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Química Geral e 
Experimental I
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof.ª Me. Marina Garcia Resende Braga
Revisão Textual:
Prof.ª Me. Natalia Conti
Propriedades da Tabela Periódica e Ligações Químicas
• Introdução;
• Tabela Periódica.
 · Apresentar algumas propriedades da tabela periódica e conceitos 
sobre ligações químicas.
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Propriedades da Tabela Periódica 
e Ligações Químicas
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas: 
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos 
e sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você 
também encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão 
sua interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e 
de aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Propriedades da Tabela Periódica e Ligações Químicas
Introdução
Você já parou para pensar em como foram organizados os elementos na Tabela 
Periódica? Dependendo de sua localização, será que possuem algo em comum? 
E como isso influencia nas ligações químicas? Nesta unidade, estudaremos conceitos 
importantes relacionados à Tabela Periódica e também ligações químicas intra e 
intermoleculares. Vamos lá?
Tabela Periódica
A Tabela Periódica reúne todos os elementos químicos (naturais e artificiais) 
conhecidos pelo ser humano até o momento. Atualmente, está organizada em sete 
períodos (fileiras horizontais) e outras dezoito colunas verticais (grupos). Os ele-
mentos estão organizados em ordem crescente de números atômicos (FIOROTTO, 
2014). A Tabela Periódica está ilustrada a seguir.
Figura 1
Fonte: Wikimedia Commons
Observe o esquema a seguir, que mostra como o elemento sódio é mostrado na 
Tabela Periódica.
Na
11Número atômico Distribuição 
eletrônica do 
elementoSímbolo do elemento
Nome do elemento
Número de massa
2
8
1
Sódio
22,990
Figura 2
8
9
Acima, estão as principais características do elemento que você poderá consultar 
na Tabela Periódica.
Estrutura – Famílias
A Tabela Periódica é constituída por 18 grupos ou famílias, e os elementos 
presentes em cada uma delas apresentam características semelhantes. As famílias 
são as seguintes:
• Família 1A (Grupo 1) – Metais alcalinos: são sólidos à temperatura ambiente, 
apresentam 1 elétron em suas camadas de valência, são metálicos, possuem 
brilho característico, muito solúveis em água, apresentam alta reatividade, etc;
• Família 2A (Grupo 2) – Metais alcalino-terrosos: possuem características 
semelhantes aos metais alcalinos, como alta reatividade, caráter metálico, são 
sólidos à temperatura ambiente, alta solubilidade em água, etc. Possuem 2 
elétrons em suas camadas de valência;
• Família B (Grupos 3 a 12) – Metais de transição: são bons condutores de 
calor e eletricidade, também possuem brilho característico e pontos de fusão e 
ebulição maiores que os metais alcalinos e alcalino-terrosos, etc. A quantidade 
de elétrons em suas camadas de valência é variável;
• Família 3A (Grupo 13) – Família do Boro: apresenta, em sua maioria, me-
tais, com exceção do Boro (semimetal); todos os elementos são sólidos à tem-
peratura ambiente, etc. Apresentam 3 elétrons em suas camadas de valência;
• Família 4A (Grupo 14) – Família do Carbono: formada por metais, ametais 
e semimetais; possuem 4 elétrons em suas camadas de valência. O carbono 
possui características específicas, que não são comuns aos outros elementos da 
família, como a capacidade de se ligar com outros átomos de carbono através 
de ligações relativamente fortes e formação de ligações duplas e triplas;
• Família 5A (Grupo 15) – Família do Nitrogênio: os elementos desse grupo 
possuem alta energia de ionização, 5 elétrons em suas camadas de valência. 
