química (NV)

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FACULDADE CAPIXABA DA SERRA/EAD
Credenciada pela portaria MEC nº 767, de 22/06/2017, Publicada no D.O.U em 23/06/2017
QUÍMICA
SUMÁRIO
QUÍMICA
2
QUÍMICA
SUMÁRIO
A Faculdade Multivix está presente de norte a sul 
do Estado do Espírito Santo, com unidades em 
Cachoeiro de Itapemirim, Cariacica, Castelo, Nova 
Venécia, São Mateus, Serra, Vila Velha e Vitória. 
Desde 1999 atua no mercado capixaba, des-
tacando-se pela oferta de cursos de gradua-
ção, técnico, pós-graduação e extensão, com 
qualidade nas quatro áreas do conhecimen-
to: Agrárias, Exatas, Humanas e Saúde, sem-
pre primando pela qualidade de seu ensino 
e pela formação de profissionais com cons-
ciência cidadã para o mercado de trabalho.
Atualmente, a Multivix está entre o seleto 
grupo de Instituições de Ensino Superior que 
possuem conceito de excelência junto ao 
Ministério da Educação (MEC). Das 2109 institui-
ções avaliadas no Brasil, apenas 15% conquistaram 
notas 4 e 5, que são consideradas conceitos 
de excelência em ensino.
Estes resultados acadêmicos colocam 
todas as unidades da Multivix entre as 
melhores do Estado do Espírito Santo e 
entre as 50 melhores do país.
MISSÃO
Formar profissionais com consciência cida-
dã para o mercado de trabalho, com ele-
vado padrão de qualidade, sempre mantendo a 
credibilidade, segurança e modernidade, visando 
à satisfação dos clientes e colaboradores.
VISÃO
Ser uma Instituição de Ensino Superior reconheci-
da nacionalmente como referência em qualidade 
educacional.
GRUPO
MULTIVIX
4
QUÍMICA
SUMÁRIO
Aluno (a) Multivix,
Estamos muito felizes por você agora fazer parte 
do maior grupo educacional de Ensino Superior do 
Espírito Santo e principalmente por ter escolhido a 
Multivix para fazer parte da sua trajetória profissional.
A Faculdade Multivix possui unidades em Cachoei-
ro de Itapemirim, Cariacica, Castelo, Nova Venécia, 
São Mateus, Serra, Vila Velha e Vitória. Desde 1999, 
no mercado capixaba, destaca-se pela oferta de 
cursos de graduação, pós-graduação e extensão 
de qualidade nas quatro áreas do conhecimento: 
Agrárias, Exatas, Humanas e Saúde, tanto na mo-
dalidade presencial quanto a distância.
Além da qualidade de ensino já comprova-
da pelo MEC, que coloca todas as unidades do 
Grupo Multivix como parte do seleto grupo das 
Instituições de Ensino Superior de excelência no 
Brasil, contando com sete unidades do Grupo en-
tre as 100 melhores do País, a Multivix preocupa-
-se bastante com o contexto da realidade local e
com o desenvolvimento do país. E para isso, pro-
cura fazer a sua parte, investindo em projetos so-
ciais, ambientais e na promoção de oportunida-
des para os que sonham em fazer uma faculdade 
de qualidade mas que precisam superar alguns 
obstáculos. 
Buscamos a cada dia cumprir nossa missão que é: 
“Formar profissionais com consciência cidadã para o 
mercado de trabalho, com elevado padrão de quali-
dade, sempre mantendo a credibilidade, segurança 
e modernidade, visando à satisfação dos clientes e 
colaboradores.”
Entendemos que a educação de qualidade sempre 
foi a melhor resposta para um país crescer. Para a 
Multivix, educar é mais que ensinar. É transformar o 
mundo à sua volta.
Seja bem-vindo!
APRESENTAÇÃO 
DA DIREÇÃO 
EXECUTIVA
Prof. Tadeu Antônio de Oliveira Penina 
Diretor Executivo do Grupo Multivix
5
QUÍMICA
SUMÁRIO
LISTA DE FIGURAS
 > FIGURA 1 - Substâncias simples e compostas presentes na
atmosfera: nitrogênio, oxigênio, hélio, neônio, argônio, criptônio,
dióxido de carbono e água. Apenas as duas últimas substâncias
são compostas 15
 > FIGURA 2 - Tabela periódica dos elementos químicos 16
 > FIGURA 3 - John Dalton (1766-1844) 17
 > FIGURA 4 - Representação do átomo indivisível e
indestrutível de Dalton: este modelo é popularmente conhecido
como modelo bola de bilhar 18
 > FIGURA 5 - Tubo de raios catódicos: esquema do experimento
para determinação do modelo atômico de Thomson, no qual se
determinou a divisibilidade do átomo pela descoberta do elétron
(uma das chamadas partículas subatômicas) 19
 > FIGURA 6 - Esquema do modelo atômico proposto por
Thomson (1897), conhecido como modelo do pudim de ameixas
ou pudim de passas 20
 > FIGURA 7 - Esquema do experimento realizado por Milikan
para determinar a massa do elétron: ele observou como a frequência
na qual pequenas gotículas de óleo carregadas negativamente
variavam segundo a mudança de cargas nas placas e determinou a
carga em cada gota 20
 > FIGURA 8 - Ernest Rutherford (1871-1937), conhecido como o pai
do núcleo 21
 > FIGURA 9 - Esquema do experimento realizado por
Geiger e Marsden: irradiação de partículas alfa (α) na lâmina de ouro 22
 > FIGURA 10 - Interpretação subatômica do experimento de
Geiger e Marsden 22
 > FIGURA 11 - Espectro de emissão de energia do hidrogênio 23
6
QUÍMICA
SUMÁRIO
 > FIGURA 12 - Modelo atômico de Bohr: para que o elétron
passe do estado fundamental para o estado excitado ele deve
absorver um fóton de energia. A energia é quantizada 24
 > FIGURA 13 - Modelo atômico de Bohr: quanto mais externa
a camada ou nível, maior é a energia desse nível, o modelo de
Bohr foi baseado nos experimentos do átomo de hidrogênio 24
 > FIGURA 14 - Tabela periódica 26
 > FIGURA 15 - Dimitri Mendeleev 26
 > FIGURA 16 - Tabela Periódica construída por Mendeleev 27
 > FIGURA 17 - Os metais alcalinos reagem violentamente com a água 30
 > FIGURA 18 - Isótopos do carbono 32
 > FIGURA 19 - Comparação entre modelo atômico de Bohr e
modelo quântico 33
 > FIGURA 20 - Erwin Schrödinger 34
 > FIGURA 21 - Orbitais atômicos 34
 > FIGURA 22 - Diagrama de Pauling 35
 > FIGURA 23 - Modelo de Bohr do silício 36
 > FIGURA 24 - Representação da tabela periódica segundo
os orbitais de valência 38
 > FIGURA 25 - Tabela Periódica indicando metais, ametais e
gases nobres 46
 > FIGURA 26 - Representação da diferença nos raios atômicos
dos elementos da tabela periódica 47
 > FIGURA 27 - Formação de compostos estáveis envolve a
liberação de energia 54
 > FIGURA 28 - Diferentes ligações químicas 55
 > FIGURA 29 - Esquema da formação dos compostos iônicos:
 > interação entre íons 56
 > FIGURA 30 - Diagrama de Pauling: a distribuição eletrônica
segue, neste caso, a ordem crescente de energia de cada orbital 57
 > FIGURA 31 - Ligação iônica dos íons Na+ e Cl– formando o
cloreto de sódio 60
 > FIGURA 32 - Propriedades gerais dos compostos iônicos 61
7
QUÍMICA
SUMÁRIO
 > FIGURA 33 - Formação da ligação covalente da água 61
 > FIGURA 34 - Principais geometrias moleculares 64
 > FIGURA 35 - Figura 9 - Estrutura tridimensional angular da água 65
