AULA QUIMICA ATOMO E MODELOS ATOMICOS (3)

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QUÍMICA - INTRODUÇÃO
• Propriedades Gerais, Funcionais e Específicas
A Química é a ciência que estuda a constituição da matéria, sua estrutura interna, 
as relações entre os diversos tipos de materiais encontrados na natureza, além de 
determinar suas propriedades, sejam elas físicas – como, por exemplo, cor, ponto 
de fusão, densidade, etc. – ou químicas, que são as transformações de uma 
substância em outra.
QUÍMICA é o ramo da ciência que estuda:
A matéria;
As transformações da matéria;
E a energia envolvidas nessas transformações.
MODELO 
ATÔMICO
• Na Grécia antiga, os filósofos 
Demócrito e Leucipo acreditavam 
que se pegássemos um pedaço de 
matéria e a dividíssemos em pedaços 
cada vez menores, chegaríamos a 
uma minúscula partícula que não 
mais poderia ser dividida, mas que 
teria todas as propriedades dessa 
matéria. A essa partícula eles deram 
o nome de átomo, que significa 
indivisível. 
MODELO ATÔMICO
• Aristóteles pregava que 
a matéria era contínua 
e composta por quatro 
elementos 
fundamentais: terra, 
água, fogo e ar (devido 
esse fato os alquimistas 
passaram séculos 
tentando transformar 
chumbo em ouro)
MODELO ATÔMICO DE 
DALTON
• Toda matéria é formada por partículas esféricas maciças, indivisíveis e 
indestrutíveis. (modelo de bola de bilhar)
• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes. 
• Átomos de um mesmo elemento possuem propriedades iguais e massa 
invariável. 
Nesses dois postulados Dalton afirma que a diferença entre os elementos está 
baseado em sua massa (A), o tamanho e propriedades. Atualmente é de 
conhecimento que essa diferença é pelo número atômico.
• Na formação dos compostos, os átomos entram em proporções numéricas 
fixas 1:1, 1:2, 1:3, 2:3, 2:5, ... (lei das proporções constantes – leis ponderais 
de Proust)
• Os átomos são as unidades das transformações químicas. Uma reação 
química envolve apenas combinação, separação e rearranjo de átomos. 
Não são: criados, destruídos, divididos ou convertidos em outras 
espécies de átomos.
• O peso total de um composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos 
elementos que o constituem. (lei da conservação de massa – Lavoisier 1774)
MODELO ATÔMICO 
DE DALTON
• De forma resumida: 
Toda matéria é formada por átomos, que são 
partículas maciças, esféricas e indivisíveis, e um 
átomo de um elemento se diferencia do outro 
somente pela mudança nos tamanhos e nas 
massas. Os diferentes tipos de átomos 
combinam-se em proporções numéricas 
simples e determinadas para formar os 
compostos e substâncias. Os diferentes 
compostos podem reagir entre si, por meio de 
um rearranjo de ligações entre
seus átomos, formando os produtos (novas 
substâncias).
Exercício (UNESP 2012): A Lei da Conservação da Massa, enunciada por Lavoisier em 1774, é uma das leis 
mais importantes das transformações químicas. Ela estabelece que, durante uma transformação química, 
a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Esta teoria pôde ser explicada, 
alguns anos mais tarde, pelo modelo atômico de Dalton. Entre as ideias de Dalton, a que oferece a 
explicação mais apropriada para a Lei da Conservação da Massa de Lavoisier é a de que:
A) Os átomos não são criados, destruídos ou convertidos em outros átomos durante uma 
transformação química. 
B) Os átomos são constituídos por 3 partículas fundamentais: prótons, nêutrons e elétrons. 
C) Todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos de caracterização. 
D) Um elétron em um átomo pode ter somente certas quantidades específicas de energia.
E) Toda a matéria é composta por átomos.
IMPORTÂNCIA
 DO MODELO DE DALTON
- Lei da conservação da matéria (Lavosier).
( A soma das massas dos reagentes = a soma das massas dos 
produtos)
- Lei das proporções definidas (Proust).
( A razão entre as massas dos elementos que formam um composto é 
sempre a mesma)
- Lei das proporções múltiplas (Dalton).
( Se dois elementos formam dois compostos diferentes, a razão entre 
as massas dos elementos num dos compostos é igual a um número 
inteiro de vezes a razão de massas dos elementos do segundo 
composto)
1ª evidência 
experimental da 
estrutura interna do 
átomo (Thomson, 1897) 
-
MODELO ATÔMICO: 
THOMSON Experimento 
com raios catódicos:
• Os raios catódicos comportavam como feixes de partículas com carga 
negativa. - As partículas carregadas eram sempre as mesmas 
independente do metal usada para o catodo → nome elétrons (e- ) – 
Associados aos experimentos sobre eletrólise (Faraday). - A sua massa 
era muito menor que a massa de qualquer átomo conhecido – massa 
elétron.
Determinação da razão carga/massa do 
elétron
• r : raio da trajetória circular 
• m : massa do elétron 
• v : velocidade do elétron 
• H : campo magnético 
• e : carga do elétron
MODELO 
ATÔMICO: 
THOMSON - 
CONCLUSÃO
• Na presença de um campo elétrico ou magnético, 
os raios catódicos eram desviados, o que sugeria 
que eles possuíam carga. 
• A natureza dos raios era a mesma, independente 
dos materiais do catodo. 
• A razão carga/massa das partículas de raios 
catódicos era maior que a razão carga/massa do íon 
H+ (menor átomo conhecido), sugerindo portanto, 
que o átomo era constituído por partículas ainda 
menores (e de carga negativa!). Este conclusão fez 
com que a visão do átomo de Dalton como menor 
partícula de matéria fosse revista.
MODELO ATÔMICO J.J. 
THOMSON 
• J. J. Thomson propôs um modelo no qual os elétrons 
carregados negativamente estão localizados no interior 
de uma distribuição contínua de carga positiva. 
• CARACTERÍSTICAS 
✔ A forma da distribuição de carga positiva é esférica com 
um raio da ordem de 10-10m. 
✔ Os elétrons estão uniformemente distribuídos na 
esfera. 
✔ No estado de menor energia do átomo os elétrons 
estão fixos nas suas posições de equilíbrio. 
✔ Em átomos excitados, os elétrons vibram em torno das 
suas posições de equilíbrio. 
O Próton (o 
descobrimento de uma 
nova partícula 
subatômica)
• No ano de 1886, o físico Eugen 
Goldstein modificou uma ampola 
de Crookes e descobriu um novo 
tipo de raio. Ele usou um cátodo 
perfurado e ao provocar uma 
descarga elétrica no gás observou 
um feixe de raios surgir vindo da 
direção do ânodo. Ele os 
denominou de raios anódicos ou 
raios canais.
• Ele concluiu que os componentes 
desse feixe deveriam apresentar 
carga elétrica positiva. Em 1920, 
Ernest Rutherford propôs que essas 
partículas fossem chamadas de 
prótons. Vale ressaltar que a massa 
do próton é aproximadamente 
1836 vezes maior que a massa do 
elétron.
(UFMG-2006) No fim do século XIX, Thomson realizou experimentos em tubos de vidro 
que continham gases a baixas pressões, em que aplicava uma grande diferença de 
potencial. Isso provocava a emissão de raios catódicos. Esses raios, produzidos em um 
cátodo metálico, deslocavam-se em direção à extremidade do tubo (E). (Na figura, essa 
trajetória é representada pela linha tracejada X.)
Nesses experimentos, Thomson observou que: 
I) a razão entre a carga e a massa dos raios catódicos era independente da natureza do 
metal constituinte do cátodo ou do gás existente no tubo;
II) os raios catódicos, ao passarem entre duas placas carregadas com cargas de sinal 
contrário, desviavam-se na direção da placa positiva. (Na figura, esse desvio é 
representado pela linha tracejada Y.)
Considerando-se essas observações, é CORRETO afirmar que os raios catódicos são 
constituídos de:
a) elétrons. 
b) ânions.
c) prótons.
d) cátions.
A Radioatividade e a derrubada do Modelo de Thomson
Röntgen estudava raios emitidos pela ampola de Crookes. 
Repentinamente, notou que raios desconhecidos saíam dessa 
ampola, atravessavam corpos e impressionavam chapas 
fotográficas.
Como os raios eram desconhecidos, chamou-os de RAIOS-X.
Becquerel tentava relacionar fosforescência de minerais à 
base de urânio com os raios X. Pensou que dependiam da luz 
solar. Num dia nublado, guardou uma amostra de urânio 
numa gaveta embrulhadaem papel preto e espesso. Mesmo 
assim, revelou uma chapa fotográfica. 
Iniciam-se, portanto, os estudos relacionados à 
RADIOATIVIDADE.
Casal Curie e a Radioatividade
Pierre Curie (1859 – 1906)
Marie Curie (1867 – 1934)
Ernest Rutherford, Convencido por J. J. Thomson, começa a 
pesquisar materiais radioativos e, aos 26 anos de idade, 
notou que havia dois tipos de radiação: Uma positiva (alfa) 
e outra negativa (beta). Assim, inicia-se o processo para 
determinação do NOVO MODELO ATÔMICO.
O casal Curie formou uma notável parceria e fez grandes 
descobertas, como o polônio, em homenagem à terra natal de 
Marie, e o rádio, de “radioatividade”, ambos de importância 
fundamental no grande avanço que seus estudos imprimiram 
ao conhecimento da estrutura da matéria.
http://www.biomania.com.br/bio/conteudo.asp?cod=2748
Imagem: Nobel Foundation / 
domínio público.
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RADIOATIVIDADE
• para conhecer a sua natureza, Rutherford e Kaufmann fizeram uma experiência 
que ajudou a identificar os tipos de emissões em elementos radioativos.
• Nessa experiência foi colocado um bloco de chumbo, contendo material 
radioativo, dentro de um recipiente, ao qual foram adaptadas duas placas 
eletrizadas, submetido a vácuo.
Observação Conclusão Nome das partículas
Emissões que sofrem 
pequeno desvio em 
direção à placa 
carregada 
negativamente
São partículas de 
massa elevada e de 
carga positiva
Partículas alfa (α)
Emissões que sofrem 
grande desvio em 
direção à placa 
carregada positivamente
São partículas de 
massa muito pequena 
e de carga negativa
Partículas beta (β)
Emissões que não 
sofrem desvio em sua 
trajetória e atravessam a 
chapa fotográfica
São radiações 
semelhantes à luz e 
aos raios X
Raios gama (γ)
Modelo Atômico de 
Rutherford
• Bombardeou uma fina lâmina de Au (0,0001 mm) 
com partículas " α " (núcleo de He2+ ) emitidas pelo 
Po, contido num bloco de Pb. Provido de uma 
abertura estreita, para dar passagem às partículas 
"α“ por ele emitidas. 
• Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada 
uma tela protetora fluorescente revestida de 
sulfeto de zinco (ZnS).
O problema do 
Modelo Atômico de 
Rutherford
•Para os físicos, toda carga 
elétrica em movimento, como os 
elétrons, perde energia na forma 
de luz, diminuindo sua energia 
cinética e a consequente atração 
entre prótons e elétrons faria 
com que houvesse uma colisão 
entre eles, destruindo o átomo. 
ALGO QUE NÃO OCORRE.
Portanto, o Modelo Atômico de 
Rutherford, mesmo explicando o que 
foi observado no laboratório, 
apresenta uma INCORREÇÃO. 
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(CESGRANRIO - Técnico de Operação Júnior - Transpetro - 2018) O 
modelo atômico de Rutherford evidenciou que o átomo
A) é compacto, não tendo espaços vazios.
B) é formado por entidades sem carga. 
C) é indivisível. 
D) é formado por uma carga positiva incrustada por pontos de cargas 
negativas.
E) tem a maior parte da massa numa pequena região central de carga 
positiva.
Observando as cintilações na tela revestida de sulfeto de zinco, Rutherford verificou que muitas partículas atravessavam a 
lâmina de ouro sem sofrer desvio e que poucas partículas sofriam desvio. 
De acordo com o experimento de Rutherford, está correto o que se afirma em:
A. As partículas α sofrem desvio ao colidir com os núcleos dos átomos de Au.
B. As partículas α possuem carga elétrica negativa.
C. Partículas α sofrem desvio ao colidir com elétrons dos átomos de Au.
D. Na ilustracão, não foram indicadas as partículas α que não atravessaram a lâmina de Au.
E. O tamanho do átomo é cerca de 1.000 a 10.000 vezes maior que o seu núcleo.
(UNIFOR 2018) O modelo atômico de Rutherford foi fundamentado nas observações do experimento em que uma fina 
lâmina de ouro (0,0001 mm de espessura) foi bombardeada com partículas alfa, emitidas pelo polônio (Po) contido no 
interior de um bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem as partículas por ele emitidas. 
Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco, conforme figura abaixo.
MODELO ATÔMICO DE BOHR
• Ondas 
As ondas são perturbações que se propagam pelo espaço sem transporte de matéria, apenas de energia.
• Características das Ondas
Para caracterizar as ondas usamos as seguintes grandezas:
Amplitude: corresponde à altura da onda, marcada pela distância entre o ponto de equilíbrio (repouso) da onda até a 
crista. Note que a “crista” indica o ponto máximo da onda, enquanto o “vale”, representa a ponto mínimo.
Comprimento de onda: Representado pela letra grega lambda (λ), é a distância entre dois vales ou duas cristas 
sucessivas.
Velocidade: representado pela letra (v), a velocidade de uma onda depende do meio em que ela está se propagando. 
Assim, quando uma onda muda seu meio de propagação, a sua velocidade pode mudar.
Frequência: representada pela letra (f), no sistema internacional a frequência é medida em hertz (Hz) e corresponde 
ao número de oscilações da onda em determinado intervalo de tempo. A frequência de uma onda não depende do 
meio de propagação, apenas da frequência da fonte que produziu a onda.
Período: representado pela letra (T), o período corresponde ao tempo de um comprimento de onda. No sistema 
internacional, a unidade de medida do período é segundos (s).
Obs: Uma onda fica caracterizada quando conhecemos o seu comprimento (λ) e a sua frequência (f).
MODELO ATÔMICO DE BOHR
Tipos de Ondas
Quanto à natureza, há dois tipos de ondas:
Ondas Mecânicas: para que haja propagação, as ondas mecânicas 
necessitam de um meio material, por exemplo, as ondas sonoras e as 
ondas em uma corda.
Ondas Eletromagnéticas: nesse caso, não é necessário que haja um 
meio material para que a onda se propague, por exemplo, as ondas de 
rádio e a luz.
https://www.todamateria.com.br/ondas-mecanicas/
https://www.todamateria.com.br/ondas-eletromagneticas/
MODELO 
ATÔMICO DE 
BOHR
• "As ondas de radiação 
eletromagnética são uma junção 
de campo magnético com campo 
elétrico que se propaga no vácuo 
transportando energia. A luz é um 
exemplo de radiação 
eletromagnética. Esse conceito foi 
primeiramente estudado por 
James Clerk Maxwell e depois 
afirmado por Heinrich Hertz."Veja 
mais em: 
https://brasilescola.uol.com.br/fisi
ca/radiacao-eletromagnetica.htm”
https://brasilescola.uol.com.br/fisica/radiacao-eletromagnetica.htm
https://brasilescola.uol.com.br/fisica/radiacao-eletromagnetica.htm
MODELO ATÔMICO DE 
BOHR
• ESPECTRO CONTÍNUO:
Espectro é o conjunto de cores obtido através da 
dispersão dos componentes de uma luz; ele pode ser 
contínuo ou descontínuo.
No início do século XVII, o famoso cientista Isaac Newton 
fez a luz solar (luz branca) passar por um prisma, e foi 
decomposta nas sete cores do arco-íris, obtendo 
um espectro contínuo, ou seja, a passagem de uma cor 
para a outra é praticamente imperceptível.
OBS: Nos dias atuais é de conhecimento que o espectro 
das ondas eletromagnéticas é muito mais amplo que o 
da luz visível, em regiões não perceptíveis ao olho 
humano como ondas de rádios, infravermelho, 
ultravioleta, entre outros, que não são per
Esta Foto de Autor Desconhecido está licenciado em CC BY-NC
http://olhando-para-o-ceu.blogspot.com/2011/09/cientista-amador-construindo-um.html
https://creativecommons.org/licenses/by-nc/3.0/
MODELO ATÔMICO 
DE BOHR
• De acordo com o modelo atômico 
proposto por Rutherford, os elétrons 
ao girarem ao redor do núcleo, com o 
tempo perderiam energia, e se 
chocariam com o mesmo.
• Bohr formulou uma teoria sobre o 
movimento dos elétrons, 
fundamentado na Teoria Quântica da 
Radiação (1900) de Max Planck.
ENERGIA QUANTIZADA E OS FÓTONS
• Embora o modelo de ondas explique uma séria de aspectos do 
comportamento da luz, muitos fenômenos observados não pode ser 
esclarecidos porele. 
1- a emissão da luz de objetos quentes (corpo negro);
2- a emissão de elétrons por superfícies metálicas nos quais a luz incide 
(efeito fotoelétrico);
3- a emissão de luz por átomos de gases eletronicamente excitados 
(espectro de emissão).
OBJETOS QUENTES E A QUANTIZAÇÃO DE 
ENERGIA
• Quando objetos sólidos são aquecidos, 
eles emitem radiação. barra de ferro e 
aquecermos a uma temperatura entre 
800 e 900 °C, ela se tornará vermelha, 
atingindo temperatura entre 1100 e 1200 
°C, ela se tornará amarela ao chegar a 
1400°C, ela se torna branca.
OBJETOS QUENTES E A 
QUANTIZAÇÃO DE 
ENERGIA
• Em 1900, um físico alemão chamado Max Planck solucionou o 
problema ao fazer uma suposição ousada: ele sugeriu que a energia 
podia ser liberada ou absorvida por átomos apenas em “porções” 
discretas múltiplas de uma quantidade mínima (quantum 
–”quantidade fixa”).
• Ele propôs que a energia, E, de um único quantum é igual a uma 
constante multiplicada pela frequência de radiação: 
 E=h * ν
h=constante de Plack (6,626x10-34 joules-segundo (J-s)
• Segundo a teoria a matéria poderia emitir e absorver energia apenas 
em múltiplos inteiros de hv,2hv, 3hv e assim por diante.
O efeito fotoelétrico 
https://youtu.be/USGENeYkBd4 (efeito 
fotoelético)
https://www.youtube.com/watch?v=F2
9HSos7gx8&ab_channel=CINESINISTRO 
(ondas de alta energia)
https://youtu.be/USGENeYkBd4
https://www.youtube.com/watch?v=F29HSos7gx8&ab_channel=CINESINISTRO
https://www.youtube.com/watch?v=F29HSos7gx8&ab_channel=CINESINISTRO
Fóton
• Estudos de Planck e Einstein: 
propôs que a luz seria formada por 
partículas-onda, ou seja, segundo 
a mecânica quântica, as ondas 
eletromagnéticas podem mostrar 
algumas das propriedades 
características de partículas e 
vice-versa. 
ESPECTRO DESCONTÍNUO
• Espectro de linhas é um espectro - 
de emissão ou absorção - constituído por linhas 
definidas, correspondendo cada uma delas a 
um comprimento de onda particular. Cada uma 
delas representando uma cor distinta. Exemplo 
gás neônio apresenta o brilho 
vermelho-alaranjado característico das luzes de 
“neon”, enquanto vapor de sódio emite a luz 
amarela, característica dos postes de iluminação 
públicos.
• Quando a luz proveniente de tais materiais 
atravessam um prisma, o espectro resultante não 
é contínuo e sim em linhas. 
• https://www.youtube.com/watch?v=oae5fa-f0S0
&ab_channel=PhysicsDemos Esta Foto de Autor Desconhecido está licenciado em CC BY-SA-NC
http://fisicaemclasse.blogspot.com/2015/03/a-espectroscopia-e-cor-das-estrelas-e.html
https://creativecommons.org/licenses/by-nc-sa/3.0/
https://www.tabelaperiodica.org/tabela-pe
riodica-com-espectros-de-emissao-atomica-
dos-elementos/ 
https://www.tabelaperiodica.org/tabela-periodica-com-espectros-de-emissao-atomica-dos-elementos/
https://www.tabelaperiodica.org/tabela-periodica-com-espectros-de-emissao-atomica-dos-elementos/
https://www.tabelaperiodica.org/tabela-periodica-com-espectros-de-emissao-atomica-dos-elementos/
MODELO ATÔMICO: Átomo de Bohr - 
POSTULADOS
•De acordo com o modelo atômico proposto por Rutherford, os elétrons ao 
girarem ao redor do núcleo, com o tempo perderiam energia, e se chocariam 
com o mesmo. Bohr formulou uma teoria sobre o movimento dos elétrons, da 
mesma maneira que Planck abordou o problema da natureza da radiação 
emitida por objetos quentes: ele assumiu que as leis da física vigente na época 
não serviam para descrever todas as características dos átomos. Além disso, 
adotou a ideia de Planck de que as energias são quantizadas.