O nitrogênio é o único do grupo que é capaz de formar moléculas diatômicas;
• Família 6A (Grupo 16) – Calcogênios: alta afinidade eletrônica e eletronega-
tividade, possuem 6 elétrons em suas camadas de valência. O elemento mais 
importante desse grupo é o oxigênio, devido a sua vasta gama de aplicações;
• Família 7A (Grupo 17) – Halogênios: altos pontos de fusão e ebulição, alta 
energia de ionização e possuem 7 elétrons em sua camada de valência. A 
família é composta somente por não-metais (ou ametais);
• Família 8A (Grupo 18) – Gases Nobres: possuem baixa reatividade e são 
altamente estáveis. Seguem a regra do octeto e possuem 8 elétrons em suas 
camadas de valência, daí sua estabilidade (com exceção do Hélio, que possui 2).
9
UNIDADE Propriedades da Tabela Periódica e Ligações Químicas
Os elementos presentes na Tabela periódica podem ser divididos em cinco 
grupos: metais, semimetais, ametais, gases nobres e hidrogênio. A maior parte dos 
elementos presentes na Tabela Periódica são metais. As exceções são as seguintes:
• Semimetais: essa classificação está em desuso, porém, em alguns livros, 
ainda é citada (RUSSELL, 1994; FIOROTTO, 2014). Os semimetais são: 
boro (B), silício (Si), germânio (Ge), arsênio (As), antimônio (Sb), telúrio (Te) 
e polônio (Po);
• Ametais: carbono (C), nitrogênio (N), fósforo (P), oxigênio (O), enxofre (S), 
selênio (Se), flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodo (I) e astato (At);
• Gases nobres: hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio 
(Xe) e radônio (Rn);
• Hidrogênio: está situado na família 1A por possuir apenas um elétron nos 
átomos de sua camada de valência, no entanto, suas características não são 
semelhantes às dos metais alcalinos.
Alguns elementos não foram citados nesta unidade, pois foram descobertos re-
centemente e suas propriedades ainda não foram completamente determinadas, 
como ununtrio (Uut) e ununquádio (Uuq), por exemplo. Procure saber mais sobre 
eles em suas pesquisas pela Internet!
Estrutura – Períodos
Organizados em sete períodos, os elementos da Tabela Periódica apresentam 
propriedades periódicas e aperiódicas, em função de seus números atômicos. Veja 
alguns exemplos:
• Propriedades aperiódicas: apenas aumentam ou diminuem com o número 
atômico, não se repetindo em períodos regulares. Exemplos: dureza, massa 
atômica, calor específico, entre outras;
• Propriedades periódicas: quando as propriedades variam por períodos com 
o aumento (ou diminuição) de seus números atômicos. Alguns exemplos: raio 
atômico, eletronegatividade, densidade absoluta, energia de ionização, ponto 
de fusão e ebulição, volume atômico, entre outras.
Veja exemplos de como variam algumas das propriedades periódicas acima citadas:
O raio atômico é uma medida do tama-
nho do átomo. Logo, quanto mais camadaseletrônicas possuir o elemento, maior será 
seu raio atômico. Este cresce de cima para 
baixo, da direita para a esquerda. O elemen-
to de maior raio atômico conhecido até hoje 
é o césio (Cs). Por lógica, seria o Frâncio 
Cs
Raio atômico
10
11
(Fr), no entanto, devido à raridade deste elemento, seu raio atômico ainda não foi 
completamente determinado.
A eletronegatividade é a capacidade de 
um átomo de atrair um elétron para si ao 
formar uma ligação química com outro áto-
mo. Já aprendemos que átomos que pos-
suem 7 elétrons em suas camadas de valên-
cia têm a tendência de atrair ou ganhar 
elétrons de outros átomos. Na Tabela Peri-
ódica, os elementos que possuem essa característica são os halogênios. A eletrone-
gatividade cresce da esquerda para a direita, de baixo para cima. O elemento mais 
eletronegativo da Tabela Periódica é o Flúor. Os gases nobres não entram nessa 
classificação. Os elementos mais eletronegativos são (em ordem crescente): hidro-
gênio (H), fósforo (P), carbono (C), enxofre (S), iodo (I), bromo (Br), cloro (Cl), ni-
trogênio (N), oxigênio (O) e flúor (F).