 > FIGURA 36 - Diferença entre ligações covalentes polares e apolares 66
 > FIGURA 37 - Estrutura tridimensional tetraédrica do metano 70
 > FIGURA 38 - Estruturas dos alótropos do carbono 72
 > FIGURA 39 - Amilose e amilopectina, exemplos de biopolímeros:
cada quina dos hexágonos da figura representa um átomo
de carbono ligado ao número correspondente de hidrogênios
que possam completar o octeto 72
 > FIGURA 40 - Ligações covalentes simples, duplas e triplas 73
 > FIGURA 41 - Características dos compostos metálicos 73
 > FIGURA 42 - As equações químicas devem ser escritas
obedecendo a lei das proporções 80
 > FIGURA 43 - Reações de combustão 81
 > FIGURA 44 - Reações ácido-base 84
 > FIGURA 45 - Reação de decomposição da água 88
 > FIGURA 46 - Reação de formação ou síntese do NaCl 90
 > FIGURA 47 - Reação de oxirredução 91
 > FIGURA 48 - Estrutura do hidróxido de sódio 93
 > FIGURA 49 - Corrosão de um tubo galvanizado 107
 > FIGURA 50 - Reações redox 109
 > FIGURA 51 - Reação redox entre cobre metálico e nitrato de prata 114
 > FIGURA 52 - Pilha de Daniell de zinco e cobre 120
 > FIGURA 53 - Pilha de concentração 123
 > FIGURA 54 - Escala de pH 132
 > FIGURA 55 - Três gráficos possíveis quando temos reações reversíveis 136
 > FIGURA 56 - Gráfico que representa a dimerização de
NO2 para a formação de N2O4 em duas condições de equilíbrio 144> FIGURA 57 - Deslocamento do equilíbrio químico com a adição
de produtos e reagentes, para a formação de uma nova condição
de equilíbrio 145
 > FIGURA 58 - Estrutura molecular da penicilina 152
8
QUÍMICA
SUMÁRIO
SUMÁRIO
1UNIDADE
2UNIDADE
1 ELEMENTOS E COMPOSTOS 15
1.1 ELEMENTOS 16
1.1.1 BREVE HISTÓRICO DO ESTUDO DOS ÁTOMOS 17
1.1.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS 18
1.1.2.1 OS ÁTOMOS 18
1.1.2.2 TABELA PERIÓDICA 25
1.1.2.3 NÚMERO ATÔMICO 31
1.1.2.4 ENTENDENDO MELHOR A TABELA PERIÓDICA: MODELO ATÔMICO 
QUÂNTICO (OU ATUAL) 32
1.1.2.5 MASSA ATÔMICA 38
1.1.2.6 ÁTOMOS NEUTROS E ÍONS 39
1.1.2.7 RAIO ATÔMICO 44
1.1.2.8 ENERGIA DE IONIZAÇÃO 48
CONCLUSÃO 51
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS 53
2.1 LIGAÇÕES QUÍMICAS 54
2.1.1 LIGAÇÕES IÔNICAS 55
2.1.1.1 RESUMO E CARACTERÍSTICAS DAS LIGAÇÕES IÔNICAS 60
2.1.2 LIGAÇÕES COVALENTES 61
2.1.2.1 GEOMETRIA MOLECULAR 63
2.1.2.2 RESUMO E CARACTERÍSTICAS DAS LIGAÇÕES COVALENTES 71
2.1.3 LIGAÇÕES METÁLICAS 73
CONCLUSÃO 74
9
QUÍMICA
SUMÁRIO
3UNIDADE
SUMÁRIO
3 REAÇÕES QUÍMICAS E ESTEQUIOMETRIA 78
INTRODUÇÃO DA UNIDADE 78
3.1 REAÇÕES QUÍMICAS 79
3.1.1 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 80
3.1.2 REAÇÕES DE COMBUSTÃO 81
3.1.3 REAÇÕES ÁCIDO-BASE 84
3.1.4 REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO 86
3.1.5 REAÇÕES DE DECOMPOSIÇÃO 87
3.1.6 REAÇÕES DE FORMAÇÃO 89
3.1.7 REAÇÕES ELETROQUÍMICAS 90
3.2 ESTEQUIOMETRIA 92
3.2.1 ESTEQUIOMETRIA EM REAÇÕES QUÍMICAS 97
3.2.1.1 RENDIMENTO REACIONAL 99
3.2.1.2 REAGENTE LIMITANTE E REAGENTE EM EXCESSO 100
CONCLUSÃO 104
10
QUÍMICA
SUMÁRIO
SUMÁRIO
4 REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO E ÁCIDO-BASE 106
INTRODUÇÃO DA UNIDADE 106
4.1 REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO 108
4.1.1 DETERMINAÇÃO DO NOX 110
4.1.2 POTENCIAL DE REDUÇÃO E ESPONTANEIDADE DA REAÇÃO 113
4.1.3 PILHA DE DANIELL 120
4.1.4 PILHA DE CONCENTRAÇÃO 121
4.2 REAÇÕES ÁCIDO-BASE 124
4.2.1 DETERMINANDO A FORÇA DOS ÁCIDOS 126
4.2.2 AUTOIONIZAÇÃO E PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA 128
4.2.3 SOLUÇÕES ÁCIDAS, BÁSICAS E NEUTRAS 129
4.2.4 ESCALA DE PH 130
CONCLUSÃO 132
5 EQUILÍBRIO QUÍMICO EM SOLUÇÕES 134
5.1 INTRODUÇÃO DA UNIDADE 134
5.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS 135
5.3 PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 141
CONCLUSÃO 148
5UNIDADE
4UNIDADE
11
QUÍMICA
SUMÁRIO
SUMÁRIO
6 FUNÇÕES ORGÂNICAS E QUÍMICA AMBIENTAL 151
INTRODUÇÃO 151
6.1 FUNÇÕES ORGÂNICAS 153
6.1.1 FÓRMULAS ESTRUTURAIS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS 154
6.1.1.1 FÓRMULAS ESTRUTURAIS 156
6.1.2 FUNÇÕES ORGÂNICAS 158
6.1.2.1 HIDROCARBONETOS: ALCANOS, ALCENOS, ALCINOS 
E COMPOSTOS AROMÁTICOS 158
6.1.2.2 ÁLCOOIS 161
6.1.2.3 ÉTERES 162
6.1.2.4 AMINAS 163
6.1.2.5 ALDEÍDOS E CETONAS 164
6.1.2.6 ÁCIDOS CARBOXÍLICOS 165
6.1.2.7 ÉSTERES 166
6.1.2.8 AMIDAS 167
6.2 QUÍMICA AMBIENTAL 167
6.2.1 PESTICIDAS 168
CONCLUSÃO 169
REFERÊNCIAS 171
6UNIDADE
12
QUÍMICA
SUMÁRIO
ICONOGRAFIA
ATENÇÃO 
PARA SABER
SAIBA MAIS
ONDE PESQUISAR
DICAS
LEITURA COMPLEMENTAR
GLOSSÁRIO
ATIVIDADES DE
APRENDIZAGEM
CURIOSIDADES
QUESTÕES
ÁUDIOSMÍDIAS
INTEGRADAS
ANOTAÇÕES
EXEMPLOS
CITAÇÕES
DOWNLOADS
13
QUÍMICA
SUMÁRIO
APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA
Seja bem-vindo ao estudo da Química!
Esta disciplina tem por objetivo apresentar os conceitos gerais sobre o mundo ma-
terial e o conhecimento dos elementos que compõem as substâncias presentes em 
todo o universo.
Inicialmente, apresentaremos os elementos químicos e as substâncias formadas por 
estes. A partir do conhecimento dessas substâncias, estudaremos as reações quí-
micas em todos os detalhes e, finalmente, aprenderemos sobre as substâncias que 
compõem a matéria viva.
Bons estudos!
Objetivos da disciplina
Ao final desta disciplina, esperamos que você seja capaz de:
• Nomear os elementos químicos.
• Recordar as diferenças entre as substâncias e suas propriedades físicas.
• Descrever as reações químicas e reconhecer as diferenças entre os tipos de
reações químicas.
• Explicar as transformações físicas e químicas no cotidiano, tanto como cida-
dão quanto como profissional.
• Calcular as proporções dos reagentes e produtos nas reações químicas.
• Esquematizar as reações químicas.
• Avaliar todas as variáveis envolvidas nas transformações químicas.
14
QUÍMICA
SUMÁRIO
OBJETIVO 
Ao final desta 
unidade, 
esperamos 
que possa:
> Compreender a tabela periódica e a sua organização.
> Definir as unidades básicas da matéria dentro do estudo
da Química.
> Expressar os aspectos a respeito das teorias atômicas.
> Interpretar o conhecimento dos modelos segundo cada
experimento que inspirou a teoria.
> Classificar as características dos elementos segundo sua
localização na tabela periódica.
> Reunir as características fundamentais que diferenciam
as substâncias.
> Apreciar as diferenças entre os elementos e as
substâncias.
UNIDADE 1
15
QUÍMICA
SUMÁRIO
1 ELEMENTOS E COMPOSTOS
Toda a matéria é composta por átomos, que são componentes ou unidades fun-
damentais da matéria. Os átomos são caracterizados ou classificados segundo um 
número atômico específico. A partir da especificidade do número atômico, podemos 
designar os átomos como sendo elementos, ou seja, cada elemento apresenta um 
número atômico específico.