Modelo atômico de Bohr- Postulados
• Bohr fundamentou seu modelo atômico em três postulados:
1- apenas órbitas com certos raios, correspondentes a energias específicas, são 
permitidas ao elétron em um átomo de hidrogênio.
2- um elétron em tal órbita encontra-se em um estado de energia “permitido”. 
Um elétron em um estado de energia permitido não erradia energia e, portanto, 
não espirala em direção ao núcleo.
3- a energia é emitida ou absorvida pelo elétron apenas quando o elétron muda 
de um estado de energia permitido para o outro. Essa energia é emitida ou 
absorvida na forma de um fóton com energia dada por E=hv
MODELO ATÔMICO: Átomo 
de Bohr - POSTULADOS
•Fornecendo energia (elétrica, térmica, ....) a um átomo, 
um ou mais elétrons absorvem e saltam para níveis 
mais afastados do núcleo. Ao voltarem as suas órbitas 
originais, devolvem a energia recebida em forma de luz 
(fenômeno observado, tomando como exemplo, uma 
barra de ferro aquecida ao rubro).
•Os elétrons podem saltar de um nível para outro mais 
externo, desde que absorvam uma quantidade definida 
de energia (quantum de energia)
•- Ao voltar ao nível mais interno, o elétron emite um 
quantum de energia, na forma de luz de cor bem 
definida ou outra radiação eletromagnética
Modelo de Bohr
https://www.youtube.com/watch?v=4jyfi28i928&a
b_channel=MostafaEl-Sayed 
https://www.youtube.com/watch?v=4jyfi28i928&ab_channel=MostafaEl-Sayed
https://www.youtube.com/watch?v=4jyfi28i928&ab_channel=MostafaEl-Sayed
MODELO 
ATÔMICO – 
NÍVEIS DE 
ENERGIA
• Cada órbita é denominada de 
estado estácionário e pode ser 
designada por letras K, L, M, N, 
O, P,Q.
K= 2 elétrons
L= 8 elétrons
M= 18 elétrons
N= 32 elétrons
O= 32 elétrons
P= 18 elétrons
Q= 2 elétrons (alguns autores já 
consideram 8elétrons)
Elétrons de Valência - 
Configurações 
Estáveis
• Elétrons de Valência
• São aqueles que ocupam a 
camada eletrônica mais 
externa.
• Configurações Eletrônicas Estáveis
• As camadas eletrônicas mais 
externas estão 
completamente preenchidas. Elétron de valência do sódio
Limitações do modelo atômico de 
Bohr
• Borh também evitou responder o porquê de o elétrons de carga negativa, não se chocar com o 
núcleo de carga positiva, simplesmente considerando que tal fato não aconteceria. Há também o 
problema na descrição do elétron como uma pequena partícula que cincunda o núcleo.
• A importância do modelo atômico de Bohr é que ele introduz duas ideias centrai que foram 
incorporadas ao modelo atômico atual.
1- os elétrons são encontrados apenas em certos níveis discretos de energia, descritos por número 
quânticos. 
2- há energia envolvida na transição de um elétron de um nível para o outro.
exercício 
Qual o número máximo de elétrons que podem estar 
presentes no nível quântico principal, n = 3?
A) 8
B) 18
C) 32
D) 2
E) 28
exercício
No ano de 1913, três manuscritos de autoria do físico dinamarquês Niels Bohr iriam estabelecer as sementes para a descrição quantitativa da 
estrutura eletrônica de átomos e moléculas. Esses trabalhos pioneiros de Bohr iriam impactar a química em diversos aspectos fundamentais, 
tais como: a estrutura eletrônica dos elementos e sua relação com o conceito de valência; a relação entre periodicidade e configuração 
eletrônica; e os princípios básicos da espectroscopia. Ao contrário da maioria dos físicos da época, Niels Bohr interessou-se em problemas 
mais diretamente relacionados com química. As ideias de Bohr foram fundamentais para descrever a tabela periódica dos elementos 
químicos em função da configuração eletrônica dos átomos. O legado histórico de Bohr é visível até hoje e seu modelo planetário do átomo, 
embora totalmente superado, ainda é utilizado rotineiramente em livros-textos de química como uma introdução a uma visão física da 
estrutura dos átomos. Essa lembrança histórica e a contribuição à descrição atômica dos elementos químicos fazem parte do legado do Niels 
Bohr à química. J. M. Riveros (editorial). O legado de Niels Bohr. In: Química Nova, v. 36, n.º 7, 2013, p. 931-932 (com adaptações).
Quanto ao postulado para o átomo de hidrogênio apresentado pelo modelo teórico para a estrutura eletrônica de átomos proposto por Bohr, 
que se baseia no modelo planetário introduzido por Rutherford, assinale a alternativa correta.
(A) Nas órbitas estacionárias, o elétron possui níveis de energia diferenciados, realizando movimento ao ganhar ou perder energia.
(B) O elétrongira ao redor do núcleo em órbitas (níveis de energia) elípticas de raios variados, denominadas de órbitas cinemáticas.
(C) Para o elétron saltar para um nível mais externo, ocorre a absorção de energia em quantidade suficiente para promover esse salto. Ao 
retornar a seu estado fundamental, o elétron libera a energia absorvida na forma de fótons.
(D) Um elétron se move em uma órbita ao redor do núcleo sob influência da atração de cargas entre o elétron e o núcleo, emitindo energia 
enquanto permanece na mesma órbita.
(E) A passagem do elétron de uma órbita estacionária para outra é quanticamente proibida, mesmo quando ocorre absorção ou emissão de 
energia.
Modelo atômico 
atual
• Louis de Broglie: “A todo elétron 
em movimento está associada 
uma onda característica (princípio 
da dualidade)”
• Como a hipótese de Broglie é 
aplicável a todo tipo de matéria, 
todo e qualquer objeto de massa 
m e velocidade v originaria uma 
onda de matéria característica.
Modelo Atômico 
Atual
• Ora, se um elétron se comporta como onda, como 
é possível especificar a posição de uma onda em 
dado instante? Podemos determinar seu 
comprimento de onda, sua energia, e mesmo a sua 
amplitude, porém não há possibilidade de dizer 
exatamente onde está o elétron.
• Além disso, considerando-se o elétron uma 
partícula, esta é tão pequena que, se tentássemos 
determinar sua posição e velocidade num 
determinado instante, os próprios instrumentos de 
medição iriam alterar essas determinações. Assim, 
Heisenberg enunciou o chamado princípio da 
Incerteza:
• “Não é possível determinar a posição e a 
velocidade de um elétron, simultaneamente, num 
mesmo instante”.
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MODELO 
ATÔMICO DE 
SOMMERFELD
• Arnold. J. W. Sommerfeld, em 1916, interpretou espectros com 
múltiplas linhas justapostas e segundo ele, as camadas 
enunciadas por Bohr (K, L, M, N...) eram constituídas 
por subcamadas, de órbitas elípticas e de diferentes momentos 
angulares, conforme exibe a figura a seguir.
• As órbitas elípticas de Sommerfeld indicaram um segundo 
número quântico, denominado número quântico secundário 
(l). Este número quântico secundário, definido pela equação l = 
n – 1 descreveria as subcamadas de energia e por consequência, 
seu momento angular. Para a camada M (n=3) teremos para o 
valor do número quântico secundário l = 2. Conforme se 
observa na figura acima, teremos para a camada M três órbitas 
possíveis (0, 1 e 2), sendo a órbita de maior valor a mais 
arredondada e onde o elétron possuirá o maior nível de energia.
EXERCÍCIO
(UECE - 2016) Na visão de 
Sommerfeld, o átomo é
A) uma esfera maciça, indivisível, 
homogênea e indestrutível.
B) uma esfera de carga positiva que 
possui elétrons de carga negativa 
nela incrustados.
C) constituído por camadas 
eletrônicas contendo órbita circular 
e órbitas elípticas.
D) constituído por núcleo e 
eletrosfera, em que todos os 
elétrons estão em órbitas 
circulares.
O QUE CADA MODELO ATÔMICO NÃO PREVÊ
Dalton Thomson Rutherford Bohr Sommerfeld
Natureza 
eletrônica;
Cargas;
Elétrons;
Prótons;
Camadas de 
energia
(órbitas);
Nêutrons;
Órbita específica 
para
cada elétron;
Subníveis de 
energia.
Prótons;
Camadas de 
energia
(órbitas);
Nêutrons;
Órbita específica 
para
cada elétron;
Subníveis de 
energia
Nêutrons;
Órbita específica 
para
cada elétron;
Subníveis de 
energia.
Subníveis de
energia.
• ÁTOMO NO TEMPO 
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delo-atomico/
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MODELO ATÔMICO 
ATUAL
• Erwin Schrödinger: devido à impossibilidade de 
calcular a posição exata de um elétron na 
atmosfera, desenvolveu uma equação de ondas, 
que permitia determinar a probabilidade de 
encontrarmos o elétron numa dada região do 
espaço, denominada de orbital.
• Schrödinger propôs que cada elétrons em um 
átomo tem um conjunto de quatro números 
quânticos que determinam sua energia e formato 
da sua nuvem eletrônica:
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Conceitos Fundamentais
• Cada átomo é composto por:
• Núcleo = prótons e nêutrons.
• Elétrons, que circundam o núcleo.
• Elétrons e prótons são carregados eletricamente.
• Elétrons tem carga negativa; prótons tem carga positiva; nêutrons não tem carga.
• A magnitude da carga do próton e do elétron é 1,602 x 10-19C.
• As massas são muito pequenas:
• Prótons e nêutrons possuem massas quase iguais e que valem respectivamente 
1,673 x 10-27kg e 1,675 x 10-27kg.
• Elétrons tem massa igual a 9,1095 x 10-31kg.
• Cada elemento é caracterizado:
• Pelo seu número atômico → número de prótons dentro do núcleo.
• Pela seu número de massa→ soma do número de prótons e do número de nêutrons 
dentro do núcleo.
Conceitos fundamentais
• Número de massa
Número de massa (A) é a soma do número de prótons (Z) e do número de nêutrons (N) 
existentes no núcleo de um átomo.
