. Com o aumento da temperatura, a 
quantidade de radiação que a barra emite aumenta rapidamente. Primeiro a vemos 
com uma cor vermelha apagada, depois uma cor vermelha brilhante, e, a temperaturas 
muito altas, vemos uma cor branca amarelada intensa. 
Como existe uma relação entre a temperatura de um corpo e o espectro de 
frequência da radiação emitida por ele, podemos estimar a sua temperatura 
 
27 
 
 
observando a coloração da luz por ele emitida. Os detalhes do espectro da radiação 
térmica dependem da composição do material de que o corpo é constituído. No 
entanto existe um corpo ideal que emite espectros térmicos de caráter universal. 
Esses corpos são chamados de corpos negros, isto é, absorvem toda a radiação 
térmica incidente sobre eles. O nome é apropriado, pois não refletem luz alguma e 
são, portanto, negros. Corpos negros à mesma temperatura emitem radiação térmica 
com o mesmo espectro. Isso não pode ser explicado através de argumentos clássicos, 
pois a forma específica do espectro não pode ser obtida a partir da termodinâmica 
clássica. No final do século XIX os físicos então começaram a procurar uma 
explicação para as características específicas do espectro de corpo negro. 
Estes modelos clássicos culminaram nos trabalhos de Rayleigh e Jeans 
(RAYLEIGH, 1905; JEANS, 1905), no início do século passado (XX), onde fizeram o 
cálculo da densidade de energia da radiação de corpo negro o qual mostrou uma séria 
divergência entre física clássica e os resultados experimentais. O comportamento da 
previsão da teoria clássica de Rayleigh e Jeans é tão ruim para altas frequências que 
essa parte é conhecida como “catástrofe do ultravioleta” (KUHN, 1978; KLEIN, 1962; 
MEHRA e RECHENBERG, 1982- 1987). 
Planck propôs que a energia média das ondas estacionárias fosse uma função 
da frequência. Isto contradiz a lei da equipartição da energia, que associa à energia 
média um valor independente da frequência. Planck observou que a energia média 
dava valores satisfatórios quando a frequência tendia a zero, porém, a discrepância 
para altas frequências poderia ser eliminada se houvesse, por algum motivo, um corte. 
Percebeu então que isso poderia ser feito se modificasse o cálculo. Tratou a 
energia como se ela fosse uma variável discreta em vez de uma variável contínua, 
pois esta deveria mudar em certa parte do processo. Observou, ainda, que deveria 
utilizar valores pequenos para quando a frequência fosse baixa e valores grandes para 
frequências altas. Portanto, uma energia que obedece a teoria de Planck é dita 
quantizada. 
8 A DUALIDADE ONDA-PARTÍCULA 
Antes do século XX, os físicos foram muito bem-sucedidos em associar o 
transporte de energia ou por ondas ou por partículas. Assim eles explicavam a 
 
28 
 
 
propagação do som em termos de um modelo ondulatório e pressões dos gases em 
termos de uma modelo corpuscular (teoria cinética). Porém, no início do século XX ao 
se depararem com a descoberta de partículas elementares da matéria, tais como o 
elétron e o próton, não podiam mais explicar classicamente os fenômenos observados 
por estas partículas. Como por exemplo, o elétron: A razão entre carga massa do 
elétron e o rastro de ionização que ele deixa na matéria sugerem um comportamento 
corpuscular (ALEXANDER LANGSDORF, 1938), mas a difração de elétrons 
(DAVISSON e GERMER, 1927) sugere um comportamento ondulatório. Niels Bohr 
resume esta situação (DÜRR, NONN e REMPE, 1998) como o princípio da 
complementaridade, ou seja, os modelos ondulatórios e corpusculares são 
complementares. 
Portanto radiação e matéria não são apenas ondas ou partículas. A escolha do 
modelo é determinada pela natureza da medida. Louis de Broglie propôs em 1923 (DE 
BROGLIE, 1923a) a existência de ondas de matéria. O pensamento é relativamente 
simples; se um fóton tem associado a ele uma onda luminosa, uma partícula material, 
por exemplo, o elétron, deverá ter associado a ela uma onda de matéria. De acordo 
com de Broglie uma partícula tem um comprimento de onda (λ) associado a ela, pela 
fórmula: 
 
 
 
onde, p é o momento linear da partícula. 
A natureza ondulatória da luz não é percebida por experiências em óptica 
geométrica, porque as dimensões dos equipamentos utilizados são muito grandes se 
comparados ao comprimento de onda da luz (DE BROGLIE, 1923a). Para observar 
os aspectos ondulatórios da luz precisamos de obstáculos com dimensões da ordem 
do comprimento de onda da luz. Os aspectos ondulatórios do movimento se tornam 
mais dificilmente observáveis quando os comprimentos de onda ficam menores. Mais 
uma vez vemos o papel fundamental desempenhado pela constante de Planck h. Se 
h = 0 então em 
 