Segundo Fiorotto (2014, p. 35), “ener-
gia de ionização é a energia necessária 
para remover um elétron de um átomo iso-
lado, no estado gasoso.” Ela cresce de bai-
xo para cima, considerando uma família; 
e da esquerda para direita, considerando 
um grupo.
Ligações Intramoleculares
Como o próprio nome já diz, ligações intramoleculares ocorrem no interior das 
moléculas. São aquelas ligações que ocorrem entre os átomos formadores de uma 
molécula. Podem ser de três tipos principais: iônicas, covalentes e metálicas. Va-
mos estudar agora as principais características de cada uma delas.
Ligações Iônicas
Ligações iônicas (também chamadas de eletrovalentes) acontecem, geralmente, 
entre metais e ametais, conceitos que já aprendemos anteriormente nesta unidade. 
Basicamente, essas ligações resultam da atração entre cátions (íons com carga 
elétrica positiva) e ânions (íons com carga elétrica negativa). Enquanto um átomo 
doa uma determinada quantidade de elétrons (transformando-se em ânion) o outro 
a recebe (transformando-se em cátion). As ligações iônicas são caracterizadas 
pela transferência de elétrons.
Como exemplo, vamos estudar o cloreto de potássio (KCl). Para avaliar que tipo 
de ligação existe entre os átomos dos elementos de cloro e potássio, precisamos 
localizá-los na Tabela Periódica. Fazendo isto, observaremos que o elemento po-
tássio é um metal, enquanto o cloro é um ametal. Daí, já podemos praticamente 
F
Eletronegatividade
Energia de ionização
11
UNIDADE Propriedades da Tabela Periódica e Ligações Químicas
concluir que a ligação entre eles será iônica, pois os átomos desses elementos têm 
a tendência de formar íons para se ligarem com outros.
Uma vez identificada a ligação iônica, para saber quantos elétrons serão trocados 
entre os átomos desses elementos, precisamos fazer a distribuição dos elétrons 
presentes em cada átomo conforme o diagrama proposto por Linus Pauling, que 
já aprendemos em unidades anteriores. A distribuição ficará da seguinte forma:
K (Z = 19) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Cl (Z = 17) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Através da própria Tabela Periódica, também podemos tirar algumas conclusões. 
O potássio é um metal alcalino, pertencente à família 1A (ou 1). Já sabemos que 
todos os elementos dessa família possuem 1 elétron na camada de valência de seus 
átomos. Segundo a regra do octeto, os átomos de um elemento devem possuir 8 
elétrons em suas camadas de valência para que ganhem estabilidade (com exceção 
do hidrogênio e do hélio, que ficam estáveis com 2 elétrons na camada de valência, 
apenas). Para que isto ocorra com o potássio, o que seria mais fácil: doar esse 
elétron que está sobrando ou ganhar outros 7 elétrons? O que demandaria mais 
energia? Neste caso, é bem mais fácil perder um elétron.
O cloro, por outro lado, é um não-metal (ou ametal), pertencente à família 7A 
(ou 17) da Tabela Periódica. Com 7 elétrons em suas camadas de valência, os 
átomos do elemento cloro tendem a receber um elétron para alcançar a estabilidade, 
e não perder os 7 que já possuem.
Supondo que as bolinhas em volta dos elementos representem a quantidade de 
elétrons na camada de valência, observe como ocorre a formação do cloreto de 
potássio, de forma esquemática:
K Cl KCl[K]+ + [Cl]-+
Os compostos iônicos apresentam algumas características em comum, como 
por exemplo (FIOROTTO, 2014):
• São sólidos e possuem estrutura cristalina em condições normais de temperatura 
e pressão (temperatura ambiente – por volta de 25ºC e pressão de 1 atm);
• Possuem pontos de ebulição e fusão elevados, pois as ligações iônicas são 
difíceis de serem desfeitas;
• Quando dissolvidos em água, conduzem bem a corrente elétrica (devido à 
formação de íons). No entanto, no estado sólido, não a conduzem.