A = Z + N
Representação:
 ou 
Exemplo:
Um átomo neutro tem 19 prótons e 21 neutrôns, portanto:
Z=19 N=21
A=Z+N= 19+21=40
Representação
Elemento químico
• Elemento químico: é o conjunto de átomos que apresentam o mesmo 
número atômico (Z) (mesma identidade química)
Podemos ter átomos neutros ou os íons (cátion e ânion)
Exercício 
Preencha as lacunas do seguinte quadro, supondo que cada coluna representa um 
átomo neutro: 
Considerando o quadro acima, assinale a afirmação FALSA. 
A) Rutênio tem 44 prótons e polônio tem 125 nêutrons. 
B) Polônio tem 84 prótons e rádio tem 88 elétrons. 
C) Rádio tem 138 nêutrons e rutênio tem número de massa 145. 
D) Ouro tem número de massa 197 e lutécio tem número de massa 175. 
Elemento químico
• ÍONS: Um íon é formado quando um átomo (eletricamente neutro) perde ou recebe 
elétrons. 
• ÂNION: Quando um átomo recebe elétrons, ele adquire uma carga negativa, ou seja, se 
torna um íon negativo. Esse íon recebe o nome de ânion. 
• CÁTION: Quando o átomo perde elétrons, ele adquire carga positiva, ou seja, torna-se 
um íon positivo. Esse íon recebe o nome de cátion.
SEMELHANÇA QUÍMICA
• Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z) e que apresenta diferentes 
números de neutrôns, resultando assim diferentes número de massa (A). 
Obs: as propriedades químicas são semelhantes; e as propriedades físicas que dependem da massa são diferentes.
Prótio deutério trítio
• Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z) e mesmo número de 
massa (A).
• Isótonos: são átomos que apresentam diferentes número atômicos (Z), diferentes números de 
massa, e o mesmo número de nêutrons (N).
 N=A-Z
N=26-12=14 N=28-14=14
SEMELHANÇA QUÍMICA
• Isoeletrônicos 
São átomos e íons que possuem o mesmo número de elétrons. Um 
átomo pode ser isoeletrônico de vários íons de elementos químicos 
diferentes.
Como vocês justificariam que esses átomos são isoeletrônicos???
Exercício 
são formas de representação para os isótopos do elemento 
químico hidrogênio. Esses átomos pertencem ao mesmo elemento 
químico porque possuem 
a) mesmo número de nêutrons.
b) mesmo número de prótons.
c) diferentes números de massa. 
d) diferentes números de prótons. 
e) diferentes números de nêutrons. 
Exercício
• Um átomo neutro do elemento químico genérico A,ao perder 2 
elétrons forma um cátion bivalente, contendo 36 elétrons. O número 
atômico deste átomo A é 
A) 36 
B) 42 
C) 34 
D) 40
E) 38 
exercício
 São dados três átomos: A, B e C. O átomo A tem massa (4x-2) e é 
isóbaro de B, que possui (2x) prótons. O átomo B é isótopo de C, que 
possui massa de (3x+3) e 7 nêutrons. Sabendo que o átomo A possui a 
mesma quantidade de nêutrons que C, qual é a alternativa correta? 
A) O átomo A possui número atômico 7. 
B) O número de nêutrons do átomo B é 2. 
C) A soma da massa dos três átomos é 109. 
D) O átomo A possui massa de 16. 
E) A soma dos prótons dos três átomos é 9. 
exercício
Assinale a alternativa que apresenta um par de espécies químicas 
isoeletrônicas, ou seja, que têm o mesmo número total de elétrons. A) 
O2– e Xe. 
B) Ca2+ e O2–. 
C) K+ e Ar. 
D) Ca2+ e Ne. 
E) Na+ e K+. 
Diagrama 
de 
distribuição 
eletrônica
Distribuição eletrônica
26
Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
✔Ordem crescente de energia. 
✔Último elétron distribuído, sexto elétron no 3d, é o mais energético, 
chamado de elétron diferencial. 
26
Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
✔Ordem geométrica ou ordem de distância -> fica claro a camada de 
valência.
• Camada de valência que é a 
última camada a receber 
elétrons. A camada de valência 
sempre é a camada mais 
energética, pois é a camada mais 
externa (mais longe do núcleo do 
átomo) que recebe elétrons.
• Subnível mais energético é o 
último subnível a receber 
elétron. CUIDADO! Nem sempre 
o subnível mais energético 
estará na camada de valência. 
Diferenças das distribuição eletrônica teórica 
e experimental
Nome do elemento Distribuição eletrônica teórica Distribuição eletrônica prática
Cromo Cr: [Ar] 4s2 3d4 Cr: [Ar] 4s1 3d5 
Cobre Cu: [Ar] 4s2 3d9 Cu: [Ar] 4s1 3d10 
Nióbio Nb: [Kr] 5s2 4d3 Nb: [Kr] 5s1 4d4
Rutênio Ru: [Kr] 5s2 4d6 Ru: [Kr] 5s1 4d7 
Ródio Rh: [Kr] 5s2 4d7 Rh: [Kr] 5s1 4d8
Paládio Pd: [Kr] 5s2 4d8 Pd: [Kr] 5s0 4d10 
Ouro Au: [Xe] 6s2 4f14 5d9 Au: [Xe] 6s1 4f14 5d10 
Platina Pt: [Xe] 6s2 4f14 5d8 Pt: [Xe] 6s1 4f14 5d9 
Exercício 
É fácil se tornar uma presa de preconceitos. Todos “sabem” que metais alcalinos “querem” perder 
um elétron para formar cátions. De fato, isso não é verdadeiro: são necessários 502 kJ para remover 
o elétron 3s de um mol de átomos de sódio livres, ou seja, na forma de átomos isolados. Entretanto, 
53 kJ de energia é liberada quando mais um elétron é adicionado a um mol de átomos de sódio. Em 
outras palavras, o sódio, na realidade, iria preferir ter um conjunto completo de elétrons 3s em vez 
de ter o orbital 3s vazio. O motivo pelo qual isso normalmente não acontece é porque o sódio está, 
em geral, combinado com um elemento que tem uma afinidade eletrônica maior; por isso, ele “sai 
perdendo” na competição pelos elétrons de valência. Qual a distribuição eletrônica abaixo 
corresponde a do átomo de sódio (11Na)? 
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
c) 1s2 2s2 2p6 3s1 
d) 1s2 2s2 2p6 3s1 3p6
Exercício
(UFF - Técnico em Química - UFF - 2018) Considere as afirmações a seguir. 
I. Na configuração eletrônica de um elemento cujo número atômico é 26 
existem cinco elétrons no subnível “d”. 
II. Na configuração eletrônica do elemento químico de número atômico 21 
existem três níveis de energia. 
III. O elemento químico de número atômico 30 tem dois elétrons na camada 
de valência. 
IV. Um elemento químico que tem número atômico 35 finaliza sua 
distribuição eletrônica em 4p5. 
Das afirmativas acima, estão corretas apenas: 
A) I e II. B) II e III. C) III e IV. D) I e IV. E) II e IV.
Exercício 
A distribuição de elétrons em um átomo neutro pode ser feita pelo diagrama dos níveis de energia. 
Linus Pauling, Prêmio Nobel de Química e da Paz, imaginou um diagrama simplificado, para fazer as 
distribuições eletrônicas, em ordem crescente de energia, e representá-las pelas configurações 
eletrônicas de todos os elementos químicos da Tabela Periódica. 
Utilizando-se do diagrama de Linus Pauling, os conhecimentos sobre o modelo atômico de níveis e 
subníveis de energia e considerando-se o elemento químico rênio, é correto afirmar: 
A) Os elétrons de maior energia são representados pela configuração eletrônica 4f14. 
B) O íon Re2+ é representado pela configuração eletrônica abreviada [Xe]6s25d54f12. 
C) A representação dos elétrons mais externos do rênio tem a configuração eletrônica 6s2. 
D) Os metais do grupo 7 do rênio recebem elétrons e adquirem estrutura atômica do gás nobre 
radônio, Rn.
NÚMEROS QUÂNTICOS
• PRINCÍPIO DE EXCLUSÃO DE PAULI: Cada elétron é identificado por 
quatro número quânticos.
Número Quântico 
principal
• Número quântico principal (n): está associado 
à energia de um elétron e indica em qual nível 
de energia está o elétron(camada eletrônica)
N = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,...
 k L M N O P Q
Quanto mais elevado o valor de n, maior a 
energia da camada e mais distante no núcleo
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Número Quântico secundário
• Número Quântico Secundário ou azimutal (l)
Cada nível energético é constituído de um ou mais subníveis, os quais são representados pelo 
número quântico secundário, que está associado ao formato geral da nuvem eletrônica.
Como os números quânticos n e l estão relacionados, os valores do número quântico l serão 
números inteiros começando por 0(zero) e indo até um máximo de (n-1)
l= 0, 1, 2, 3, ... (n-1)
Para os átomos conhecidos, teremos:
l= 0, 1, 2, 3
 s p d f (tipo de subnível)
Subnível s p d F
Nº máximo 
de elétrons
2 6 10 14
Número 
quântico 
magnético
• Está associado à região de máxima 
probabilidade de se encontrar o 
elétron, denominada orbital.
• Cada orbital comporta no máximo 
2 elétrons e é, representado 
graficamente por □ ou O. Os 
orbitais estão relacionados com os 
subníveis. Por esse motivo, os 
valores de m variam de –l ou + l .
• Cada tipo de orbital apresenta um 
formato característico e uma 
orientação espacial determinada.
Como pode o átomo 
ter 2 elétron em um 
mesmo orbital? 
Número quântico spin
• O elétron está em movimento em torno do núcleo, e esse 
movimento cria um campo magnético, mas também há um 
movimento de rotação do elétron em torno de seu próprio 
eixo, spin, que também gera um campo magnético 
imediatamente próximo do elétron.
• A interação desses dois campo podem ocorrer de duas 
formas e cada uma está associada a um estado de energia 
que são diferenciados pelo número quântico de spin (ms ou 
s)
 1- Os dois campos magnéticos podem se orientar no mesmo 
sentido (paralelos). 
 2- Os dois campos magnéticos podem se orientar em sentidos 
opostos (antiparalelos).
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NÚMERO QUÂNTICO 
SPIN
• Se em um mesmo orbital, dois elétrons que possuam 
spins iguais, paralelos ou antiparalelos, haverá uma 
repulsão magnética, que aliada a repulsão elétrica não 
permitirá que os dois fiquem no mesmo orbital. 