Os elementos podem ser encontrados na natureza na forma monoatômica. Em ou-
tras palavras, ele pode ser encontrado isolado ou ligado a outras unidades de átomo 
do mesmo elemento ou a outras unidades de átomos de outros elementos, forman-
do, assim, as chamadas substâncias. Substâncias formadas por apenas um elemento 
são chamadas de substâncias simples. Substâncias formadas por mais de um ele-
mento químico são chamadas de substâncias compostas ou compostos.
FIGURA 1 - SUBSTÂNCIAS SIMPLES E COMPOSTAS PRESENTES NA ATMOSFERA: NITROGÊ-
NIO, OXIGÊNIO, HÉLIO, NEÔNIO, ARGÔNIO, CRIPTÔNIO, DIÓXIDO DE CARBONO E ÁGUA. 
APENAS AS DUAS ÚLTIMAS SUBSTÂNCIAS SÃO COMPOSTAS
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
16
QUÍMICA
SUMÁRIO
Na Química, não estudamos apenas as propriedades dos átomos, mas também a 
forma como eles interagem com outros átomos para formar substâncias. As subs-
tâncias, por sua vez, compõem toda a matéria viva e não viva que há no universo. 
Conhecendo os elementos e o modo de formação das substâncias, podemos prever 
e controlar processos reacionais nas indústrias, no meio ambiente, bem como desen-
volver medicamentos específicos para determinadas patogenicidades.
Nesta unidade, conheceremos os elementos, as substâncias e as interações. 
1.1 ELEMENTOS 
Alguns autores relacionam a palavra elemento ao vocábulo grego “stocheion”, cor-
respondente ao termo latino “elementum”. Na perspectiva grega, “stocheion” signi-
fica tanto elemento quanto princípio. Esse conceito foi introduzido pelos gregos, no 
entanto, com a evolução das pesquisas da Química no século XIX e sua aproximação 
com a física, os critérios para determinar a existência dos elementos evoluiu e hoje 
conhecemos mais de 200 elementos que são organizados na tabela periódica.
FIGURA 2 - TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
17
QUÍMICA
SUMÁRIO
Para entendermos a existência dos elementos químicos e os critérios para sua classi-
ficação, veremos a seguir o breve histórico do estudo dos átomos, que demonstrará a 
evolução dos conceitos do átomo até a classificação dos elementos, para que consi-
gamos entender como hoje é possível estudar os elementos.
1.1.1 BREVE HISTÓRICO DO ESTUDO DOS ÁTOMOS
Segundo Oki (2002), os primeiros estudos dos pesos dos átomos foram realizados 
por John Dalton (1766-1844). Nesses estudos, Dalton (Figura 3) determinou que o 
que distinguia os elementos entre si eram os pesos atômicos (Figura 4). No entanto, 
os valores determinados para os pesos atômicos nem sempre eram concordantes, 
mas essas discrepâncias eram atribuídas à imprecisão dos métodos experimentais 
adotados. Então foi necessária uma nova visão conceitual para admitir que os átomos 
de mesmo elemento podem ter a mesma massa, o que hoje denominamos isótopos. 
Assim, a partir do início do século XX, o conceito de elemento começou a ter base nos 
estudosda estrutura do átomo e das moléculas que o contem, por meio de estudos 
de radiação e fenômenos elétricos. A partir da segunda metade do século XX, a Quí-
mica Quântica passou a ser evidenciada e os estudos dos elementos passaram a ser 
focados na identificação por meio do número atômico. 
FIGURA 3 - JOHN DALTON (1766-1844)
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
18
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 4 - REPRESENTAÇÃO DO ÁTOMO INDIVISÍVEL E INDESTRUTÍVEL DE DALTON: 
ESTE MODELO É POPULARMENTE CONHECIDO COMO MODELO BOLA DE BILHAR
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
1.1.2 CONCEITOS FUNDAMENTAIS
É muito importante entender o que é número atômico. Para compreendermos 
esse conceito, primeiramente temos de entender o contexto do início do século XX. 
Naquele tempo, se pensava que a teoria da física clássica newtoniana poderia expli-
car o mundo submiscrocópico dos átomos, no entanto, essa teoria falhava para tais 
dimensões de medidas.
Novas leis físicas começaram a ser estudadas e estas foram denominadas Física Quân-
tica. Com o advento da teoria quântica, o átomo deixou de ser visto como estático, 
para ser entendido como uma unidade de matéria dinâmica.
1.1.2.1 OS ÁTOMOS
Dalton (1766-1844), por meio de suas observações experimentais das reações quí-
micas, determinou que o átomo era uma esfera indivisível e indestrutível (Figura 4). 
Além disso, afirmou que a diferença entre os diferentes tipos de átomos estava na 
massa. Sabemos hoje que essa teoria apresenta inúmeras falhas, mas por que ela 
é importante? A importância desta está nas medidas e nas relações matemáticas 
estabelecidas por sua teoria, que foram responsáveis pela aceitação da Química 
como ciência. 
19
QUÍMICA
SUMÁRIO
No final do século XIX, a sociedade teve significativos avanços tecnológicos, entre tais, 
a criação da máquina a vapor, utilização de eletricidade nas indústrias, invenção de 
motores, etc. Nesse período, J.J. Thomson (1856-1940) realizou os estudos no chama-
do tubo de raios catódicos (Figura 5) e descobriu a existência de uma partícula, cuja 
razão massa carga era cerca de 1.000 vezes menor do que a massa do menor átomo 
conhecido. Essa partícula foi denominada, posteriormente, como sendo o elétron (Fi-
gura 6). A massa do elétron foi determinada por Milikan (massa do elétron, me= 9,109 
.10-31 kg) (Figura 7). O átomo de Thomson é conhecido como pudim de passas, pois 
apresenta elétrons incrustados em uma esfera positiva (Figura 6). A importância dos 
estudos realizados por Thomson nesse modelo atômico está no fato de que há uma 
descoberta da divisibilidade do átomo. No entanto, ainda não há uma explicação da 
diferença entre os diferentes tipos de átomos, os elementos.
FIGURA 5 - TUBO DE RAIOS CATÓDICOS: ESQUEMA DO EXPERIMENTO PARA DETERMI-
NAÇÃO DO MODELO ATÔMICO DE THOMSON, NO QUAL SE DETERMINOU A DIVISIBILI-
DADE DO ÁTOMO PELA DESCOBERTA DO ELÉTRON (UMA DAS CHAMADAS PARTÍCULAS 
SUBATÔMICAS)
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
20
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 6 - ESQUEMA DO MODELO ATÔMICO PROPOSTO POR THOMSON (1897), 
CONHECIDO COMO MODELO DO PUDIM DE AMEIXAS OU PUDIM DE PASSAS
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
FIGURA 7 - ESQUEMA DO EXPERIMENTO REALIZADO POR MILIKAN PARA 
DETERMINAR A MASSA DO ELÉTRON: ELE OBSERVOU COMO A FREQUÊNCIA NA QUAL 
PEQUENAS GOTÍCULAS DE ÓLEO CARREGADAS NEGATIVAMENTE VARIAVAM SEGUNDO 
A MUDANÇA DE CARGAS NAS PLACAS E DETERMINOU A CARGA EM CADA GOTA
Experimento da gota de oleo de Milijan
Bateria
Atomizador
Óleo
Fenda
Microscópio
Placa
positivamente
carregada
Placa
negativamente
carregada
Fonte de
radiação ionizante Gota de óleo
carregada sendo
observada
As gotas de óleo came 
lentamente, porque elas 
são pequenas e são 
atraídas pela placa positiva.
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
21
QUÍMICA
SUMÁRIO
Em 1908, Ernest Rutherford (Figura 8) observou os experimentos realizados por seus 
alunos Geiger e Marsden. Estes utilizaram a radiação de partículas alfa (α) em uma 
lâmina de ouro, embora a maior parte dessas partículas atravessassem a lâmina de 
ouro, cerca de uma a cada 20.000 sofriam um desvio superior a 90° (Figura 9). Como 
as partículas alfa apresentavam carga positiva, esses desvios sugeriram a existência 
de um centro pontual muito denso que repelia essas cargas, ou seja, apresentava 
também carga positiva. Esse centro foi denominado pelo próprio Rutherford como o 
núcleo (Figura 10). No modelo descrito por Rutherford, o átomo apresenta um núcleo 
denso e um local onde os elétrons se encontram, denominada eletrosfera. Devido ao 
fato de que esse modelo era baseado em cálculos da física clássica e os resultados 
obtidos remetiam esses cálculos, havia algo a ser explicado: a estabilidade do átomo. 
Segundo a teoria newtoniana, qualquer corpo que orbita sobre outro corpo, perde 
energia, de maneira que o objeto que orbita (o elétron) se chocaria com o núcleo. 
Esse evento foi intitulado colapso do átomo, ou seja, esse modelo não explicava a 
estabilidade do átomo.