 
 
 
29 
 
 
obteríamos sempre . Todas as partículas materiais teriam então um 
comprimento de onda menor do que qualquer dimensão característica, e nunca 
poderíamos observar efeitos de difração. Embora o valor de h absolutamente não seja 
zero, ele é pequeno. E é exatamente pelo fato de ser pequeno que a existência de 
ondas de matéria no mundo material fica disfarçada, pois deveríamos ter momentos 
muito pequenos para que obtivéssemos comprimentos de onda mensuráveis. 
9 PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS 
A tabela periódica foi desenvolvida empiricamente a partir da observação das 
propriedades físicas e químicas dos elementos, sendo uma das realizações mais 
notáveis da química, porque ela ajuda na organização das propriedades dos 
elementos. Em 1869, Meyer e Mendeleev descobriram, independentemente, que os 
elementos se relacionavam em famílias com propriedades semelhantes quando eles 
eram arranjados na ordem crescente das massas atômicas. Mendeleev chamouessa 
observação de lei periódica. Nesse sentido, uma das características da ciência é que 
ela dá significado preciso às palavras comuns de nossa linguagem cotidiana. Sendo 
assim, na linguagem diária, uma substância é apenas um outro nome da matéria. 
Contudo, na química, uma substância é compreendida como uma forma simples e 
pura da matéria. Em geral, as substâncias e a matéria são formadas por um ou mais 
tipos de elementos químicos e existem em diferentes formas, chamadas de estados 
da matéria (WELLER, 2017). 
9.1 Estados da matéria, suas características e influências em propriedades 
físico-químicas 
Toda matéria é constituída de pequenas partículas (átomos e moléculas) e, 
dependendo do maior ou menor grau de agregação entre elas, a matéria assume 
determinadas características. Uma dessas características é a propriedade física 
chamada de estado da matéria, estado de agregação ou, ainda, fase. As substâncias 
e a matéria, em geral, existem em três estados físicos, sendo os mais comuns os 
estados sólido, líquido e gás. O estado sólido é uma forma rígida da matéria; o estado 
líquido é uma forma fluída da matéria, que tem superfície bem definida e que toma a 
 
30 
 
 
forma do recipiente que o contém; já o estado gás é uma forma fluída da matéria que 
ocupa todo o recipiente que o contém. Cabe ainda ressaltar que o termo vapor é usado 
para indicar que uma substância, que normalmente é sólida ou líquida, está na forma 
de gás. 
A Figura 14 mostra como os estados da matéria podem ser distinguidos pelos 
arranjos e movimento de seus átomos e moléculas. Em um sólido, como o gelo ou o 
cobre, os átomos estão organizados de modo a ficarem muito perto uns dos outros, 
dificultando que se movam facilmente, tornando o sólido uma estrutura rígida. 
Contudo, os átomos de um sólido não ficam imóveis, eles oscilam em torno de sua 
posição média. Esse movimento de oscilação fica mais intenso com a aumento da 
temperatura. Já os átomos e as moléculas de um líquido apresentam uma organização 
semelhante ao de um sólido, porém eles têm energia suficiente para se mover uns em 
relação aos outros. Em um gás, como o ar (que é composto principalmente de 
nitrogênio e oxigênio) e o vapor de água, por exemplo, as moléculas são quase 
totalmente livres umas das outras, elas se movem pelo espaço em velocidades 
próximas à do som, eventualmente colidindo e mudando de direção. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 14. Representação molecular dos três estados da matéria. Fonte: Adaptada de Andrii 
Symonenko/Shutterstock.com. 
9.1.1 Mudanças de estado físico 
Cada um dos três estados da matéria apresenta características específicas, 
como volume, densidade e forma, as quais podem ser alteradas pela variação de 
temperatura, seja pelo aquecimento ou resfriamento. Dessa forma, quando uma 
substância muda seu estado físico, suas características macroscópicas (volume, 
 