Alguns exemplos de compostos que possuem ligações iônicas são: NaCl (sal de 
cozinha), NaF (fluoreto de sódio – utilizado para sistemas de flotação, prevenção de 
cáries, entre outros), CaF2 (fluoreto de cálcio – uma das principais fontes de flúor 
12
13
na natureza), KOH (hidróxido de potássio – resulta da junção de K+ com o ânion 
hidroxila OH-, utilizado em produção de sabões e biodiesel), entre outros.
Às vezes, é necessário que mais de um átomo se ligue com outro. Por exemplo, 
para que seja formado o composto hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), é preciso que 
um átomo de cálcio doe dois elétrons para o ânion hidroxila. No entanto, o ânion 
hidroxila só possui espaço para receber um elétron em sua camada de valência. 
Logo, é necessário que um átomo de cálcio doe seus elétrons para dois ânions de 
hidroxila, conforme o esquema a seguir:
Ca Ca(OH)2[Ca]+2 + 2[OH]-
OH
OH
Logo, a partir da observação do esquema acima, podemos concluir que há uma 
regra geral de formulação para compostos iônicos. O número de elétrons doados 
pelo cátion se tornará o subscrito do ânion, assim como o número de elétrons 
recebidos pelo ânion será o subscrito do cátion. Observe o que ocorre com o 
próprio hidróxido de cálcio:
Ca
+2
2
-1
1
(OH)
Como o número 1 pode ser omitido, a fórmula fica Ca(OH)2. É importante 
observar que não existe apenas ligações iônicas entre os átomos deste composto. 
E a ligação entre oxigênio e hidrogênio? Como ela pode ser classificada? Veremos 
a seguir.
Ligações Covalentes
Também chamadas de ligações moleculares, ao contrário das ligações iônicas, 
neste caso, não ocorre perda e nem ganho de elétrons e sim um compartilhamento 
dos mesmos. Esse compartilhamento se dá mediante a sobreposição dos orbitais 
dos elétrons ao nível microscópico. É importante ter isso em mente para saber 
qual a diferença entre as ligações iônicas e as covalentes e tentar imaginar como 
ocorre isso na prática. Estas ligações podem ocorrer entre ametais, semi-metais e 
o hidrogênio. Para exemplificar, vamos utilizar dois componentes bastante comuns 
em nosso cotidiano: CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico) e água (H2O).
Comecemos pelo gás carbônico. O carbono pertence à família 4A (ou 14), ou 
seja, precisaria de 4 elétrons para seguir a regra do octeto. Já o oxigênio, por outro 
lado, pertence à família 6A (ou 16), e necessitaria de 2 elétrons para ficar estável 
(exercício: fazer a distribuição eletrônica de acordo com o diagrama de Linus Pauling 
13
UNIDADE Propriedades da Tabela Periódica e Ligações Químicas
para confirmar essas informações). Deve ocorrer, então, um compartilhamento de 
elétrons. Vamos ver como isso acontece. O esquema abaixo, com as “bolinhas” 
representando os elétrons na camada de valência do átomo, é chamada de fórmula 
eletrônica de Lewis.
6e-
8e- 8e- 8e-
4e- 6e-
O O
O
C
CO
O = C = O
O traço que liga o oxigênio ao carbono significa o compartilhamento de um 
par de elétrons. No caso acima, temos, portanto, o compartilhamento de 4 pares 
de elétrons. Com esta nova configuração, todos os elementos estão estáveis e 
seguindo a regra do octeto, sem necessidade deperda ou ganho de elétrons. É 
importante lembrar que compostos formados por apenas um elemento (ametal ou 
semi-metal), sempre possuirão ligações covalentes. Exemplos: O2, H2, Cl2, O3, N2, 
entre outros.