FIGURA 8 - ERNEST RUTHERFORD (1871-1937), CONHECIDO COMO O PAI DO NÚCLEO
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
22
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 9 - ESQUEMA DO EXPERIMENTO REALIZADO POR GEIGER E MARSDEN: 
IRRADIAÇÃO DE PARTÍCULAS ALFA (α) NA LÂMINA DE OURO
Materiais do experimento
Fina folha de ouro
Partículas alfa
Partículas alfa
Fonte de
partículas alfa
Pequena parte das partículas são 
desviadas em grandes ângulos
Maior parte das 
partículas não é 
desviada
Maior parte das 
partículas não é desviada 
e uma pequena parte das 
partículas são desviadas 
em grandes ângulos
Tela circular que 
�oresce quando as 
partículas alpha 
colidem
Microscópio móvel
Fina folha de ouro
Núcleo
Experimento de Rutherford do espalhamento das partículas alfa
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
FIGURA 10 - INTERPRETAÇÃO SUBATÔMICA DO EXPERIMENTO DE GEIGER E MARSDEN
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
23
QUÍMICA
SUMÁRIO
Niels Bohr, em 1913, estudou o espectro do átomo de hidrogênio (Figura 12). Os es-
pectros são obtidos em equipamentos chamados espectrômetros, nos quais se for-
nece energia por meio de descarga elétrica em um gás que contenha a substância a 
ser estudada. Essa substância tem os seus elétrons excitados (levados a um nível de 
maior energia) e emitem luz ao perderem essa energia, o espectro de emissão de 
energia é obtido assim. 
FIGURA 11 - ESPECTRO DE EMISSÃO DE ENERGIA DO HIDROGÊNIO 
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
No modelo de Rutherford, o elétron poderia ter qualquer quantidade de energia. 
Assim, esperava-se que o espectro de emissão do elétron fosse contínuo. Um exem-
plo de espectro contínuo é o arco-íris, pois ele apresenta todas as cores. No entanto, 
o espectro de emissão do átomo de hidrogênio apresenta apenas algumas linhas. 
Ao estudar os experimentos realizados por Balmer, Bohr apresentou o seu modelo 
pela formulação de postulados que explicavam a estabilidade do átomo:
1. o elétron se move em uma órbita circular estável em torno do núcleo por meio 
de uma força de atração eletrostática;
2. o elétron se move em órbitas específicas nos estados estacionários (de menor 
energia);
3. o elétron se move na órbita, não emite tampouco absorve energia, a sua energia 
permanece constante;
4. quando o elétron passa de um estado estacionário (ou fundamental), de ener-
gia Ei, para um estado excitado, de energia Ef, ele absorve energia (Figura 13), 
ficando menos estável, ao retornar para o seu estado fundamental, libera ener-
gia. A energia emitida ou liberada é igual à variação da energia entre as órbitas 
(Ei-Ef).
24
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 12 - MODELO ATÔMICO DE BOHR: PARA QUE O ELÉTRON PASSE DO 
ESTADO FUNDAMENTAL PARA O ESTADO EXCITADO ELE DEVE ABSORVER 
UM FÓTON DE ENERGIA. A ENERGIA É QUANTIZADA
Nível de 
maior energia
Nível de 
menor energia
Elétron passa de um nível 
de maior energia para o 
nível de menor energia
Elétron libera um 
fóton de energia 
na forma de luz
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
Assim, podemos compreender o modelo atômico de Bohr como sendoum átomo 
que contém núcleo, mas com órbitas ou níveis de energia nas quais orbitam os elé-
trons. Quanto mais externo o nível, maior é a energia da órbita (Figura 14).
FIGURA 13 - MODELO ATÔMICO DE BOHR: QUANTO MAIS EXTERNA A CAMADA 
OU NÍVEL, MAIOR É A ENERGIA DESSE NÍVEL, O MODELO DE BOHR FOI 
BASEADO NOS EXPERIMENTOS DO ÁTOMO DE HIDROGÊNIO
Níveis de energia dos elétrons
Nível 1
Nível 2
Nível 3
Nível 4
Núcleo
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
25
QUÍMICA
SUMÁRIO
Mas o modelo atômico de Bohr está completamente correto? Não, veremos a seguir. 
No entanto, ele explica perfeitamente uma série de propriedades dos átomos: a se-
guir, notaremos algumas características que são explicadas por esse modelo.
Símbolos dos elementos químicos
Na Química, os elementos químicos são simbolizados por uma ou duas letras. Quando 
o elemento é simbolizado por apenas uma letra, esta é escrita em maiúsculo, quando 
é por duas letras, a primeira é escrita em maiúsculo e a seguinte é em minúsculo. 
Nem sempre o símbolo do elemento remete ao nome deste, pois a simbologia é 
internacional, ou seja, a tabela periódica apresentará os mesmos símbolos em qual-
quer parte do mundo. Alguns elementos são simbolizados com seus nomes originais 
em latim, por exemplo, o sódio, de símbolo Na, que remete a natrium, em latim.
1.1.2.2 TABELA PERIÓDICA
A tabela periódica (Figura 15) é uma ferramenta essencial para estudos que envol-
vem substâncias e elementos químicos. Foi proposta por Dimitri Mendeleev (Figura 
16) em 1869, devido às observações na regularidade das propriedades físico-quími-
cas dos elementos químicos (Figura 17). A proposta feita por ele deixou lacunas de 
elementos que, naquela época, ainda não tinham sido descobertos.
26
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 14 - TABELA PERIÓDICA 
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
FIGURA 15 - DIMITRI MENDELEEV
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
27
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 16 - TABELA PERIÓDICA CONSTRUÍDA POR MENDELEEV
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Essa importante ferramenta organiza todos os elementos conhecidos em linhas hori-
zontais, denominadas períodos, e em linhas verticais, denominadas grupos ou famílias. 
Os períodos coincidem com o número total de níveis ou camadas, segundo o modelo 
de Bohr, que o elemento apresenta no seu estado fundamental, ou seja, no seu esta-
do de menor energia.
Determine o símbolo e número de camadas dos seguintes elementos químicos: 
a. Hidrogênio
b. Fósforo
28
QUÍMICA
SUMÁRIO
c. Chumbo
d. Mercúrio
e. Promécio
Resposta:
a. Hidrogênio: símbolo: H, número de camadas: 1.
Observação/Justificativa: como o hidrogênio está no primeiro período, ele apre-
senta apenas uma camada no nível fundamental, no nível de menor energia, o 
nível mais estável.
b. Fósforo: símbolo: P, número de camadas: 3.
c. Chumbo: símbolo: Pb, número de camadas: 6.
d. Mercúrio: símbolo: Hg, número de camadas: 6.
e. Promécio: símbolo: Pm, número de camadas: 6.
Observação: O promécio encontra-se na família dos lantanídeos, que estão nos cha-
mados elementos de transição interna. Esses elementos são organizados na parte 
inferior da tabela periódica por uma questão de espaço, pois a tabela ficaria muito 
grande horizontalmente, o que dificultaria a leitura e impressão dela. Se você olhar 
atentamente a tabela periódica, verá que entre o lantânio e o háfnio há um “pulo” na 
ordem crescente do número atômico. Esse espaço seria preenchido pelos lantanídeos.
Lantanídeos e actinídeos são conhecidos como elementos de transição interna.
As famílias seguem uma ordem de semelhança nas propriedades físico-químicas das 
substâncias simples mais estáveis formadas pelos elementos químicos. Os elementos 
29
QUÍMICA
SUMÁRIO
da tabela periódica apresentam uma regularidade na reatividade, os elementos da 
família 1 (chamados de metais alcalinos terrosos) são os mais reativos, e os da família 
18 (gases nobres) são os menos reativos.
O único elemento que oficialmente não pertence a nenhuma família é o hidrogênio, 
que apesar de estar presente acima da família 1 na maior parte das tabelas periódi-
cas, não pertence a essa família. 
Usamos a equação química para representar os processos de transformação, seguin-
do o esquema a seguir:
Reagentes (estado físico) → Produtos (estado físico).
Os estados físicos mais comuns são: sólido (s), líquido (l), gasoso (g), aquoso: (aq).
O estado físico aquoso significa que a substância está dissolvida em água. Além disso, 
em algumas vezes aparecem nos parênteses dos estados físicos os solventes orgâni-
cos (derivados de petróleo, por exemplo), como etanol e hexano. 
Os elementos da tabela periódica apresentam semelhança, tanto no estado físico 
das substâncias simples mais estáveis na nossa atmosfera quanto na reatividade. 
Por que o hidrogênio não pode pertencer à família 1 da tabela periódica?
Resposta:
Na família 1, temos: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs), frâncio (Fr).