• Entretanto se os dois elétrons possuírem spins 
diferentes, um paralelo e o outro antiparalelo, haverá 
uma atração magnética (que compensará a repulsão 
elétrica natural entre duas cargas de mesmo sinal) e os 
dois elétrons ficarão (estabilizarão) no mesmo orbital. 
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“Se você acha que entendeu alguma coisa sobre mecânica 
quântica, então é porque vocênão entendeu nada.” 
— Richard Feynman 
If you think you understand quantum mechanics, you don't understand quantum mechanics. citado em "Armageddon now: 
the end of the world A to Z " - Página 337, Jim Willis, Barbara Willis - Visible Ink Press, 2005, ISBN 0780809238, 9780780809239 - 
450 páginas
Fonte: https://citacoes.in/citacoes/105869-richard-feynman-se-voce-acha-que-entendeu-alguma-coisa-sobre-mecan/
TABELA PERIÓDICA
• Mendeleyev (1869): em ordem de número de massa (A) .
• Moseley (1913) em ordem de número atômico (Z). Proposta utilizada 
atualmente. 
Tabela 
periódica
• Sete linhas horizontais, chamadas de período. Os elementos 
que ocupam o mesmo período, normalmente, apresentam 
propriedades químicas e físicas com valores que variam de um 
mínimo a um máximo ou vice versa. 
• As 18 colunas verticais são denominadas de grupos ou famílias. 
Os elementos que ocupam um mesmo grupo, normalmente, 
apresentam propriedades químicas semelhantes
As famílias são designadas pelas letras A e B e denominadas 
subgrupos; o grupo é indicado por algarismo romano de I a VIII. 
Hoje a IUPAC recomenda que seja numeradas de 1 a 18;
IA ou 1 = metais alcalinos (árabes): que ocorrem nas cinzas de 
plantas marinhas. 
IIA ou 2= metais alcalinos terrosos: semelhante aos alcalinos, mas 
que ocorrem na terra.
VIA ou 16= calcogênios (grego): geradores de cal (oxigênio e cálcio 
forma a cal: CaO).
VIIA ou 17= halogênios: geradores de sais marinhos
VIIA ou 18= Gases Nobres: porque dificilmente se combinam com 
outros elementos químicos.
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Tabela 
periódica III. Diferenciação dos três tipos de elementos 
através do último subnível
Elementos representativos: podem terminar em 
subnível s (1A ou 2A) ou do tipo p ( 3 A a 8 A), 
ambos pertencentes ao último nível de cada 
átomo.
Exemplos: 
12
Mg
18
Ar
Tabela 
periódica III. Diferenciação dos três tipos de elementos 
através do último subnível
Elementos de transição: o último é do tipo d, 
pertencente ao penúltimo nível.
Exemplo: 
23
V
Elementos de transição interna ( lantanídeos e 
actinídios): o último subnível é do tipo f e 
pertence ao antepenúltimo nível.
Exemplo: 
62
Sm
94
Pu
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/comm
ons/f/fb/S%C3%A9ries_Qu%C3%ADmicas.png
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/fb/S%C3%A9ries_Qu%C3%ADmicas.png
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a-tabela-periodica/
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exercício
Na tabela periódica, Magnésio e Cálcio pertencem à mesma família de 
elementos químicos. Esse parentesco permite afirmar que os dois 
elementos (Mg e Ca) apresentam em comum: 
a) Pertencerem a família dos metais alcalinos terrosos. 
b) Pertencerem a família dos metais alcalinos. 
c) Possuírem o mesmo número de massa. 
d) Possuírem o mesmo número atômico. 
Configuração eletrônica e tabela periódica 
• o elementos representativos: configuração eletrônica terminada em 
subnível s ou p; 
• o elementos de transição: configuração eletrônica terminada em 
subnível d; 
• e o elementos de transição interna: configuração eletrônica 
terminada em subnível f. 
Configuração eletrônica e tabela periódica 
Configuração eletrônica e tabela periódica 
Configuração eletrônica e tabela periódica 
• ELEMENTOS REPRESENTATIVOS:
Período: corresponde à camada de valência; 
Família: corresponde à soma dos elétrons da camada de valência. 
EXEMPLO (RESOLVER)
11
Na
8
O
Configuração eletrônica e tabela periódica 
• ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO:
Período: corresponde à camada de valência; 
Grupo: corresponde à soma dos elétrons da camada de valência e do 
subnível mais energético. 
EXEMPLO (RESOLVER)
26
Fe
22
Ti
Configuração eletrônica e tabela periódica 
• ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA:
São os elementos da série dos lantanídios (terras raras) e actinídios. 
Período: corresponde à camada de valência; 
Família//Grupo: todo elemento terminado em subnível f pertence à família 3B ou grupo 3. 
SE FOR DA SÉRIE DOS LANTANÍDEO: Se Z<80 ou se terminar em 4f
SE FOR DA SÉRIE DOS ACTINÍDIOS: Se Z>80 ou se terminar em 5f
EXEMPLO (RESOLVER)
58
Ce
92
U
Exercício 
(UEL/COPS - Técnico em laboratório/Química - UEL - 2015) Sobre o período que contém os 
elementos que preenchem as camadas com os elétrons na tabela periódica, assinale a alternativa 
correta.
a) O 2º período possui 8 elementos, vai de Li (Z = 3) até Ne (Z = 11), com elétrons em 2s e 3p. 
b) O 3º período possui 8 elementos, vai de Na (Z = 10) até Ar (Z = 22), com elétrons em 1s e 2p. 
c) O 4º período possui 18 elementos, vai de K (Z = 19) até Kr (Z = 36), com elétrons em 4s, 3d e 4p. 
d) O 5º período possui 16 elementos, vai de Rb (Z = 35) até Xe (Z = 47), com elétrons em 5s, 4d e 
4p. 
e) O 6º período possui 28 elementos, vai de Cs (Z = 56) até Rn (Z = 84), com o último subnível 7d 
preenchido. 
Exercício 
(UEL/COPS - Técnico em laboratório/Química - UEL - 2015) Sobre o período que contém os 
elementos que preenchem as camadas com os elétrons na tabela periódica, assinale a alternativa 
correta.
a) O 2º período possui 8 elementos, vai de Li (Z = 3) até Ne (Z = 11), com elétrons em 2s e 3p. 
b) O 3º período possui 8 elementos, vai de Na (Z = 10) até Ar (Z = 22), com elétrons em 1s e 2p. 
c) O 4º período possui 18 elementos, vai de K (Z = 19) até Kr (Z = 36), com elétrons em 4s, 3d e 4p. 
d) O 5º período possui 16 elementos, vai de Rb (Z = 35) até Xe (Z = 47), com elétrons em 5s, 4d e 
4p. 
e) O 6º período possui 28 elementos, vai de Cs (Z = 56) até Rn (Z = 84), com o último subnível 7d 
preenchido. 
Classificação 
dos 
elementos 
Outra maneira de classificar os elementos é 
agrupá-los segundo suas propriedades físicas e 
químicas em:
• Hidrogênio 
• Metais
• Ametais
• Gases Nobres
METAIS
• Os metais constituem a maior parte dos elementos da Tabela Periódica, representando dois 
terços deles, o que resulta em um total de 87. Alguns exemplos são a prata, ouro, cobre, zinco, 
ferro, alumínio, platina, sódio, potássio, entre outros.
• Todos os elementos pertencentes a esse grupo possuem as seguintes propriedades principais:
- Brilho metálico;
- São sólidos, com exceção do mercúrio, que é líquido em temperatura ambiente;
- Conduzem corrente elétrica;
- Conduzem calor;
- São maleáveis, formando lâminas;
- São dúcteis, formando fios;
- Têm a tendência de perder elétrons e formar cátions.
AMETAIS
• São 11 elementos (carbono (C), 
nitrogênio (N), fósforo (P), oxigênio 
(O), enxofre (S) (está na imagem 
abaixo), selênio (Se), flúor (F), 
cloro (Cl), bromo (Br), iodo (I) e 
astato (At)) que possuem 
propriedades opostas às dos 
metais:
- Não possuem brilho;
- Não conduzem eletricidade;
- Não conduzem calor;
- Fragmentam-se;
- Têm a tendência de ganhar elétrons 
e formar ânions.
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HIDROGÊNIO
• O hidrogênio é diferente de qualquer outro elemento químico, pois 
não se enquadra em nenhum dos grupos mencionados. Por isso, em 
algumas tabelas, ele aparece na parte central acima. Na maioria das 
Tabelas Periódicas, ele vem na família 1 (família dos metais alcalinos), 
porque ele possui apenas um elétron em sua camada de valência, 
mas as suas propriedades não são semelhantes aos membros dessa 
família.
exercício
(CESGRANRIO - Técnico em Regulação de Petróleo e Derivados - ANP - 2016) 
Considere que um determinado elemento químico possui átomos com a 
seguinte configuração eletrônica: 
[Kr]4d15s2 
A localização desse elemento químico na tabela periódica dos elementos e a 
sua classificação são,respectivamente, 
a) 5º período e ametal. 
b) 5º período e metal. 
c) 5º período e semimetal. 
d) 4º período e ametal. 
e) 4º período e metal. 
exercício
(CESGRANRIO - Técnico em Regulação de Petróleo e Derivados - ANP - 2016) 
Considere que um determinado elemento químico possui átomos com a 
seguinte configuração eletrônica: 
[Kr]4d15s2 
A localização desse elemento químico na tabela periódica dos elementos e a 
sua classificação são, respectivamente, 
a) 5º período e ametal. 
b) 5º período e metal. 
c) 5º período e semimetal. 
d) 4º período e ametal. 
e) 4º período e metal. 
exercício
(CESGRANRIO - Técnico Químico - LIQUIGÁS - 2018) Dada a lista de 
elementos: silício, alumínio, rubídio, radônio e escândio, constata-se 
que há nessa lista 
a) dois metais, um semimetal e dois não metais 
b) dois metais, um semimetal e dois gases 
c) dois elementos representativos, dois metais de transição externa e 
um lantanídeo 
d) três metais, um semimetal e um gás 
e) três elementos representativos e dois elementos de transição 
externa 
exercício
(CESGRANRIO - Técnico Químico - LIQUIGÁS - 2018) Dada a lista de 
elementos: silício, alumínio, rubídio, radônio e escândio, constata-se 
que há nessa lista 
a) dois metais, um semimetal e dois não metais 
b) dois metais, um semimetal e dois gases 
c) dois elementos representativos, dois metais de transição externa e 
um lantanídeo 
d) três metais, um semimetal e um gás 
e) três elementos representativos e dois elementos de transição 
externa 
Propriedades periódicas
• RAIO ATÔMICO: é definido como a meia distância entre dois centros 
de átomos vizinhos. 