31 
 
 
forma, etc.) e microscópicas (arranjo de partículas) são alteradas, não havendo, 
porém, alteração em sua composição. A Figura 15 a seguir mostra as mudanças de 
estado, com nomes particulares que cada uma delas recebe (WELLER, 2017). 
9.1.2 Propriedades físicas 
As propriedades físicas de uma substância são as características que se pode 
observar ou medir sem mudar a identidade dessa substância. Essas propriedades 
físicas incluem características como o ponto de fusão (PF) (a temperatura na qual 
um sólido passa a líquido), ponto de ebulição (PE) (a temperatura na qual um líquido 
passa a gás), a dureza, a cor, o estado da matéria (sólido, líquido ou gás) e a 
densidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 15. Diagrama de mudanças de estados físicos. Fonte: Adaptada de 
MicroOne/Shutterstock.com. 
Já uma propriedade química refere-se à capacidade de uma substância de se 
transformar em uma outra substância. Um exemplo de propriedade química seria a 
formação da água (H2O) por meio da reação do gás hidrogênio (H2) com oxigênio 
(queima). Além disso, as propriedades também podem ser classificadas segundo sua 
dependência da massa da amostra. Dessa forma, uma propriedade intensiva 
independe da massa da amostra, como a temperatura. Por outro lado, uma 
propriedade extensiva é aquela que depende da massa (“extensão”) da amostra 
(ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2013), como o volume, por exemplo: 2 kg de água 
 
32 
 
 
ocupam um volume duas vezes maior do que 1 kg de água. Cabe salientar, ainda, que 
algumas propriedades intensivas representam uma razão entre duas propriedades 
extensivas. Portanto, a propriedade denominada por densidade, d, de uma amostra 
é sua massa, m, dividida pelo seu volume, V: 
Densidade = massa/volume ou d = m/v 
 
Veja no Quadro 3 a seguir a densidade de algumas substâncias. 
 
 
Quadro 3. Densidade de algumas substâncias nos três estados físicos 
 
 
 
 
 
Fonte: Adaptado de Rosenberg, Epstein e Krieger (2014). 
9.2 Famílias e períodos da tabela periódica 
Os químicos descobriram que, ao serem listados na ordem crescente do 
número atômicos e arranjados em linhas contendo certo número deles, os elementos 
formam famílias, com propriedades semelhantes. Esse arranjo de elementos 
distribuídos de acordo com seus números atômicos e que mostra as relações entre 
famílias é chamado de tabela periódica, conforme expresso na Figura 16 a seguir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 16. Tabela periódica, com nomes de algumas regiões e grupos. Fonte: Weller et al. 
(2017, p. 863). 
As colunas verticais da tabela são chamadas de grupos, nos quais é possível 
identificar as principais famílias dos elementos. As colunas mais altas, sendo elas os 
grupos 1-IA, 2-IIB e 13-IIIA até 18-VIIIA, são chamados de grupos principais da 
tabela. Já as linhas horizontais são denominadas de períodos e são numeradas de 
cima para baixo, sendo que o número do período corresponde à quantidade de níveis 
(camadas) eletrônicos que os elementos químicos apresentam (ATKINS; JONES; 
LAVERMAN, 2013). Além disso, a tabela periódica é dividida em quatro blocos e, por 
estarem relacionados com a estrutura atômica, são chamados de s, p, d e f. Nas 
famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada de 
valência, além disso, seus elétrons mais energéticos estão situados nos subníveis s 
ou p. Essas famílias recebem ainda nomes característicos, conforme mostra o Quadro 
4. 
 
Quadro 4. Denominações para as famílias ou grupo A 
 
 
 
34 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: Adaptado de Atkins, Jones e Laverman (2013). 
Os elementos das famílias B são denominados genericamente por elementos 
de transição, em que uma parte deles está disposta no bloco central da tabela 
periódica, de 3-IIIB até 12-IIB, e apresentam seus elétrons mais energéticos em 
subníveis d. A outra parte desses elementos está deslocada no corpo central, 
constituindo as séries dos lantanoides (conhecidos por lantanídeos) e dos actinoides 
(conhecidos por actinídeos), contendo seus elétrons mais energéticos em subníveis 
f. Além disso, os elementos são classificados como metais, não metais e metaloides. 
Os metaloides têm aparência e algumas propriedades de um metal, mas 
comportam-se quimicamente como um não metal. O cobre, por exemplo, é um metal, 
conduz eletricidade, tem brilho quando polido, é maleável (da palavra latina para 
martelo, ou seja, pode ser martelado até se transformar em folhas finas) e é dúctil (da 
palavra latina para alongamento, ou seja, pode ser alongado em fios). O enxofre, por 
outro lado, é classificado como não metal, não conduz eletricidade e não pode ser 
transformado em folhas finas por pressão nem em fios. As distinções entre metais, 
não metais e metaloides não são muito precisas, porém, os sete elementos (B, Si, Ge, 
As, Sb, Te, Po), na diagonal entre os metais, à esquerda, e os não metais, à direita, 
são frequentemente considerados metaloides.35 
 