Existem três tipos de ligações covalentes normais: simples (um traço – os átomos 
de cada elemento dividem um elétron), dupla (dois traços – os átomos de cada 
elemento dividem dois elétrons) e tripla (três traços – os átomos de cada elemento 
dividem três elétrons). Observe o esquema a seguir que ilustra cada uma delas.
I I
Ligação Simples
I I I
2
O OOO O2
Ligação Dupla
N NNN N2
Ligação Tripla
14
15
Observemos, agora, como ocorre a formação de ligações covalentes na água:
1e- 1e-
6e-
8e- 8e-
8e-
O HH
O
O
H
HH
H
Existe um tipo especial de ligação covalente que é chamada de ligação covalente 
dativa ou coordenada. Nesta ligação, um elemento já estável, ou seja, com oito 
elétrons em sua camada de valência “empresta” elétrons a um elemento instável, 
ou seja, que ainda não alcançou o número de elétrons imposto pela regra do 
octeto. Vamos estudar um exemplo para ficar mais claro, o SO2.
O enxofre possui seis elétrons em sua camada de valência, assim como o oxigê-
nio. Vejamos como ocorreria o compartilhamento de elétrons:
6e- 6e- 6e-
8e- 8e- 8e-
O OS
O OS
Observe que apenas com o compartilhamento de dois pares de elétrons, um 
átomo de oxigênio e o átomo de enxofre já estão estáveis. No entanto, o último 
elemento oxigênio ainda não está com oito elétrons na camada de valência. O que 
ocorre neste caso? Aqui, ocorrerá a ligação covalente dativa, ou seja, o elemento 
enxofre, já estável, “emprestará” dois elétrons para que o átomo de oxigênio 
instável alcance oito elétrons na camada de valência. Veja na figura abaixo:
8e- 8e- 8e-
O
O = S - O
OS
15
UNIDADE Propriedades da Tabela Periódica e Ligações Químicas
A ocorrência da ligação dativa não anula o fato do átomo do elemento enxofre 
ter se tornado estável. Ele ainda continua com oito elétrons da camada de valência, 
apenas está compartilhando mais um par de elétrons para o oxigênio que estava 
instável. Observe que a ligação dativa também é covalente, apresentando apenas 
este comportamento especial.
Os compostos covalentes apresentam algumas características em comum, como, 
por exemplo (FOGAÇA, 2017):
• Nas condições normais de temperatura e pressão, podem ser sólidos, líquidos 
ou gasosos;
• Possuem, geralmente, pontos de fusão e ebulição menores que substâncias 
que apresentam ligações iônicas;
• Em geral, não conduzem corrente elétrica, com algumas poucas exceções (gra-
fite, por exemplo);
• Apresentam, em geral, maleabilidade e dureza significativas.
Ligações Metálicas
Como o próprio nome já diz, a ligação metálica é a ligação entre metais e metais, 
principalmente. Como os metais possuem poucos elétrons em suas camadas de 
valência, a eletronegatividade destes compostos é baixa, e estes elétrons podem 
mover-se facilmente de um átomo a outro.
Neste tipo de ligação, a aproximação dos átomos dos elementos metálicos pro-
porciona a formação de cátions, unidos em uma estrutura cristalina, ficando envol-
tos por nuvens eletrônicas. Esse “mar de elétrons” formado propicia movimento 
livre dos elétrons dos átomos de um elemento a outro. Logo, segundo Fiorotto 
(2014, p. 46), “a ligação metálica, é, portanto, um agregado de cátions mergulha-
do em um mar de elétrons livres”.
Através das ligações metálicas, podem ser formadas as chamadas ligas metáli-
cas, que podem ser constituídas apenas de metais ou de outros elementos (em me-
nor quantidade). Alguns exemplos de ligas metálicas: bronze, aço, aço inoxidável, 
ouro (aquele vendido como joia), entre outras.
Importante!