Todos eses elementos são considerados metais e apresentam as seguintes caracte-
rísticas: são sólidos, apresentam brilho característico a metais, reagem violentamente 
com a água (explodindo) e formam bases (hidróxidos: LiOH, NaOH, KOH...) e hidrogê-
nio gasoso, quando em água (Figura 18). Podemos até representar as reações de cada 
30
QUÍMICA
SUMÁRIO
um dos elementos da família 1 com água (H2O):
Li(s) + H2O(l) → LiOH (aq) + H2(g)
Na(s) + H2O(l) → NaOH (aq) + H2(g)
K(s) + H2O(l) → KOH (aq) + H2(g)
Rb(s) + H2O(l) → RbOH (aq) + H2(g)
Cs(s) + H2O(l) → CsOH (aq) + H2(g)
Fr(s) + H2O(l) → FrOH (aq) + H2(g)
FIGURA 17 - OS METAIS ALCALINOS REAGEM VIOLENTAMENTE COM A ÁGUA
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
O hidrogênio é encontrado na forma diatômica (H2), é um gás incolor e não reage 
com a água. Devido às diferenças físico-químicas das substâncias simples dos ele-
mentos da família 1 comparadas com as do hidrogênio, é possível afirmar que esse 
elemento não faz parte dessa família. Ainda não há um consenso na comunidade 
científica sobre a qual família esse elemento pertence, por isso dizemos que o hidro-
gênio não pertence à nenhuma família. 
31
QUÍMICA
SUMÁRIO
Um bom artigo para entender os aspectos da construção da tabela periódica 
é intitulado “Alguns aspectos históricos da classificação periódica dos ele-
mentos químicos”, de Mario Tolentino e Romeu C. Rocha-Filho e Aécio Perei-
ra Chagas. Você pode encontrar este artigo na Internet. Ele foi publicado na 
revista Química Nova, volume 20(1), 1997.
Na tabela periódica (Figura 15), temos 18 famílias ou grupos, sendo que as famílias 1, 
2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18 formam os chamados elementos representativos, e as famí-
lias 3 até 12 formam os elementos de transição. Os elementos de transição podem 
ser divididos em elementos de transição interna (lantanídeos e actinídeos) e externa 
(demais elementos).
Os elementos representativos são os que mais apresentam regularidade nas chama-
das propriedades periódicas. Entre as propriedades periódicas mais comuns, temos: 
raio atômico, energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade, etc. Além 
disso, os elementos representativos que pertencem à mesma família apresentam o 
mesmo número de elétrons no nível de valência, ou seja, no último nível.
1.1.2.3 NÚMERO ATÔMICO
O número atômico (Z) ou número de prótons é específico para cada elemento. O car-
bono, por exemplo, apresenta 6 prótons ou número atômico igual a 6. A maior parte 
dos átomos de carbono, mais de 99% apresentam uma massa atômica igual a 12. 
A massa (A) de um átomo é calculada pela soma das massas das partículas que cons-
tituem o núcleo: número de prótons (Z) e nêutrons(n): A = Z+ n. Se um átomo de car-
bono apresenta a massa igual a 12, então ele apresentará seis prótons e seis nêutrons. 
Cerca de 1% dos átomos de carbono apresentam a massa atômica igual a 13, assim, 
esses átomos apresentarão seis prótons e sete nêutrons. Elementos que apresentam 
32
QUÍMICA
SUMÁRIO
o mesmo número atômico,mas massas atômicas diferentes, são chamados de isóto-
pos. Nesse caso, temos os chamados de isótopos de cabono-12 e cabono-13, respec-
tivamente representados da seguinte maneira 12C e 13C (Figura 19).
FIGURA 18 - ISÓTOPOS DO CARBONO
Isótopos do carbono
Cabono-12
Elétron (-1)
(órbitas)
Nêutron (0)
(núcleo)
Cabono-13 Cabono-14
Próton (+1)
(núcleo)
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
A tabela periódica é um instrumento importante para o estudo da Química, nela os 
elementos encontram-se ordenados segundo o número atômico.
1.1.2.4 ENTENDENDO MELHOR A TABELA PERIÓDICA: 
MODELO ATÔMICO QUÂNTICO (OU ATUAL) 
O modelo atômico de Bohr mostrava algumas limitações quanto à forma dos átomos 
e algumas propriedades eletrônicas e magnéticas dos átomos. Isso porque os elé-
trons eram descritos movendo-se em órbitas circulares e tendo exclusivamente pro-
priedades de partículas. O modelo quântico descreve os elétrons como tendo caráter 
dual, ou seja, podem ter propriedades tanto de partículas como de ondas e, portanto 
podem se movimentar ou espalhar em um espaço denominado orbital. Ambos os 
modelos consideram a energia quantizada, ou seja, os elétrons apresentam restrição 
energética no espaço que ocupam (Figura 20).
33
QUÍMICA
SUMÁRIO
Uma série de conexões matemáticas foram utilizadas para construir a teoria do mo-
delo atômico quântico, no entanto, não serão detalhadas nesta unidade. Somente 
será introduzida a teoria nos aspectos físicos.
Tratando-se o elétron como onda, é possível obter resoluções da chamada equação 
de Schrödinger (1887-1961) (Figura 21), obtendo-se os chamados orbitais s, p, d e f, 
que são chamados de densidade de probabilidade ou local onde há maior probabi-
lidade de encontrar o elétron.
FIGURA 19 - COMPARAÇÃO ENTRE MODELO ATÔMICO DE BOHR E MODELO QUÂNTICO
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
34
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 20 - ERWIN SCHRÖDINGER
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
FIGURA 21 - ORBITAIS ATÔMICOS
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Como a energia é quantizada, cada elemento no seu estado fundamental apresenta 
uma distribuição eletrônica que segue a ordem crescente de energia. Os elétrons 
tendem a ocupar um orbital de menor energia possível, mantendo a estabilidade. 
O diagrama de Pauling é um método no qual distribuímos os elétrons em ordem 
crescente de energia. 
Na figura 23, vemos que a seta inicia no orbital 1s2: o número 1 significa a camada ou 
nível. Segundo o modelo atômico de Bohr, quanto maior o número, mais externo é o 
nível. O símbolo s (ou p, d, f) significa orbital ou subnível, ou seja, o local onde prova-
velmente o elétron está (Figura 22). O número sobrescrito significa o número máximo 
de elétrons que pode ter naquele orbital. Desse modo, se o número de elétrons de 
um determinado elemento é maior, os elétrons ocupam outros orbitais até comple-
tar o número total de elétrons do elemento.
Vejamos como fica a distribuição eletrônica do átomo de 
hidrogênio H:
H apresenta um próton, como é neutro, apresenta também 
um elétron
Assim, a distribuição eletrônica, segundo o diagrama de 
Pauling, fica 1s1.
35
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 22 - DIAGRAMA DE PAULING
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Faça a distribuição eletrônica (segundo o modelo quântico) e indique o número de 
níveis e o número de elétrons em cada nível (segundo o modelo de Bohr) dos seguin-
tes elementos:
a. Silício
b. Níquel
c. Ni2+
36
QUÍMICA
SUMÁRIO
Resposta
a. Silício: Si
Como o átomo é neutro, o número de prótons é igual ao número de elétrons: 14.
A distribuição eletrônica, segundo o diagrama de Pauling, é: 1s22s22p63s23p2.
O átomo apresenta três níveis, ou seja, três camadas.
O número de elétrons em cada nível:
NÍVEL (N) NÚMERO DE ELÉTRONS
1’ 2
2 8
3 4
Observação: na figura 24, disponível a seguir, podemos ver o esquema do silício com 
os elétrons em cada um dos níveis.
FIGURA 23 - MODELO DE BOHR DO SILÍCIO
Silício
Silício
Massa atômica: 28.085
Configuração eletrônica (segundo modelo de Bohr): 2, 8, 4
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
b. Níquel
Ni: p+=e- = 28
37
QUÍMICA
SUMÁRIO
A distribuição eletrônica, segundo o diagrama de Pauling, é: 1s22s22p63s23p64s23d8.
O átomo apresenta quatro níveis, ou seja, quatro camadas.
O número de elétrons em cada nível:
NÍVEL (N) NÚMERO DE ELÉTRONS
1’ 2
2 8
3 16
4 2
c. Ni2+
Ni2+: p+= 28, e– = 26
Este é o cátion divalente (ou diprótico) do níquel, fizemos a distribuição eletrônica 
desse elemento no item b.
Vemos que o último nível de elétrons (4) não é o menos energético (ou de me-
nor energia). Nesse caso, o nível de menor energia é o 3d, mas o último nível é o 
4s, o elétron será retirado do último nível (também chamado de nível de valên-
cia), por isso a distribuição eletrônica, segundo o diagrama de Paling, para Ni2+, é: 
1s22s22p63s23p63d8.
O átomo apresenta três níveis, ou seja, três camadas.