 
10 PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DA TABELA PERIÓDICA 
A tabela periódica pode ser usada na previsão de muitas propriedades, as quais 
muitas são cruciais para o entendimento dos materiais e das ligações químicas, além 
da organização dos elementos de acordo com essas propriedades (ATKINS; JONES; 
LAVERMAN, 2013). 
10.1 Raio atômico 
O tamanho do átomo é uma característica difícil de ser determinada, pois a 
eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida, logo, não é possível medir seu 
raio exato. Dessa forma, o raio atômico de um elemento é definido como sendo a 
metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. Se o elemento é um metal, 
o raio atômico é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma 
amostra sólida. Já se o elemento é um não metal ou um metaloide, o raio atômico 
será a distância entre os núcleos de átomos unidos por meio de uma ligação química, 
chamado também de raio covalente do elemento. Para os elementos pertencentes à 
família dos gases nobres, utiliza-se o raio de van der Waals, que é a metade da 
distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra de gás sólido. 
Adicionalmente, já que os átomos de uma amostra de gás nobre não estão ligados 
quimicamente, o raio de van der Waals são, em geral, muito maiores do que os raios 
covalentes. De maneira geral, para comparar o tamanho dos átomos, deve-se levar 
em conta dois fatores (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2013). 
 
• Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será 
o tamanho do átomo. 
• Número de prótons: caso os átomos comparados apresentem o mesmo 
número de níveis (camadas), deve-se usar o critério do número de prótons. O átomo 
que apresenta maior número de prótons exerce maior atração sobre seus elétrons e, 
consequentemente, resulta em uma redução no seu tamanho. 
 
 
 
 
36 
 
 
Generalizando: 
• em uma mesma família: o raio atômico (tamanho do átomo) aumenta de cima 
para baixo na tabela, em razão do aumento do número de níveis; 
• em um mesmo período: o tamanho do átomo aumenta da direita para a 
esquerda na tabela, em razão da diminuição do número de prótons nesse sentido, o 
que diminui a força de atração sobre os elétrons. 
Veja a Figura 17 a seguir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 17. Representação esquemática da variação do raio atômico na tabela periódica. 
Fonte: Adaptada de magnetix/Shutterstock.com. 
10.2 Energia de Ionização 
Sabe-se que a formação de uma ligação depende da remoção de um ou mais 
elétrons de um átomo e a sua transferência para outro átomo. Dessa forma, a energia 
necessária para remover elétrons de um átomo é, portanto, de suma importância para 
se compreender suas propriedades químicas. Nesse sentido, a energia de ionização 
é a energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gás (ATKINS; 
JONES; LAVERMAN, 2013). 
 
A energia de ionização é normalmente expressa em elétron-voltz (eV) para um 
átomo isolado e em jaules por mol de átomos (J·mol-¹). A primeira energia de 
ionização, I1, é a energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro na 
fase gás. Por exemplo, para o cobre: 
 
 
 
 
37 
 
 
Portanto, a segunda energia de ionização, I2, de um elemento é a energia 
necessária para remover um elétron de um cátion com carga unitária na fase gás. 
Para o cobre, por exemplo: 
 
 
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre 
o elétron mais afastado. Portanto, menor será a energia necessária para remover esse 
elétron. Assim: 
 
• em uma mesma família — a energia de ionização aumenta de baixo para 
cima; 
• em um mesmo período — a energia de ionização aumenta da esquerda para 
a direita. 
10.3 Afinidade eletrônica ou eletroafinidade 
Para predizer algumas propriedades químicas, é necessário saber como a 
energia muda quando um elétron se liga a um átomo. Assim, a afinidade eletrônica, 
Eea, de um elemento é a energia liberada quando um elétron se liga a um átomo na 
fase gás. Dessa forma, uma alta afinidade eletrônica pode ser compreendida como 
uma grande quantidade de energia liberada quando um elétron se liga a um átomo na 
fase gás. Já uma afinidade eletrônica negativa significa que é necessário fornecer 
energia para fazer com que um elétron se ligue a um átomo. Por exemplo, a afinidade 
eletrônica do cloro é a energia liberada no processo: 
Uma tendência é claramente perceptível: as afinidades eletrônicas são maiores 
na parte direita superior da tabela periódica. Assim: 
 
• em uma família ou num período, quanto menor o raio, maior a afinidade 
eletrônica. 
 
38 
 
 
10.4 Eletronegatividade 
A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, 
relativa. Dessa forma, a eletronegatividade é a propriedade pela qual se compara a 
força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação (ATKINS; 
JONES; LAVERMAN, 2013). Essa força de atração tem relação com o raio atômico: 
quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração, pois a distância 
núcleo-elétron da ligação é menor. A eletronegatividade não é definida para os gases 
nobres. Linus Pauling estabeleceu uma escala de valores para a eletronegatividade, 
atribuindo ao elemento flúor (F) o maior valor, 4,0. 
A variação da eletronegatividade na tabela periódica é igual à da 
eletroafinidade, assim: 
 
• nas famílias — a eletronegatividade aumenta de baixo para cima; 
• nos períodos — a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita. 
10.5 Densidade 
Experimentalmente, verifica-se que: 
 
a) entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade aumenta, de maneira 
geral, de acordo com o aumento das massas atômicas, ou seja, de cima para baixo; 
b) em um mesmo período, de maneira geral, a densidade aumenta das 
extremidades para o centro da tabela (WELLER, 2017). 
 