Compostos e moléculas podem ter um maior ou menor caráter iônico ou covalente. Por 
exemplo, o hidróxido de sódio (NaOH) possui ligações iônicas e covalentes, porém, como 
a ligação iônica neste caso é mais forte, o composto tem um maior caráter iônico.
Importante!
16
17
Ligações Intermoleculares
O prefixo inter vem do latim, e significa entre. Logo, as ligações intermoleculares 
ocorrem entre as moléculas, e dependem da diferença de polaridade entre as 
mesmas. Vamos estudar um pouco mais sobre isso.
As moléculas, em geral, podem ter caráter polar ou apolar. A polaridade de uma molécula 
depende, principalmente, da diferença de eletronegatividade de seus elementos forma-
dores ou da geometria da molécula. Você poderá estudar mais sobre isso no Capítulo 9 do 
livro “Química Geral” (ROSENBERG et al., 2013, p. 127).
Ex
pl
or
Polaridade de Moléculas
Estudaremos, nesta unidade, como identificar a polaridade de algumas molécu-
las. Uma das formas de identificação é a diferença de eletronegatividade de seus 
elementos formadores. A Escala de Pauling determina valores para eletronegati-
vidade dos elementos.
Você pode encontrar os valores de eletronegatividade de vários elementos de acordo com 
a Escala de Pauling acessando o site de Química Geral do Departamento de Química da 
Universidade Federal de Minas Gerais: https://goo.gl/FDVPM7
Ex
pl
or
Outra forma de se verificar a polaridade de uma molécula é através de sua 
geometria, ou seja, como os elétrons estão distribuídos ao redor dos átomos. Se 
essa distribuição tiver simetria, a molécula será polar. Caso contrário, será apolar.
O autor John B. Russell define com clareza a diferença entre moléculas pola-
res e apolares. Pense sobre esses conceitos mediante a leitura do seguinte Tro-
cando ideias.
Importante!
Segundo Russell (1994, p. 395), “uma molécula não polar (ou apolar) é aquela em que a 
posição média de todas as cargas positivas na molécula, chamada de centro das cargas 
positivas, coincide com a posição média de todas as cargas negativas, o centro das cargas 
negativas. Numa molécula polar, existe uma separação de cargas, ou seja, os dois centros 
não coincidem. Moléculas polares são conhecidas como dipolos”.
Trocando ideias...
17
UNIDADE Propriedades da Tabela Periódica e Ligações Químicas
Vamos estudar alguns exemplos para entender melhor estes novos conceitos. 
Observe a molécula a seguir.
I I
Ligação Simples
I I I
2
Além de ser formada por átomos do mesmo elemento (dois átomos de 
iodo), você pode ver que a molécula é simétrica, ou seja, a parte da direita e 
da esquerda da molécula são exatamente iguais. Neste caso, quando a diferença 
de eletronegatividade entre os elementos de uma molécula é igual a zero, diz-se 
que esta molécula é apolar. Moléculas formadas por átomos do mesmo elemento 
químico são apolares. Exemplos: H2, F2, I2, Cl2. No entanto, existe uma exceção, o 
O3, que é polar. Agora, observe o que ocorre com a molécula de CO2.
O = C = O
O ← C → O
As setas representam o chamado momento dipolar, através do qual poderemos 
identificar se a molécula é ou não polar. As setas também apontam para o elemento 
mais eletronegativo, no caso, o oxigênio. Como a geometria da molécula é linear, 
e todos os elétrons presentes na camada de valência do átomo de carbono estão 
ligados aos oxigênios, temos outro exemplo de uma molécula apolar. Considerando 
que o momento dipolar é um vetor, que apresenta intensidade, direção e sentido, 
se fizermos o cálculo vetorial, perceberemos que os vetores se anularão, o que 
caracteriza o caráter apolar da molécula. Outros exemplos de moléculas apolares: 
BF3, CH4, SO3, entre outras.