O número de elétrons em cada nível:
NÍVEL (N) NÚMERO DE ELÉTRONS
1’ 2
2 8
3 16
Dica: nunca faça a distribuição eletrônica de um cátion sem antes fazer a do seu áto-
mo neutro. Não há necessidade desse cuidado para o ânion, pois é apenas acrescen-
tar elétron.
A tabela periódica é um instrumento tão organizado, que os elementos da mesma 
família terminam sempre com o mesmo número de elétrons no mesmo orbital, a 
única mudança está no nível (Figura 25).
38
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 24 - REPRESENTAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA SEGUNDO OS 
ORBITAIS DE VALÊNCIA
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Todos os metais alcalinos (elementos da família 1) apresentam o último orbi-
tal da distribuição eletrônica s1 e apresentam um elétron de valência.
Os metais alcalinos terrosos (elementos da família 2) têm o orbital s2. Os elementos 
de transição externa apresentam como últimos orbitais d, e os de transição interna, f. 
Os elementos das famílias 13 até 17 apresentam o último orbital p. Os gases nobres 
apresentam p como último orbital, exceto o hélio que tem 1s2, lembre-se de que as 
famílias estão organizadas por semelhanças nas propriedades físico-químicas.
1.1.2.5 MASSA ATÔMICA
A massa atômica de um determinado isótopo é a soma de número de prótons e nú-
mero de nêutrons. 
Na tabela periódica, a massa atômica quase sempre é dada e é o valor maior do que o 
número atômico. Além disso, na tabela periódica encontramos uma massa atômica 
relativa, ou seja, uma média ponderada da massa dos isótopos.
39
QUÍMICA
SUMÁRIO
O bromo é um líquido industrial perigoso e irritante para os olhos. Na natu-
reza, são encontrados os seguintes isótopos 79Br e 81Br, com abundância, res-
pectivamente, de 54,5 % e 45,5%. Como se calcula a massa atômica relativa?
Nesse caso, fazemos o cálculo da média ponderada da seguinte maneira.
1-Multiplicamos o valor de cada uma das massas pela sua respectiva abun-
dância percentual, ou seja, dividida por 100.
Bromo-79 = 79. 54,5/100 = 43,055.
Bromo-81 = 81. 45,5/100 = 36,855.
2- Agora somamos os valores obtidos: 43,055+36,855 = 79,91.
Assim, 79,91 é a massa relativa do bromo e é a massa que será encontrada 
na tabela periódica.
1.1.2.6 ÁTOMOS NEUTROS E ÍONS
O átomo neutro apresenta carga nula, ou seja, o mesmo número de cargas positivas 
(número de prótons) e negativas (número de elétrons). Quando o átomo apresenta 
cargas positivas ou negativas, ele é chamado de íon. As cargas positivas ou negativas 
estão relacionadas com a perda ou ganho de elétrons, já que o número de prótons 
de um determinado elemento é invariável. Os íons positivos são chamados cátions, e 
os negativos, ânions.
Os íons podem ser monoatômicos (formados por apenas um elemento) ou poliatô-
micos (formados por mais de um elemento). Os íons não são encontrados isolados 
na natureza, mas são encontrados formando as chamadas ligações iônicas, ou seja, 
os íons são encontrados na natureza na forma de sais. Ligações que ocorrem entre 
cátions e ânions são chamadas de ligações iônicas, formando um sal. O sal sempre 
apresentará carga neutra.
40
QUÍMICA
SUMÁRIO
Abaixo, temos alguns exemplosde cátions monoatômicos, determine o número de 
prótons, elétrons e nêutrons, utilizando os valores encontrados na tabela periódica.
a. K+ (isótopo K-39)
b. Ca2+ (isótopo Ca-40)
c. Fe3+ (isótopo Fe- 55)
Resolução:
a. K+:
• O número de prótons nunca muda (p+): 19.
• O número de elétrons (e–), como a carga é positiva, o íon apresenta um elétron 
a menos: 18.
• Como a massa do átomo é a soma do número de prótons com o número de 
nêutrons (A= Z+n), então o número de nêutrons é a diferença da massa atômica 
pelo número de prótons: n= A–Z = 39 – 19 = 20. Assim, o número de nêutrons é 20.
b. Ca2+:
• O número de prótons (p+): 20.
• O número de elétrons (e-): 18.
• Observação: vimos, na letra a deste exemplo, que o número de elétrons de K+ 
também é 18. Assim, esses íons são isoeletrônicos, ou seja, apresentam o mes-
mo número de elétrons.
• O número nêutrons (n): n= 40- 20 = 20. Assim, o número de nêutrons é 20.
c. Fe3+ (isótopo Fe– 55):
41
QUÍMICA
SUMÁRIO
• O número de prótons (p+): 26.
• O número de elétrons (e–): 23.
• O número nêutrons (n): n= 55– 26 = 29. Assim, o número de nêutrons é 29.
Abaixo, temos alguns exemplos de ânions monoatômicos e átomos neutros. Deter-
mine o número de prótons, elétrons e nêutrons utilizando os valores encontrados na 
tabela periódica.
a. S2–(isótopo S-32)
b. P3–(isótopo P-32)
c. Mn(isótopo Mn–55)
Resolução:
a. S2–(isótopo S–32):
• O número de prótons nunca muda (p+): 16.
• O número de elétrons (e-), como a carga é negativa, o íon apresenta dois elé-
trons a mais: 18.
• O número de nêutrons: n= A-z = 32 – 16 = 16. Assim, o número de nêutrons é 16.
b. P3–(isótopo P–32):
• O número de prótons nunca muda (p+): 15.
• O número de elétrons (e–): 18.
• O número de nêutrons: n= A–z = 32 – 15 = 17. Assim, o número de nêutrons é 17.
42
QUÍMICA
SUMÁRIO
c. Mn(isótopo Mn-55):
• O número de prótons nunca muda (p+): 25.
• O número de elétrons (e-) é igual ao número de prótons, pois no símbolo do
elemento não temos cargas representadas: 25.
• O número de nêutrons: n= A-z = 55 – 25 = 30. Assim, o número de nêutrons é 30.
Geralmente, os íons são encontrados na natureza na forma de sais. Esses sais são 
formados por ligação entre cátions e ânions. Quimicamente, sempre colocamos os 
cátions antes dos ânions. Os sais são neutros em carga, ou seja, a carga é nula.
Abaixo, encontramos alguns íons (tanto monoatômicos quanto poliatômicos) que 
interagem formando sais. Indique a fórmula química destes sais.
a. Na+ com I–
b. Ca2+ com O2–
c. Mg2+ com Cl–
d. K+ com SO42–
e. Al3+ com SO42–
Resolução:
a. Na+ com I–:
Os sais são neutros. Assim, a soma da carga é zero. Como as cargas dos sais são
opostas, mas de mesmo valor, a fórmula do sal formado é NaI, chamado de io-
deto de sódio.
43
QUÍMICA
SUMÁRIO
b. Ca2+ com O2– : 
A soma da carga é zero, como as cargas dos sais são opostas, mas de mesmo 
valor, a fórmula do sal formado é CaO, chamado de óxido de cálcio.
c. Mg2+ com Cl-:
Nesse caso, temos um íon com carga 2+ e outro com carga 1–, mas a soma 
tem de dar zero e ambos têm de ter carga inteira (não existe meio elétron). 
Assim, para anular a carga menor, 2+, precisamos de uma carga 2–, precisamos 
de dois íons Cl–.
Quando fazemos a fórmula química, número de cada íon na fórmula fica subs-
crito. Podemos fazer “um truque” cruzando as cargas como está esquematizado 
abaixo:
Mg2+ Cl– Mg1Cl2
Quando o índice é um, não há necessidade de colocá-lo, por isso a fórmula do 
sal formado pelos íons enunciados é MgCl2 chamada de cloreto de magnésio.
d. K+ com SO4
2–:
Nesse caso, podemos usar o mesmo raciocínio da letra C, pensando na soma 
das cargas, precisamos de 2 K+ para anular a carga total. O ânion sulfato (SO4
2–) 
apresenta a soma de sua carga 2–, portanto não é apenas a carga do oxigênio.
K+ SO4
2– K2SO4
O sal formado é sulfato de potássio de fórmula química ou molecular, K2SO4.
e. Al3+ com SO4
2–:
Al3+ SO4
2– Al2(SO4)3
Nesse caso, podemos até conferir e perceber que, se multiplicarmos por 2 a car-
ga do alumínio (3+), a carga fica 6+, e se multiplicarmos por 3 a carga do sulfato 
(2–), a carga total será 6–, o que anula a carga total.
Por que o íon sulfato fica entre parênteses? Porque a carga é de todo o íon po-
liatômico.