Portanto, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e 
inferior da tabela periódica, sendo o ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm³). 
10.6 Temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) 
Experimentalmente, verifica-se o seguinte: 
 
 
39 
 
 
a) nas famílias IA e IIA, os elementos de maiores TF e TE estão situados na 
parte superior da tabela. Na maioria das famílias, os elementos com maiores TF e TE 
estão situados geralmente na parte inferior; 
b) em um mesmo período, de maneira geral, a TF e a TE crescem das 
extremidades para o centro da tabela. 
 
Assim, entre os metais, o tungstênio (W) é o que apresenta maior TF: 3410°C. 
O carbono (C), por formar estruturas com grande número de átomos, apresenta TF 
(3550°C) e TE (4287°C) elevados. 
10.7 Volume atômico 
A expressão volume atômico se refere ao volume de um átomo. Na verdade, a 
expressão é usada para designar, para qualquer elemento, o volume ocupado por 
uma quantidade fixa de número de átomos. O volume atômico se refere, portanto, ao 
volume ocupado por 6,02 × 1023 átomos, e pode ser calculado relacionando a massa 
desse número de átomos com a sua densidade. Assim, temos: 
 
Volume Atômico = massa molar/densidade → V = m/d 
 
Experimentalmente, verifica-se que: 
 
• em uma mesma família, o volume atômico aumenta com o aumento do raio 
atômico; 
• em um mesmo período, o volume atômico cresce do centro para as 
extremidades. 
11 LIGAÇÕES QUÍMICAS E ELETRONEGATIVIDADE 
Se átomos de um mesmo elemento ou de elementos diferentes não tivessem a 
capacidade de se combinarem uns com os outros, certamente não encontraríamos na 
natureza uma grande variedade de substâncias. Essa combinação de átomos se dá 
por meio de ligações químicas, as quais ocorrem de diferentes maneiras, como 
 
40 
 
 
mediante a transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro 
ou pelo compartilhamento de elétrons dos níveis de valência. Uma ligação química 
entre dois átomos é, então, formada se o arranjo resultante dos dois núcleose seus 
elétrons apresentam menos energia do que a energia total dos átomos separados. 
Essa mudança de energia durante a formação de ligações ocorre quando os elétrons 
de valência dos átomos, ou seja, os elétrons da camada mais externa, mudam de 
posição (WELLER, 2017). 
11.1 Ligações iônicas 
Uma ligação iônica é consequência da atração eletrostática entre íons positivos 
(cátions) e negativos (ânions), ou seja, um dos átomos participantes da ligação tem 
tendência de perder elétrons, enquanto o outro, de receber elétrons. Isso significa que 
é necessário entender as mudanças de energia que acompanham a formação dos 
íons e as interações entre eles. Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons 
são metais e pertencem às famílias IA, IIA e IIIA. Já os átomos que recebem elétrons 
são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA. O hidrogênio (Z = 1), por exemplo, 
apresenta, na sua primeira e única camada, um elétron, atingindo a estabilidade, 
nesse tipo de ligação, ao receber mais um elétron (WELLER, 2017). 
A ligação iônica entre os átomos A e B, genéricos, pode ser esquematicamente 
representada conforme o Quadro 5 a seguir. 
 
Quadro 5. Representação esquemática de uma ligação iônica 
 
 
 
 
 
Fonte: Adaptado de Atkins, Jones e Laverman (2013). 
O exemplo mais representativo de uma ligação iônica é a formação de um 
cristal de cloreto de sódio (sal de cozinha) a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro 
 
41 
 
 
(Cl). Pode-se imaginar a formação do sólido em três etapas: os átomos de sódio 
liberam elétrons, que se ligam aos átomos de cloro, e os íons resultantes agrupam-se 
como um cristal. O átomo de sódio (Na) está no Grupo 1-IA da tabela periódica, logo, 
apresenta um elétron na camada de valência. Assim, sua estabilidade eletrônica será 
atingida pela perda de um elétron, originando o íon Na+, com oito elétrons da camada 
de valência. A energia de ionização do sódio é de 494 kJ·mol-¹, então, é preciso 
fornecer essa quantidade de energia para formar os cátions no processo. Observe: 
 
 
 