Variação ao longo da família ou grupo: 
aumenta devido aumento do nível 
energético (número de camadas)
Variação ao longo de um mesmo período: 
aumento do número de prótons aumenta 
atração sobre os elétrons fazendo com que 
a nuvem eletrônica diminua e 
consequentemente o raio atômico.
Propriedades periódicas
• RAIO DO ÍON:
Raio do cátion: o raio do cátion sempre será menor que o raio do átomo que lhe deu 
origem.
Raio do ânion: o raio do ânion sempre será maior que o raio do átomo que lhe deu origem.
A carga nuclear efetiva (número atômico efetivo - Zef)
Zef = Z – S 
Onde, 
Z = número atômico
S = número total de elétrons dos níveis internos
EXEMPLO: 
13
Al e 
13
Al3+
Exercício 
No que se refere aos raios de átomos e de íons, assinale a opção que 
apresenta a comparação INCORRETA.
A) raio do Na+ < raio do Na 
B) raio do F– < raio do Mg2+ 
C) raio do Mg2+ < raio do O2-
D) raio do F– < raio do O2–
Exercício 
No que se refere aos raios de átomos e de íons, assinale a opção que 
apresenta a comparação INCORRETA.
A) raio do Na+ < raio do Na 
B) raio do F– < raio do Mg2+ 
C) raio do Mg2+ < raio do O2-
D) raio do F– < raio do O2–
Energia ou potencial de ionização
• Pode ser definido como a energia necessária para retirar 1 elétron de 
um átomo isolado no estado gasoso.
Quanto menor o raio maior a atração do núcleo sobre o elétron, 
com isso fica mais difícil retirar o elétron do átomo.
Pode-se relacionar raio e energia de ionização (inversamente 
proporcional):
• Ao longo de uma família, o raio atômico aumenta de cima 
para baixo, logo, a energia de ionização aumenta de baixo 
para cima em uma mesma família.
• Ao longo de um mesmo período, o raio atômico aumenta da 
direita para a esquerda, logo, a energia de ionização 
aumenta da esquerda para a direita.
Exercício 
Energia de Ionização é a energia mínima necessária 
para se arrancar um elétron de um átomo que se 
encontra no estado fundamental, gasoso e isolado. 
As tabelas abaixo apresentam o raio atômico e a 
primeira energia de ionização de alguns elementos 
da Tabela Periódica:
A explicação para o fato de a primeira energia de 
ionização do elemento sódio ser menor do que a 
do elemento fósforo é:
a) O raio do sódio é menor que o raio do 
fósforo. 
b) A carga nuclear do sódio é menor que a do 
fósforo. 
c) O sódio possui 11 elétrons e o fósforo possui 
15 elétrons.
d) Há mais partículas positivas no núcleo do 
sódio que no do fósforo.
Exercício 
Energia de Ionização é a energia mínima necessária 
para se arrancar um elétron de um átomo que se 
encontra no estado fundamental, gasoso e isolado. 
As tabelas abaixo apresentam o raio atômico e a 
primeira energia de ionização de alguns elementos 
da Tabela Periódica:
A explicação para o fato de a primeira energia de 
ionização do elemento sódio ser menor do que a 
do elemento fósforo é:
a) O raio do sódio é menor que o raio do 
fósforo. 
b) A carga nuclear do sódio é menor que a do 
fósforo. 
c) O sódio possui 11 elétrons e o fósforo possui 
15 elétrons.
d) Há mais partículas positivas no núcleo do 
sódio que no do fósforo.
Exercício 
• Energia de ionização é a energia máxima necessária para remover um 
elétron do estado excitado de um átomo isolado, uma molécula ou 
um íon no estado gasoso.
( )certo 
( )errado
Afinidade eletrônica 
ou eletroafinidade
• é a energia liberada quando se adiciona um 
elétron ao átomo isolado no estado gasoso. 
• Quanto menor o raio atômico mais próximo 
o núcleo está do elétron recebido (na 
camada de valência) e maior é a atração 
exercida. Nesse caso a afinidade eletrônica é 
maior.
• Quanto maior o raio atômico mais distante o 
núcleo está do elétron recebido (na camada 
de valência) e menor será a atração exercida, 
logo, menor será a afinidade eletrônica.
Afinidade eletrônica 
ou eletroafinidade
• Existem exceções:
Para facilitar, lembre-se desse pares:
C e N; F e Cl; B e Al; e Si e P.
Eletronegatividade
• ELETRONEGATIVDADE: é a força com 
que um átomo atrai elétrons no 
instante da ligação com outro átomo
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H > 
Metais
Eletropositividade ou caráter metálico
• Inverso da eletronegatividade. É a capacidade de um átomo em doar 
(perder) elétrons para outro átomo de elemento químico diferente, 
durante a formação de uma substância composta
PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO
Podemos dizer que pontos de fusão e de ebulição são as temperaturas 
em que os materiais mudam de fase de agregação. 
Ponto de fusão é medido durante a mudança da fase sólida para a fase 
líquida 
Ponto de ebulição é medido durante a mudança da fase líquida para a 
fase gasosa.
Ponto de fusão e ebulição
• As temperaturas de fusão e de ebulição dos 
elementos são funções periódicas de seus 
números atômicos (exceto o hidrogênio): 
✔ Em uma mesma família, que esteja 
localizada à esquerda da tabela periódica 
(próxima a família 1), os pontos de fusão e 
de ebulição aumentam de baixo para cima. 
✔ Em uma mesma família, que esteja 
localizada à direita da tabela periódica 
(próxima a família 18) os pontos de fusão e 
de ebulição aumentam de cima para baixo. 
✔ Em um mesmo período, os pontos de fusão 
e de , ebulição aumentam das 
extremidades para o centro da tabela. Obs1: atenção metal com maior ponto de fusão 
Tungstênio(3422°C). Elemento com maior ponto de fusão 
Carbono(3550°C).
Obs2: Observe que os elementos de maior ponto de fusão e 
de ebulição são aqueles localizados próximo ao “W”
DENSIDADE 
• Densidade aumenta de cima para 
baixo com o aumento da massa.
• Densidade aumenta da 
extremidade para o centro devido 
volume molar dos átomos 
diminuir.
VOLUME “ATÔMICO” (molar)
• Em uma família, o volume atômico aumenta de cima para baixo. 
• Em um período o volume atômico aumenta do centro para as 
extremidades da tabela.
REATIVIDADE QUÍMICA
• A reatividade de um elemento químico está 
associada à sua maior ou menor facilidade em 
ganhar ou perder elétrons. Assim, os elementos 
mais reativos serão tantos os metais que perdem 
elétrons com maior facilidade, quanto os ametais 
que ganham elétrons com maior facilidade.
• Pela figura podemos observar que:
• a) entre os metais, o mais reativo é o frâncio (Fr)
• b) entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F).
• Propriedade Aperiódicas: Os valores 
desta propriedade variam à medida que o 
número atômicoaumenta, mas não 
obedecem à posição na Tabela, ou seja, 
não se repetem em períodos regulares. 
Exemplos de propriedades 
aperiódicas: calor específico, índice de 
refração, dureza e massa atômica. É 
válido ressaltar que a massa atômica 
sempre aumenta de acordo com o número 
atômico do elemento, e não diz respeito à 
posição deste elemento na Tabela.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Classificam-se em:
•ligações intramoleculares:
-ocorrem entre os átomos para formar “moléculas”;
-responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos;
-são elas: iônica, covalente e metálica.
•ligações (ou forças) intermoleculares:
-ocorrem entre as “moléculas”;
-responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos;
-são elas: íon-dipolo; dipolo-dipolo, dipolo-induzido e ligação 
de hidrogênio.
Regra do Octeto
❖ Descrição: O átomo adquire estabilidade ao 
completar oito elétrons camada de valência, 
imitando os gases nobres. 
Configuração Geral: ns2 np6
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
Obs. Esta regra só é válida para os elementos 
representativos. 
Regra do Dueto
❖ Descrição: O átomo adquire estabilidade ao 
completar a camada de valência com dois 
elétrons, imitando o gás nobre – He, 
Configuração Geral: ns2 
↑ ↓
Obs. Esta regra só é válida para os elementos 
representativos: H, Li, B e Be.
REGRA DO OCTETO: 
“numa ligação química um átomo tende a ficar com oito elétrons 
na última camada (config.eletrônica se-
melhante a de um gás nobre)”.
FNa + [Na]+[ F
]-
LIGAÇÃO
IÔNICA
+F F F
LIGAÇÃO 
COVALENTEF
LIGAÇÃO IÔNICALIGAÇÃO COVALENTE
LIGAÇÃO 
IÔNICA
LIGAÇÃO IÔNICA :(eletrovalente ou heteropolar)
❖Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando 
origem a íons de cargas contrárias que se atraem.
Exemplo: formação do cloreto de sódio – NaCl.
Na (Z = 11) → 1s2 2s2, 2p6 3s1
Cl ( Z = 17) → 1s2 2s2, 2p6 3s2, 3p5
Cloro
Sódio
Ligação Iônica
🡪A energia requerida para a formação de ligações 
iônicas é fornecida pela atração coulômbica entre 
os íons de cargas opostas num retículo cristalino.
Estes íons formam-se pela transferência de elétrons 
dos átomos de um elemento para os átomos de 
outros elementos.
Ligação Iônica: É o resultado da atração eletrostática 
de íons com cargas opostas.
Ex:
NaCℓ = cloreto de sódio AgCℓ = cloreto de prata
MgO = óxido de magnésio KBr = brometo de potássio
LiH = hidreto de lítio
MgCℓ
2
 = cloreto de magnésio
AℓF
3
 = fluoreto de lítio
Aℓ
2
S
3
 = sulfeto de alumínio
 Ligação Iônica
Como identificar? 