44
QUÍMICA
SUMÁRIO
As substâncias podem ser simples ou compostas. Substâncias simples são forma-
das por apenas um elemento químico, já as substâncias compostas ou compostos 
são formadas por mais de um elemento químico. O Quadro apresenta uma série de 
substâncias que serão importantes para o seu conhecimento.
QUADRO 1 - SUBSTÂNCIAS ENCONTRADAS NO COTIDIANO
NOME
FÓRMULA QUÍMICA 
(OU FÓRMULA 
MOLECULAR)
TIPO DE 
SUSTÂNCIA
USO MAIS COMUM (OU 
NOME COMUM)
Cloreto de sódio NaCl
Substância 
composta
Sal de cozinha
Hidróxido de 
sódio
NaOH
Substância 
composta
Soda cáustica
Etanol C2H6O
Substância 
composta
Combustível (álcool etílico)
Oxigênio O2 Substância simples Respiração 
Ozônio O3 Substância simples
Na estratosfera, protege a 
troposfera da radiação solar 
ultravioleta (UV)
Grafite C(grafite) Substância simples Grafite
Diamante C(diamante) Substância simples Diamante
Fonte: Elaborado pela autora.
No Quadro 1, é possível ver que o oxigênio e o ozônio são substâncias simples, forma-
das pelo mesmo elemento químico, oxigênio. Grafite e diamante também são for-
mados pelo mesmo elemento químico, carbono. Esses pares são conhecidos como 
alótropos, ou seja, o oxigênio é alótropo do ozônio, e o grafite é alótropo do diamante.
1.1.2.7 RAIO ATÔMICO
É a propriedade na qual se obtém o valor da distância do núcleo até a parte mais 
externa do átomo.
Cada elemento químico apresenta um raio atômico. Os elementos representativos 
apresentam regularidades singulares quanto a essa propriedade. Quanto maior o nú-
mero de camadas, maior será o átomo, portanto quanto maior o período, maior o raio 
45
QUÍMICA
SUMÁRIO
atômico. Se os elementos estão no mesmo período, quanto maior o número atômico 
maior a atração eletrostática (atração entre carga positiva e negativa) entre núcleo e 
mesmo número de camadas, assim, menor será o raio, de maneira que o raio diminui 
à medida que o número atômico aumenta, no mesmo período.
Os elementos de transição não apresentam regularidade nessa propriedade, pois a 
distribuição eletrônica desses elementos tem como último orbital o d ou o f. 
Comparando os seguintes elementos: lítio, berílio, alumínio e sódio. Coloque-os em 
ordem crescente de raio atômico.
Resposta: 
Esses elementos são todos representativos, então é possível compará-los.
Primeiramente, vamos organizar os elementos segundo o período.
Li e Be: estão no segundo período, esses elementos têm duas camadas (menores 
raios).
Al e Na: estão no terceiro período, esses elementos têm três camadas (maiores raios). 
Agora vamos olhar no mesmo período o número atômico, quanto maior o número 
atômico, menor o raio.
Li (Z= 3) e Be (Z=4): o raio atômico de Li é maior que Be.
Al (Z= 13) e Na (Z=11): o raio atômico de Na é maior que Al.
Finalmente, organizaremos na ordem crescente (do menor para o maior):
Be, Li, Al e Na.
46
QUÍMICA
SUMÁRIO
A tabela periódica também indica os elementos conhecidos como metais 
e ametais. A maior parte dos metais, quando substâncias simples, são só-
lidas (exceto o mercúrio), apresentam brilho característico, são condutores 
de calor e eletricidade. Os ametais apresentam estados físicos variáveis, são 
opacos e isolantes. Na figura 26, podemos notar que a maior parte dos ele-
mentos químicos são metais. Você consegue separar os metais dos ametais 
da tabela periódica? É só observar que o alumínio, o germânio e o antimônio 
são os metais mais próximos dos ametais. 
Atenção! Gases nobres não são nem metais, nem ametais!
FIGURA 25 - TABELA PERIÓDICA INDICANDO METAIS, AMETAIS E GASES NOBRES
Metais alcalinos
Metais alcalinos terrosos
Metais de transição externa
Metais de transição interna
Alguns não metais
HalogêniosGases nobres
Minerais alcalinos raros na terra
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
47
QUÍMICA
SUMÁRIO
A figura 27 apresenta uma representação dimensional dos raios atômicos. Podemos 
notar que, de uma maneira generalista, os metais apresentam maior raio atômico 
que os ametais.
FIGURA 26 - REPRESENTAÇÃO DA DIFERENÇA NOS RAIOS ATÔMICOS 
DOS ELEMENTOS DA TABELA PERIÓDICA
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Uma consequência do conhecimento de raio atômico está no conceito de raio iônico, 
ou seja, o raio de cada íon. Dado um determinado átomo neutro, podemos dizer que 
o seu cátion apresentará um raio (iônico) que é menor do que o raio (atômico) do áto-
mo neutro. Seu ânion correspondente apresentará um raio (iônico) maior que o raio 
do átomo neutro. Observemos, no exemplo a seguir, por que isso ocorre:
1 - Dados o cálcio e seu cátion diprótico, qual desses átomos apresentará maior raio?
Resposta:
Os seguintes átomos estão enunciados: Ca (cálcio neutro) e Ca2+ (cátion diprótico, ou 
seja, cátion com dois prótons).
48
QUÍMICA
SUMÁRIO
Ca apresenta 20 prótons e 20 elétrons.
Ca2+ apresenta 20 prótons e 18 elétrons.
A atração do núcleo pelos elétrons é muito maior quando temos menos elétrons do 
que prótons, o que acarreta na diminuição do raio atômico. Além disso, Ca apresenta 
quatro camadas (pois está no quarto período da tabela periódica) e Ca2+ apresenta 
apenas três camadas. Logo, o cátion sempre tem menor raio que o átomo neutro.
2 - Compare o raio atômico de enxofre com o raio iônico de seu ânion sulfeto e indi-
que qual é maior.
Resposta:
Enxofre (S): 16 prótons e 16 elétrons.
Sulfeto (S2–): 16 prótons e 18 elétrons.
Temos um maior número de elétrons no ânion, o que “enfraquece” a atração entre 
núcleo e elétrons. Assim, o raio do ânion é maior do que o do raio neutro. 
1.1.2.8 ENERGIA DE IONIZAÇÃO
A energia de ionização é a energia mínima para que o átomo perca um elétron no 
estado físico gasoso. Por convenções da IUPAC, a representação dessa energia é para 
cada um mol de átomos (ou seja, 6,02 x 1023 átomos) e cada um desses átomos per-
de um elétron. O processo de perda de elétron do elemento potássio, por exemplo, 
pode ser representado a seguir:
K(g) → K+(g) + e– E = +419 kJ/mol (Equação 1)
Vamos entender a equação 1: essa equação indica que um mol de potássio (K) no 
estado físico gasoso perde um elétron (e–) e gera o cátion de potássio (K+) no estado 
físico gasoso. Para isso, um mol de potássio, ou seja, 6,02 x 1023 átomos de potássio 
absorvem 419 kJ de energia. 
49
QUÍMICA
SUMÁRIO
Em Química, quando o valor da energia é positivo, isso significa que a energia é ab-
sorvida, e quando o valor é negativo, a energia é liberada.
Seguindo a teoria atômica de Bohr, sempre que o elétron passa de uma camada ou 
nível interno (de menor energia) para um nível interno, a energia deve ser absorvida, 
para que o elétron saia do átomo, ele tem de sair do nível interno, portanto deve ab-
sorver energia. Toda energia de ionização desse modo tem valor positivo.
Quanto maior o raio atômico, menor a energia necessária para retirar o elétron de um 
átomo. Na figura 27, podemos observar que os metais apresentam maior raio atômi-
co que os ametais. Dessa maneira, a energia de ionização dos metais é menor do que 
a dos ametais. Consequentemente, os metais perdem elétrons com mais facilidade 
que os ametais.
Quilojoule (kJ) é uma unidade de energia ou trabalho utilizada no sistema interna-
cional.
Quilojoule por mol (kJ/mol ou kJ.mol–1) é uma unidade de energia para cada mol de 
substância.
Quando o átomo perde um elétron, a energia necessária é chamada primeira energia 
de ionização. Quando perde o segundo elétron, a energia é chamada de segunda 
energia de ionização e assim sucessivamente.
Um experimento interessante para saber quantos elétrons há em cada camada (ou 
nível) externa do átomo é determinar cada energia de ionização de um determinado 
átomo. Observe o exemplo a seguir:
A tabela a seguir apresenta alguns valores de energia de ionização (primeira, I1, até oi-
tava, I8) de elementos representativos do terceiro período das famílias 1 e 2, não neces-
sariamente nessa ordem. Identifique os elementos a partir dos valores apresentados:
50
QUÍMICA
SUMÁRIO
QUADRO 2 - ENERGIAS DE IONIZAÇÃO DOS ELEMENTOS X, Y E Z
ELEMENTO I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8
X 578 1817 2745 11577 14842 18379 23326 27466
Y 738 1451 7733 10543 13630 18020 21711 25661
Fonte: BURROWS et.al., 2009.