 
O átomo de cloro (Cl) está no grupo 17-VIIA da tabela periódica, logo, apresenta 
sete elétrons na camada de valência. A sua estabilidade eletrônica é então atingida 
pelo ganho de um elétron, originando o íon Cl-. A afinidade eletrônica dos átomos de 
cloro é de +349 kJ·mol-¹, logo, são liberados essa quantidade de energia quando 
elétrons se ligam aos átomos de cloro para formar ânions. Observe: 
 
 
 
 
Após a formação dos íons (Na+ e Cl-) eletronicamente estáveis, ocorre uma 
interação eletrostática (cargas com sinal contrário se atraem), formando assim os 
compostos iônicos. A interação entre os íons produz aglomerados com forma 
geométrica definida, denominados retículos cristalinos, característicos dos sólidos. 
Assim, quando os íons de sódio e cloro, por exemplo, se juntam para formar um sólido 
cristalino, a atração mútua libera uma grande quantidade de energia. 
Experimentalmente, obtém-se: 
 
 
A presença de retículo iônico determina as principais características desses 
compostos, descritas a seguir (WELLER, 2017). 
 
 
42 
 
 
• São sólidos nas condições ambientes (temperatura de 25°C e pressão de 1 
atm). 
• Os compostos iônicos apresentam elevadas temperatura de fusão e 
temperatura de ebulição. 
• São duros e quebradiços, quando submetidos a impacto, produzindo faces 
planas. 
• Quando dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido (fundidos), 
apresentam condutibilidade elétrica, em razão da existência de íons com liberdade de 
movimento, que podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o circuito elétrico. 
• Seu melhor solvente é a água. 
11.2 Determinação das fórmulas dos compostos iônicos 
A fórmula de um composto iônico mostra a mínima proporção entre os átomos 
que se ligam, de modo que se forme um sistema eletricamente neutro. Sendo assim, 
é necessário que o número de elétrons doados por um dos átomos seja igual ao 
número de elétrons recebidos pelos átomos do outro elemento, como mostrado a 
seguir. 
 
 
 
11.3 Ligações covalentes 
Como os não metais não formam cátions monoatômicos, a natureza das 
ligações entre não metais envolve o compartilhamento de elétrons. Os elementos não 
metálicos existem como moléculas, por exemplo, as espécies diatômicas H2, N2, O2, 
F2, Cl2, Br2 e I2 e as espécies poliatômicas P4 e S8. Para explicar a ligação entre dois 
átomos de não metais, a proposta de Lewis é que um par de elétrons é compartilhado 
pelos dois átomos, isto é, cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada 
átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos. Em outras palavras, os dois 
átomos ficam juntos porque ocorre interação coulômbica entre os dois elétrons e os 
 
43 
 
 
núcleos e nenhum dos átomos perde totalmente um elétron, portanto, nenhum átomo 
precisa receber a totalidade de energia de ionização (WELLER, 2017). 
A ligação covalente pode ser representada esquematicamente, como mostrado 
no Quadro 6 a seguir. 
 
Quadro 6. Representação esquemática de uma ligação covalente 
 
 
 
Fonte: Adaptado de Atkins, Jones e Laverman (2013). 
11.4 Propriedades dos seus compostos ligados covalentemente 
As propriedades das substâncias formadas por meio de ligações covalentes 
são muito diferentes das propriedades dos átomos originários. Em condições 
ambientais, as substâncias moleculares podem ser encontradas nos três estados 
físicos, como mostrado no Quadro 7 a seguir. 
 
Quadro 7. Estados físicos de substâncias moleculares 
 
 
 
 
Fonte: Adaptado de Atkins, Jones e Laverman (2013). 
Além disso, as substâncias moleculares geralmente apresentam temperatura 
de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) inferiores às das substâncias iônicas e, 
quando puras, não conduzem corrente elétrica. Cabe ainda ressaltar que os 
compostos com grande número de átomos, derivados de ligações covalentes, levam 
à formação de estruturas identificadas como macromoléculas. Essas substâncias, 
em condições de ambiente são sólidas e apresentam elevadas TF e TE, como: sílica 
 