 
• geralmente ocorre entre:
bastante 
eletropositivos
bastante 
eletronegativos
tendem a 
formar cátions
tendem a 
formar ânions
METAIS + AMETAIS
EXCEÇÃO:
METAIS +
“H”
Metais:
Eletropositivos
Perdem elétrons
Viram Cátions(+)
Ametais:
Eletronegativos
Ganham elétrons
Viram Ânions(-)
Aℓ Aℓ+3 + 3e- → 
O + 2e- O-2 →
Generalizando agora...
Determinação das Fórmulas Iônicas
Aℓ 
x
x
x
Aℓ 
x
x
x
Aℓ2O3
Aℓ+3 O-2
O 
O 
O 
Fórmula-íon Fórmula de Lewis
ou Eletrônica fórmula geral de um composto 
iônico:
A x + B y -+ → AyBX
y
 
– 
x
+
Fórmula Geral de um Composto Iônico
C A
C A
Cátion Ânion
C AFórmula Iônica:
A fórmula iônica representa a 
menor proporção no retículo 
cristalino! 
Perdem elétrons Ganham elétrons
Átomos neutros
Será o índice 
do ânion
y x
Será o índice 
do cátion
As substâncias iônicas não 
são moléculas! 
São agregados iônicos!
Característica
s dos 
compostos 
iônicos
• não conduzem corrente elétrica no estado sólido;
os íons, ao se ligarem, neutralizam suas cargas e impedem 
que a corrente elétrica flua;
• conduzem corrente quando fundidos ou em solução 
aquosa;
ao acontecer o processo de fusão ou solvatação (com a 
adição da água), os íons separam-se, permitindo a passagem 
da corrente elétrica;
• são sólidos à temperatura ambiente;
por causa da força de atração entre os cátions e os ânions;
• possuem altos pontos de fusão e de ebulição;
para romper as ligações iônicas, é necessário adicionar muita 
energia. Por isso, os pontos de fusão e de ebulição são altos.
ATENÇÃO
• as substâncias iônicas são duras, mas quebradiças quando submetidas a impactos;
• como a ligação iônica envolve a formação de íons de cargas opostas, as 
propriedades das substâncias iônicas dependem dessa atração dos cátions pelos 
ânions;
• a separação dos compostos iônicos em seus íons constituintes recebe o nome de 
dissociação iônica;
• para ocorrer a dissociação iônica, adiciona-se água geralmente (é a solvatação);
• em solução aquosa, os compostos iônicos passam a conduzir a corrente elétrica.
https://www.youtube.com/watch?v=5X1zLQ_zGK8&ab_channel=MauricioMonteiro
https://www.youtube.com/watch?v=5X1zLQ_zGK8&ab_channel=MauricioMonteiro
Solvatação do Sal de Cozinha
Solvatação do NaCl
a parte negativa (δ-) da água fica voltada 
para o cátion (Na+);
e a positiva (δ+) volta-se para o ânion (Cl-);
✔a disposição do retículo cristalino do NaCl é 
cúbica;
✔cada cátion (Na+) está rodeado por 6 ânions 
(Cl-) e vice-versa.
Os íons fora do plano foram ocultados 
para simplificar a visualização!
Cl- Cl-
-Cl
-Cl
Cl-
Cl- Im
ag
em
 :E
ya
l B
ai
re
y/
Pu
b
lic
 D
o
m
ai
n
Im
ag
em
 :T
ax
m
an
/P
u
b
lic
 D
o
m
ai
n
Ligação 
covalente
• A ligação covalente ocorre quando os átomos 
ligados possuem tendência de ganhar elétrons. 
Não há transferência de elétrons de um átomo 
para outro, e sim um compartilhamento de 
elétrons entre eles.
• A ligação covalente ocorre entre:
Hidrogênio – Hidrogênio
Hidrogênio – não-metal
Não metal – não-metal
Obs: os semi-metais também podem ser 
incluídos.
Ligação 
covalente
• Ligação covalente normal:
Ocorre entre dois átomos que compartilham pares de 
elétrons. Os átomos participantes da ligação devem 
contribuir com um elétron cada, para a formação de cada 
par eletrônico.
Assim a molécula de hidrogênio (H
2
), cuja distribuição 
eletrônica é:
1
H – 1s1 
Falta um elétron para cada átomo de hidrogênio para ficar 
com a camada K completa (dois elétrons).
Os dois átomos de hidrogênio se unem formando um par 
eletrônico comum a eles (compartilhamento). Desta forma, 
cada átomo de hidrogênio adquire a estrutura do gás nobre 
Hélio (He).
H x ● H
LIGAÇÃO 
COVALENTE
• A media que os dois átomos se aproxima irá 
aparecer uma força de atração do núcleo de um 
átomo pelo elétron do outro átomo e vice-versa. A 
força de atração entre os dois átomos aumentará 
até uma valor máximo (energia potencial mínima) 
na distância de ligação ( comprimento da ligação). 
Se continuar aproximando os dois átomos, essa 
força de atração será substituída por uma força de 
repulsiva resultante da repulsão elétrica entre os 
dois núcleos positivos.
• Na distância da ligação, os dois elétrons são 
igualmente compartilhados entre os dois átomos 
de hidrogênio, ou seja, ambos os núcleos atraem 
igualmente os elétrons. Essa atração constitui a 
ligação covalente.
Ligação 
covalente
Quando o par compartilhado é representado por um 
traço ( ― ), temos a chamada fórmula estrutural.
 H ― H (fórmula estrutural) 
H
2
 (fórmula molecular)
Procedendo da mesma forma, veremos mais alguns 
exemplos:
1 º)Cl
2
 (fórmula molecular do gás cloro)
17
Cl 1s2 2s2 sp6 3s2 3p5 → ganha 1e-
2º)HCl (fórmula molecular do cloreto de hidrogênio)
3º) H
2
O (fórmula mulecular da água)
Ligação 
covalente
• Quando encontramos um único par de elétrons 
compartilhado entre dois elementos, a ligação é 
denominada simples.
Exemplos: H
2
, Cl
2
, Br
2
• Para dois pares de elétrons compartilhados 
entre dois elementos, a ligação é denominada 
de dupla.
Exemplo: O
2
• Finalmente, para três pares de elétrons 
compartilhados entre dois elementos, a ligação 
é denominada de tripla.
Exemplo: N
2
Ligação 
covalente
• Observação: Convencionou-se representar a 
ligação dativa por uma seta orientada do átomo 
que “cede” o par de e- para o átomo que o“recebe”; porém, modernamente, o uso da seta 
indicando a ligação dativa tende a ser 
substituído por um traço de covalente normal.
Ligação covalente
• Ligação coordenada (dativa).
Na ligação covalente normal, o par 
de elétrons compartilhado é 
proveniente um de cada átomo.
Mas, para explicar certas estruturas 
da substância, foi necessário admitir 
a formação de pares de elétrons 
proveniente de um só átomo; assim, 
temos a chamada ligação covalente 
dativa ou ligação coordenada.
Exemplo: SO
2
, H
2
SO
4
.
Representação das estruturas de Lewis
• 1- some os elétrons de valência de todos os átomos considerando a 
carga total;
• 2- escreva os símbolos dos átomos, mostrando como estão ligados 
entre si e ligue-os por meio de uma ligação simples (uma linha, 
representando dois elétrons);
• 3- complete os octetos em torno de todos os átomos ligados ao 
átomo central;
• 4- coloque todos os elétrons suficientes para que o átomo central 
tenha um octeto, tente fazer ligações múltiplas.
Carga formal
• 1- todos os elétrons não compartilhados (não ligantes) são atribuídos 
ao átomo em que eles são encontrados.
• 2- para qualquer ligação – simples, dupla ou triplas – metade dos 
elétrons é atribuída a cada átomo na ligação.
 Carga formal = V - (L + ½ S)
V = quantidade de elétrons de valência do átomo livre;
L = quantidade de elétrons presentes nos pares isolados (não 
ligantes) do átomo na estrutura;
S = quantidade de elétrons compartilhados pelo átomo na 
estrutura.
Carga formal e a estrutura de Lewis 
alternativa
• 1- a estrutura de Lewis dominante costuma ser aquela emque os 
átomos têm cargas formais mais próximas de zero.
• 2- a estrutura de Lewis em que há qualquer carga negativa nos 
átomos mais eletronegativos é geralmente mais dominante que 
aquela com cargas negativas nos átomos menos eletronegativos
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO 
• 1-moléculas e íons poliatômicos que contêm número ímpar de 
elétrons;
• 2-moléculas e íons poliatômicos em que um átomo tem menos de 
oito elétrons de valência(um octeto);
• 3- moléculas e íons poliatômicos em que um átomo tem mais de oito 
elétrons de valência (um octeto)
Anomalia 
no octeto
• Atualmente, os químicos têm conhecimento da existência 
de muitas moléculas que não obedecem à regra do 
octeto.
Berílio e boro aparecem em algumas moléculas com o 
octeto incompleto. Apesar de pertencerem a famílias que 
tendem a formar cátions em ligações iônicas, esses dois 
elementos fazem ligação covalente. O primeiro é 
encontrado com 4 elétrons na camada de valência, e o 
segundo, com 6.
Três exceções ainda mais interessantes à regra do octeto 
são compostos NO, NO
2
 e CIO
2
 em cujas moléculas 
aparecem átomos com número ímpar de elétrons na 
camada de valência. Esses três compostos apresentam 
alta tendência a reagir quimicamente, transformando-se 
em compostos mais estáveis.
Ligação covalente
• Anomalias do octeto
a) BeF
2
b) BF
3
c) NO
d) Ocorrem casos em que se verificam camadas de valência expandidas, ou seja, 
apresentam mais de oito elétrons, por exemplo.
PCl
5
SF
4
SF
6
GEOMETRIA MOLECULAR
• As moléculas formadas por ligações covalentes podem apresentar de 
dois a milhares de átomos.
• Os átomos se alinham formando formas geométricas em relação aos 
núcleos dos átomos.
• TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE 
VALÊNCIA (RPECV OU VSEPR, do inglês Valence Shell Electron Pair 
Repulsion foi formulada pelos químicos Ronald J. Gillespie (1924- ) e 
Ronald D. Nyholm (1917 – 1971) em 1957.).
GEOMETRIA 
MOLECULAR
• Os pares eletrônicos ao redor de 
um átomo central – 
participantes ou não de ligações 
covalentes – devem estar 
dispostos de modo a garantir a 
menor repulsão possível.
• Existem formas simples para as 
moléculas tipo AB
2
 e AB
3
.
GEOMETRIA 
MOLECULAR
• Existem cinco geometrias 
fundamentais para a forma 
molecular:
GEOMETRIA MOLECULAR
Nomes e formas de moléculas simples e seus ângulos de ligação.