Resumindo, se uma molécula que apresenta ligações covalentes apresentar 
átomos do mesmo elemento químico, a molécula será apolar (com exceção do O3). 
No caso de a molécula apresentar átomos de diferentes elementos químicos, temos 
que avaliar a eletronegatividade, a geometria e a resultante do momento dipolar 
das moléculas.
Compostos polares são aqueles que possuem polos. Podem ser substâncias 
formadas tanto por ligações iônicas quanto covalentes. O NaCl é um exemplo de 
composto iônico polar, pois foi formado por cátions (Na+) e ânions (Cl). Todos os 
compostos iônicos são polares.
No caso de compostos formados por ligaçõescovalentes, se a molécula for 
formada por apenas dois átomos de diferentes elementos químicos (HBr, HCl, NO, 
entre outras), ela será polar. Se a molécula é formada por mais de dois átomos de 
diferentes elementos químicos, uma análise mais aprofundada de sua geometria e 
nuvens eletrônicas deve ser realizada.
Agora, conheceremos três tipos de ligações ou forças intermoleculares.
18
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Dipolo Induzido-Dipolo Induzido ou Forças de Van der Waals
Ocorrem entre moléculas apolares. São ligações mais fracas, que podem ser 
rompidas com certa facilidade. Os compostos que apresentam este tipo de ligação 
geralmente apresentam-se no estado sólido em temperatura ambiente. Esse tipo 
de interação é chamado “dipolo induzido” porque, apesar do caráter apolar 
das moléculas, devido à movimentação de suas nuvens eletrônicas, são capazes 
de formar a polarização de uma molécula vizinha de forma momentânea, não 
permanente. Exemplos: CO2, Cl2 e I2.
Dipolo Permanente ou Dipolo-Dipolo
Ocorrem entre moléculas ou compostos polares. São mais fortes que as liga-
ções do tipo dipolo induzido-dipolo induzido, porém, mais fracas que as pontes 
de hidrogênio. As moléculas polares formam dipolos (dois polos, um negativo e 
outro positivo). As ligações do tipo dipolo permanente ocorrem mediante atra-
ção de um polo positivo de uma molécula e um negativo de outra. Exemplos: 
HCl, HBr, CO e SO2.
Pontes de Hidrogênio
Também chamadas de ligações de hidrogênio, são o tipo mais forte de ligação 
intermolecular. Nesse tipo de interação, o hidrogênio se liga com átomos de 
elemento que apresentam alta eletronegat ividade, geralmente flúor, nitrogênio e 
oxigênio. Essas ligações são muito fortes e os compostos formados por esse tipo 
de ligação geralmente estão nas fases sólida ou líquida à temperatura ambiente. 
Exemplos: H2O, NH3 e HF.
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UNIDADE Propriedades da Tabela Periódica e Ligações Químicas
Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Vídeos
Química – Polaridade das Ligações e das Moléculas
https://youtu.be/onFI5lPf7-Y
 Leitura
Polaridade das Ligações
https://goo.gl/wFdhSq
Ligações Químicas: Covalentes e Iônicas
https://goo.gl/ahsKFo
Ligações Químicas: Ligação Iônica, Covalente e Metálica
https://goo.gl/jui48N
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Referências
FIOROTTO, N. R. Química: Estrutura e estequiometria. 1ª. ed. São Paulo - SP: 
Érica, 2014. 120 p.
FOGAÇA, J. R. V. “Propriedades dos Compostos Covalentes e Moleculares”; Brasil 
Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/propriedades-dos-
compostos-covalentes-moleculares.htm>. Acesso em 17 de outubro de 2017.
ROSENBERG, Jerome L.; EPSTEIN, Lawrence M.; KRIEGER, Peter J. Química 
Geral. 9ª. ed. Porto Alegre - RS: Bookman, 2013. 377 p.
RUSSELL, J. B. Quí mica Geral. 2ª edição, v.1. São Paulo: Makron Books, 1994.
21