44 
 
 
(SiO2)n, grafita (C), diamante (C), celulose (C6H10O5)n, polietileno (C2H4)n, entre outros 
(WELLER, 2017). 
11.5 Eletronegatividade 
O poder de atração dos elétrons exercido por um átomo que participa de uma 
ligação é chamado de eletronegatividade. Assim, o átomo do elemento que 
apresenta a maior eletronegatividade tem maior poder de atrair elétrons e tende a 
afastá-los do átomo que apresenta a menor eletronegatividade. Em 1932, o químico 
norte-americano Linus Pauling propôs, experimentalmente, uma medida quantitativa 
da distribuição dos elétrons na ligação, conforme mostrado na Figura 18. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 18. Variação da eletronegatividade dos elementos da tabela periódica. Fonte: 
Adaptada de extender_01/Shutterstock.com. 
Assim como as energias de ionização e as afinidades eletrônicas são maiores 
no alto, à direita, da tabela periódica (próximo ao flúor), a eletronegatividade segue a 
mesma escala, sendo o nitrogênio, o oxigênio, o bromo, o cloro, e o flúor os elementos 
de maior eletronegatividade. Dessa forma, quando dois átomos de uma ligação têm 
uma pequena diferença de eletronegatividade, as cargas parciais são muito 
pequenas. Porém, quando a diferença de eletronegatividade aumenta, as cargas 
parciais também crescem. Já se as eletronegatividades são muito diferentes, um dos 
átomos pode ficar com a maior parte do par de elétrons compartilhado (por exemplo, 
numa ligação covalente), em que o elemento mais eletronegativo lembra um ânion e 
o outro lembra um cátion. Esse tipo de ligação apresenta caráter iônico considerável. 
Se a diferença de eletronegatividade é muito grande, como em NaCl e KF, a 
 
45 
 
 
contribuição iônica domina a distribuição covalente e é melhor considerar iônica a 
ligação (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2013). 
Sendo assim, não existe uma linha divisória muito claraentre as ligações 
covalentes e iônicas. Contudo, uma regra útil pode ser aplicada, em que se a diferença 
de eletronegatividade é de cerca de duas unidades, o caráter iônico é tão alto que é 
melhor considerar iônica a ligação. Porém, para diferenças de eletronegatividade 
menores do que 1,5, é razoavelmente mais seguro descrever a ligação como sendo 
covalente. 
12 ESTRUTURAS DE LEWIS, A REGRA DO OCTETO E A POLARIDADE DE 
LIGAÇÕES 
12.1 Estruturas de Lewis e a regra do octeto 
Lewis criou uma forma simples para demonstrar os elétrons de valência quando 
os átomos formam ligações iônicas. Ele representou cada elétron de valência como 
um ponto e distribuiu em torno do símbolo do elemento. Cada ponto representa um 
único elétron em um orbital e um par de pontos representa dois elétrons emparelhados 
partilhando o orbital. 
Para deduzir a fórmula de um composto iônico usando os símbolos de Lewis, 
representa-se primeiro o cátion pela remoção de elétrons (representados pelos pontos 
do símbolo do átomo do metal). Após, representa-se o ânion transferindo esses pontos 
(elétrons) para o símbolo do átomo do não metal, de modo a completar sua camada 
de valência, ou seja, atingir a configuração de um gás nobre. Por fim, escreve-se 
sobrescrito a carga de cada íon. Um exemplo simples seria a fórmula do cloreto de 
cálcio (CaCl2), representado a seguir (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2013). 
A mesma ideia descrita por Lewis para ligações iônicas pode ser estendida às 
ligações covalentes. Contudo, quando uma ligação covalente é formada, os átomos 
compartilham elétrons até atingir a configuração de um gás nobre. Lewis denominou 
esse princípio de regra do octeto, em que os átomos de uma ligação covalente 
tendem a completar seus octetos pelo compartilhamento de elétrons. O nitrogênio (N), 
por exemplo, tem cinco elétrons na camada de valência e utiliza mais três para 
completar o octeto. O cloro (Cl) tem sete elétrons na camada de valência e utiliza mais 
 
46 
 
 
um para completar o octeto. O argônio (Ar) já tem seus oito elétrons na camada de 
valência, dessa forma, não compartilha elétrons. O hidrogênio (H), pelo fato de formar 
apenas uma ligação, ou seja, ter valência igual a 1, usa apenas mais um elétron para 
atingir ao dublete do hélio. 
Pode-se utilizar também os símbolos de Lewis para descrever ligações 
covalentes, como uma linha (-) para representar o par de elétrons compartilhado. A 
molécula de hidrogênio, formada por dois átomos de hidrogênio, é representada pelo 
símbolo H-H. O átomo de cloro tem sete elétrons na camada de valência, logo, o outro 
elétron utilizado para completar o octeto vem do compartilhamento de um elétron 
fornecido por outro átomo, como um outro átomo de cloro ou um átomo de hidrogênio, 
conforme mostrado na Figura 19. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 19. Representação das ligações covalentes por meio das estruturas de Lewis. Fonte: 
Adaptada de magnetix/Shutterstock.com. 
Dessa forma, a regra do octeto explica as valências dos elementos e as 
estruturas de muitos compostos, porém, átomos como fósforo (P), enxofre (S), cloro 
(Cl) e outros não metais do terceiro período e dos seguintes podem acomodar mais 
de oito elétrons na camada de valência (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2013). 
12.2 Polaridade de ligações 
 
 
 
 
 