Princípios de 
química- 
questionando a 
vida moderna e 
o meio ambiente 
– Atkins & Jones
MODELO REPULSÃO DOS PARES 
ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA
Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção 
entre pares de elétrons não-ligantes (aqueles fora de uma ligação) e 
pares ligantes (aqueles encontrados entre dois átomos).
Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de 
TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes).
Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a 
repulsão e-- e-.
Modelo RPENV
REGRA 1: as regiões de altas concentrações de elétrons (ligações e pares isolados do átomo 
central) se repelem e, para reduzir essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível, 
mantendo a mesma distancia do átomo central.
REGRA 2: Não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas: uma ligação múltipla é 
tratada como uma só região de alta concentração de elétrons.
REGRA 3: Todas as regiões de densidade eletrônica elevada, pares de elétrons isolados e 
ligantes, são incluídas na descrição do arranjo de elétrons. Todavia, somente as posições de 
átomos são consideradas quando descrevemos a forma de uma molécula.
REGRA 4: A repulsão é exercida na ordem par isolado-par isolado > par isolado-átomo > átomo 
– átomo 
USANDO O MODELO 
RPENV
Etapa 1: determine quantos átomos e pares de elétrons e pares isolados 
estão presentes no átomo central escrevendo a estrutura de Lewis da 
molécula;
Etapa 2: identifique o arranjo de elétrons, incluindo pares isolados e 
átomos e tratando uma ligação múltipla como se fosse uma ligação 
simples;
Etapa 3: Localize os átomos e identifique a forma molecular. A forma 
molecular descreve apenas as posições dos átomos e não os pares 
isolados.
Etapa 4: permita que a molécula se distorça até que os pares isolados 
fiquem o mais distantes possível um dos outros e dos pares ligantes. A 
repulsão age na seguinte forma:
Par isolado-par isolado > par isolado-átomo > átomo-átomo
Moléculas diatômicas
• Sempre lineares
O
2
Cl
2
H
2
N
2
Para 
moléculas 
com mais de 
2 átomos
Princípios de 
química- 
questionando a 
vida moderna e o 
meio ambiente – 
Atkins & Jones
Exercícios de fixação:
Mostre as ligações (estrutura de Lewis) e Determine a forma geométrica das 
espécies químicas abaixo:
A. SCℓ
2 
B. BF
3
C. HI
D. O
3
E. PH
3
F. CO
2
G. P
4
H. SiH
4
I. NH
3
J. NH
4
+
POLARIDADE 
DAS LIGAÇÕES
• Definição: acúmulo de 
cargas elétricas em regiões 
distintas da ligação – pólos. 
• Ligações iônicas: são 
fortemente polarizadas, 
cada íon define um pólo da 
ligação.
+
_
Polaridade 
das Ligações
• Ligações covalentes: é função da diferença de 
eletronegatividade entre os átomos da ligação.
• Classificação:
• - Apolar: formadas por átomos de eletronegatividades 
iguais, a nuvem não se deforma.
• - Polar: formadas por átomos de eletronegatividade 
diferentes, a nuvem se deforma.
1) Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre 
átomos iguais. Dessa forma, os átomos 
possuem mesma eletronegatividade e atraem, 
consequentemente, o par eletrônico 
compartilhado com a mesma intensidade.
Ex.: H2, O2, N2
H H
O par eletrônico é equidistante 
aos dois núcleos
2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos 
diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior 
eletronegatividade atrai o par eletrônico 
compartilhado com maior intensidade.
Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro 
pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da 
ligação covalente (porque é mais eletronegativo).
H Cl
δ+ δ -
A ligação forma 
um dipolo elétrico
Obs. Quanto maior a diferença de 
eletronegatividade entre os átomos maior a 
polarização.
 F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H > metais 
A cada ligação covalente polar corresponde 
um dipolo elétrico. Serão tantos dipolos, 
quantas forem as ligaçõespolares.
• Para moléculas diatômicas em que não há diferença de 
eletronegatividade: 
MOLECULA APOLAR
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
• Para moléculas diatômicas em que há diferença de 
eletronegatividade:
MOLECULA POLAR
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
• Pode –se determinar a polaridade de uma molécula através do vetor 
momento dipolar resultante
Determinação da polaridade em moléculas 
maiores
EXERCÍCIO 
COMPARAÇÃO MOLECULAR ENTRE GASES, 
LÍQUIDOS E SÓLIDOS
• Comparação de energias cinéticas e energias de atrações em estados 
da matéria.
Gás -> energias cinéticas >> energia de atração 
Líquido -> energias cinéticas comparáveis a energias de atração 
Sólido -> energias de atração >> energias cinéticas
FORÇAS 
INTERMOLECULARES
• Pontos de fusão e ebulição 
de substâncias, as quais as 
partículas são mantidas 
unidas por ligações 
químicas, tendem a ser mais 
elevados que os das 
substâncias em que as 
partículas são mantidas 
unidas por forças 
intermoleculares.
Forças 
intermoleculares • As forças intermoleculares são forças de atração 
que ocorrem entre as moléculas 
eletronicamente neutras (intermoleculares), 
mantendo-as unidas, e são bem definidas, e são 
bem mais fracas, quando comparadas às forças 
intramoleculares(ligação iônica, covalente e 
metálica), encontradas entre íons e átomos, que 
formam a substância. Essas forças atuam 
principalmente no estado sólido e líquido das 
substâncias e são denominadas forças de 
dispersão, de atrações dipolo-dipolo (forças de 
van der Waals) e ligações de hidrogênio.
• Todas as interações intermolecular são de 
caráter eletrostático, envolvendo atrações entre 
espécies com cargas positivas e negativas, assim 
como as ligações iônicas.
LIGAÇÕES 
INTERMOLECULARES
• DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou 
líquido.
• Tipos de ligações intermoleculares:
• 1) Ligação Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares.
• 2) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, 
quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N.
• 3) Ligação Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas 
apolares.
• 4) Ligação Dipolo – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas polares e 
moléculas apolares.
• https://www.youtube.com/watch?v=zDVDoWpdrxg&ab_channel=AlisonHollier
• https://www.youtube.com/watch?v=x8PpLlKI2yo&ab_channel=NucleusBiology
https://www.youtube.com/watch?v=zDVDoWpdrxg&ab_channel=AlisonHollier
https://www.youtube.com/watch?v=x8PpLlKI2yo&ab_channel=NucleusBiology
Forças de dispersão de 
London = Forças de 
van der Waals 
• São as forças 
intermoleculares mais 
fracas e existem entre todos 
os tipos de moléculas, seja 
iônica ou covalente-polar ou 
não polar. Quanto mais 
elétrons uma molécula tem, 
mais fortes são as forças de 
dispersão de Londres.
Interações 
dipolo-dipolo:
• Ocorrem quando a parte 
parcialmente carregada 
positivamente (+) de uma molécula 
interage com a parte parcialmente 
carregada negativamente (-) da 
molécula vizinha. Podem ser do 
tipo íon-dipolo quando uma das 
espécies do dipolo for um íon.
• É necessário haver íons parcialmente 
carregados – por exemplo, o caso de 
ligações covalentes polares, como 
cloreto de hidrogênio H – Cl.
Pontes de 
hidrogênio
• É tipo especial de interação dipolo-dipolo que 
ocorre especificamente entre um átomo 
de hidrogênio ligado a um átomo de oxigênio, 
nitrogênio ou flúor.
• A extremidade parcialmente positiva do hidrogênio 
é atraída para a extremidade parcialmente negativa 
do oxigênio, nitrogênio ou flúor de outra molécula.
• A ligação de hidrogênio é uma força relativamente 
forte de atração entre moléculas, e é necessária 
energia considerável para quebrar as ligações de 
hidrogênio. Isso explica os pontos de ebulição 
excepcionalmente altos e os pontos de fusão de 
compostos como a água.
Forças 
Intermolecul
ares e as 
Propriedades 
PF e PE
• Dois fatores influem nos PF e PE:
• 1) Ligações intermolecular: quanto 
maior a intensidade das forças de ligação, 
maiores os PF e PE da substância.
• Ordem crescente da intensidade de 
interação:
• Dipolo induzido < dipolo – dipolo < 
ligação de H
• 2) O tamanho das moléculas: quanto 
maior o tamanho das moléculas, maiores o 
PF e PE da substância.
Forças Intermoleculares e as 
Propriedades PF e PE
❖ Exemplos:
PE
Tamanho da molécula
100
0
- 100
H2O
H2S
H2Se
H2Te
PE
Tamanho da molécula
CH4
SeH4
GeH4
SnH4
Ligação 
metálica
• É a força que mantém unidos os átomos e 
cátions dos metais.
• Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da 
“nuvem eletrônica”
• A principal característica dos metais é a 
eletropositividade (tendência de doar 
elétrons), assim os elétrons da camada de 
valência saem facilmente do átomo e ficam 
“passeando” pelo metal, o átomo que perde 
elétrons se transforma num cátion, que, em 
seguida, pode recapturar esses elétrons, 
voltando a ser átomo neutros e cátions, 
imersos num “mar de elétrons livres” que 
estariam funcionando como ligação metálica, 
mantendo uidos os átomos e cátions de 
metais.
Metais 
• Propriedades dos metais 
I) Brilho metálico: o brilho será tanto mais 
intenso quanto mais polida for a superfície 
metálica, assim os metais refletem muito 
bem a luz.
II) Densidade elevada: os metais são 
geralmente muito densos, isto resulta das 
estruturas compactas devido à grande 
intensidade de força de união entre 
átomos e cátions (ligação metálica), o que 
faz com que em igualdade de massa com 
qualquer outro material, os metais 
ocupem menor volume.
III) Ponto de fusão e ebulição elevado: os 
metais apresentam elevadas temperaturas 
de fusão e ebulição, isto acontece porque 
a ligação metálica é muito forte.
Metais 
• Propriedades dos metais 
IV. Condutividade térmica e elétrica 
elevadas: Os metais são bons condutores 
de calor e eletricidade pelo fato de 
possuírem elétrons livres.
V. Resistência à tração: os metais resistem às 
forças de alongamento de suas superfícies, 
o que ocorre também como consequência 
da força de ligação metálica.
VI. Maleabilidade: Maior ou menor grau de 
capacidade de um material resistir a 
choques ou pressão.
VII. Ductilidade: capacidade do material se 
deformar plasticamente até a sua ruptura.