 
47 
 
 
Figura 20. Representação de uma ligação iônica polar. Fonte: Adaptada de Orange Deer 
studio/Shutterstock.com. 
O acúmulo de cargas elétricas em determinada região é denominado polo, que 
pode ser de dois tipos: polo negativo, representado por (-) ou -δ; ou polo positivo, 
representado por (+) ou +δ. Toda ligação iônica, onde todos os íons apresentam 
excesso de cargas elétricas positivas ou negativas, será uma ligação polar. As 
ligações iônicas apresentam máxima polarização (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 
2013). Um exemplo de molécula iônica polar pode ser representado pelo NaCl, na 
Figura 20. 
Já nas ligações covalentes, a existência de polos está associada à deformação 
da nuvem eletrônica e depende da diferença de eletronegatividade entre os 
elementos. Quando há formação de ligação covalente entre átomos com a mesma 
eletronegatividade, não ocorre distorção da nuvem eletrônica de forma tão 
significativa. Sendo assim, essas ligações são denominadas apolares. Um exemplo 
de molécula formada por ligação covalente apolar está representado na Figura 21. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 21. Representação de uma ligação covalente apolar. Fonte: Adaptada de Orange 
Deer studio/Shutterstock.com. 
Porém, quando a ligação covalente se dá entre átomos de eletronegatividades 
diferentes, ocorre deformação da nuvem eletrônica em decorrência do acúmulo de 
carga negativa (–δ) em torno do elemento de maior eletronegatividade. Essas ligações 
são denominadas polares e podem ser esquematicamente representadas pela 
molécula de HCl, demonstrada na Figura 22. 
 
 
 
 
48 
 
 
 
 
Figura 22. Representação de uma ligação covalente polar. Fonte: Adaptada de Orange Deer 
studio/Shutterstock.com. 
Dessa forma, a polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza 
denominada momento dipolar (μ), ou dipolo elétrico, que normalmente é 
representada por um vetor orientado no sentido do elemento mais eletronegativo, ou 
seja, o vetor é orientado do polo positivo para o polo negativo. Veja um exemplo na 
Figura 23. 
 
 
 
 
 
 
Figura 23. Representação do momento dipolar do BF3. Fonte: Fogaça (2018, documento on-
line). 
13 LIGAÇÃO COVALENTE E TABELA PERIÓDICA 
Um par de elétrons emparelhado é chamado de ligação simples. Dessa forma, 
dois átomos podem compartilhar dois ou três pares de elétrons. Quando dois pares 
de elétrons são compartilhados entre dois átomos, forma-se uma ligação dupla. 
Quando três pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos, forma-se então 
uma ligação tripla. Uma ligação simples pode ser representada por um traço (-), por 
exemplo, C-H, em uma estrutura de Lewis. Uma ligação dupla é escrita como =, por 
exemplo, C=O. De modo similar, uma ligação tripla é escrita como ≡, por exemplo, 
C≡C. Assim, as ligações duplas e triplas são coletivamente denominadas de ligações 
múltiplas. Da mesma forma que numa ligação simples cada linha representa um par 
de elétrons, uma ligação dupla envolve um total de quatro elétrons e uma ligação tripla 
envolve seis elétrons. A ordem de ligação é então definida como o número de ligação 
que une um par específico de átomos (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2013). Logo, 
para o H2, ordem de ligação é igual a 1, no grupo C=O é 2, e em C≡C, como no etino, 
 
49 
 
 
é 3. Segundo a teoria da ligação de valência (TLV), uma ligação química é definida 
como uma combinação de dois orbitais atômicos com energias semelhantes, sendo 
que essa combinação se dá quando os orbitais atômicos se aproximam 
suficientemente para produzirem uma sobreposição efetiva (BENVENUTTI, 2006). 
A TLV prevê ainda a existência de dois tipos de sobreposição de orbitais, 
descritos a seguir. 
 
1. A primeira é chamada de ligação sigma (σ), representada pela ligação 
simples, quando o orbital molecular formado apresenta densidade eletrônica 
exatamente na direção internuclear, ou seja, no eixo da ligação química, conforme 
representado na Figura 24. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 24. Possibilidades de sobreposições sigma de orbitais. Fonte: 
magnetix/Shutterstock.com. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 25. Demonstração da ligação tripla por meio da sobreposição π no etino. Fonte: 
Adaptada de magnetix/Shutterstock.com. 
2. A segunda situação é chamada de ligação pi (π), representada nas ligações 
duplas e triplas, quando a sobreposição dos orbitais ocorre no plano da ligação e está 
 
50 
 
 
representada na Figura 25. Nesse caso, a densidade eletrônica no eixo da ligação é 
igual a zero. 
 
Dessa forma, para que ocorra uma ligação química, é necessário que haja 
simetria adequada e energias próximas