Resposta:
Quando um átomo perde um elétron, espera-se que a energia necessária para retirar 
o próximo seja dobrada. Isso só acontece (de maneira aproximada) se os elétrons es-
tiverem no mesmo nível. Quando o elétron a ser retirado está em uma camada mais 
interna do que a do átomo neutro, o valor é significativamente mais alto.
Observemos a tabela 2 novamente. Nota-se que, em X, I2 é aproximadamente o do-
bro de I1. Temos então dois elétrons no nível mais externo, pois há uma mudança 
brusca de energia para I3, ou seja, para retirar o terceiro elétron que está em um nível 
mais interno. Para Y, percebemos que o valor de I2 é cerca de dez vezes maior que I1, 
por isso Y apresenta apenas um elétron de valência.
Os elementos das famílias 1 e 2 são, respectivamente, sódio e magnésio. Os elemen-
tos da família 1 apresentam um elétron de valência, e os da família 2, dois. Podemos 
conferir isso fazendo a distribuição eletrônica utilizando o diagrama de Pauling, por 
isso o elemento X é magnésio e o elemento Y é sódio.
ELEMENTO I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8
X 738 1451 7733 10543 13630 18020 21711 25661
Y 496 4562 6910 9543 13354 16613 20117 25496
51
QUÍMICA
SUMÁRIO
CONCLUSÃO 
A tabela periódica é uma ferramenta essencial para o estudo da Química. Nela, os 
elementos estão organizados em 18 grupos (ou famílias) e sete períodos. Temos ele-
mentos classificados como (1) representativos e elementos de transição e (2) metais, 
ametais e gases nobres. A localização dos elementos nos grupos depende da reativi-
dade das substâncias simples mais estáveis formadas por cada um dos elementos: os 
elementos mais reativos são os metais alcalinos (família 1), e os menos reativos são os 
gases nobres (família 2). Nos períodos, os elementos são distribuídos pelo número de 
camadas ou níveis de elétrons.
As unidades básicas da matéria estudadas em Química são átomo, próton, elétron e 
nêutron. Os átomos são tipificados ou distinguidos pelo número atômico.
Vimos o histórico da evolução dos modelos atômicos e algumas utilidades desses 
modelos para o entendimento de observações experimentais. 
Os elementos podem formar substâncias simples ou compostas. As substâncias com-
postas podem ser formadas por íons.
Os elementos apresentam isótopos que são encontrados na natureza e em qualquer 
substância com uma abundância relativamente constante.
Os elementos podem formar alótropos, ou seja, podem formar substâncias simples 
com propriedades físicas e químicas diferenciadas. Essas substâncias apresentam a 
mesma proporção natural de isótopos. 
52
QUÍMICA
SUMÁRIO
OBJETIVO 
Ao final desta 
unidade, 
esperamos 
que possa:
> Diferenciar os tipos de ligações químicas a partir da
fórmula química das substâncias.
> Definir as propriedades dos compostos pelas ligações
químicas.
> Expressar a fórmula das substâncias iônicas pelas cargas
dos íons.
> Interpretar as formas das moléculas que fazem ligações
covalentes.
> Classificar as ligações e diferenciar os cátions dos ânions.
> Reunir as características fundamentais que diferenciam
as substâncias.
> Apreciar as propriedades físico-químicas das
substâncias.
UNIDADE 2
53
QUÍMICA
SUMÁRIO
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS
Nesta unidade, estudaremos as ligações químicas e as reações químicas. Os elemen-
tos, em sua grande maioria, são encontrados na natureza ligados: (1) entre si; ou (2) 
ligados a outros elementos. As ligações químicas explicam as propriedades físico-quí-
micas das substâncias.
Entenderemos asligações covalentes, iônicas e metálicas. Os compostos que fazem 
ligações covalentes, em sua grande maioria, não conduzem eletricidade, apresentam 
pontos de fusão e ebulição baixos (que dependem da massa molecular e da força 
das chamadas interações intermoleculares) e podem ser divididos em duas classes: 
moleculares e covalentes. Os compostos covalentes apresentam alto ponto de fusão e 
massa molecular alta. De uma maneira geral, a solubilidade em água depende da po-
laridade dessas substâncias: substâncias polares são solúveis em água, apolares, não.
Os compostos que fazem ligação iônica, geralmente, são sólidos e solúveis em água. 
Quando solúveis em água, conduzem eletricidade. Já os compostos que fazem li-
gações metálicas, geralmente, são sólidos (com exceção do mercúrio) e conduzem 
eletricidade e calor.
Evidenciaremos outros detalhes a seguir.
54
QUÍMICA
SUMÁRIO
2.1 LIGAÇÕES QUÍMICAS
A junção de átomos confere a estes uma estabilidade, devido ao abaixamento de 
energia. Essa junção pode ocorrer via transferência de elétrons ou compartilhamento 
de elétrons (Figura 1).
FIGURA 27 - FORMAÇÃO DE COMPOSTOS ESTÁVEIS ENVOLVE A LIBERAÇÃO DE ENERGIA
Energia e Ligação
(2 moléculas
de hidrogênio)
(1 molécula
de oxigênio)
(2 moléculas
de água)
energia
A energia pode ser tanto absorvida no decorrer 
de uma reação ou liberada durante uma reação 
enquanto os produtos são formados
Nova ligação
Formando
novas
ligações
Quebra da ligação
dos reagentes
Ligação dos
reagentes
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
Existem teorias que explicam a formação das ligações químicas. Primeiramente, te-
mos de entender as características gerais dos elementos químicos. Entendendo as 
chamadas propriedades periódicas, podemos estabelecer um padrão geral da for-
mação das ligações químicas. 
Na tabela periódica, podemos localizar facilmente os metais e os ametais. Metais são 
eletropositivos, ou seja, apresentam a tendência de doar elétrons. Em outras palavras, 
os metais formam facilmente cátions. Os ametais, por sua vez, apresentam raio atô-
mico menor que os metais e, por isso, são mais eletronegativos, ou seja, recebem com 
facilidade os elétrons. Por essa razão, os ametais formam facilmente ânions. Além dis-
so, na família 18 temos os chamados gases nobres. Todos os membros desse grupo 
são estáveis e a maioria deles não se liga a nenhum outro átomo, sendo encontrados 
na natureza na chamada forma monoatômica. 
55
QUÍMICA
SUMÁRIO
A estabilidade dos gases nobres é explicada pela chamada regra do octeto, ou seja, 
todos os elementos dessa família apresentam oito elétrons no nível de valência (últi-
mo nível), exceto o hélio, que apresenta dois elétrons de valência. Mas não é apenas 
a regra do octeto que explica as características das ligações químicas. A seguir, vere-
mos algumas teorias mais pormenorizadas. Na figura 2, podemos visualizar algumas 
representações gerais das ligações químicas.
FIGURA 28 - DIFERENTES LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Elétron
Íon metálico
Ligação Metálica
Ligação iônica Ligação covalente
Elétron do nível
de valência
hidrogênio
Elétron do nível
de valência
carbono
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
2.1.1 LIGAÇÕES IÔNICAS
As ligações iônicas envolvem a interação eletrostática entre cargas opostas, ou seja, 
envolve a atração entre cátions e ânions. Quanto maior a diferença de eletronegati-
vidade, maior a probabilidade de a interação resultar na formação de íons. De uma 
maneira generalista, podemos afirmar que a ligação iônica envolve a transferência de 
elétrons de um elemento eletropositivo (geralmente um metal) para um elemento 
eletronegativo (ametal) (Figura 3)
56
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 29 - ESQUEMA DA FORMAÇÃO DOS COMPOSTOS IÔNICOS: 
INTERAÇÃO ENTRE ÍONS
Ligação Iônica
É uma ligação que forma quando determinado número de elétrons do nível de valência são 
completamente transferidos entre os átomos e a ligação ocorre entre dois íons de cargas opostas.
Átomo de lítio Átomo de flúor
Átomos (substâncias) 
Passando por reação
Energia de ionização Afinidade eletrônica
Átomos (substâncias) 
Durante a reação
Metal Ametal
Lítio perde elétron Flúor ganha elétron
Íon de lítio
(um cátion)
Íon de flúor
(um ânion)
Molécula de fluoreto de lítio
A molécula (substância) 
Gerada pela reação
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018. 
Os compostos iônicos são conhecidos como sais e se apresentam sempre 
com a carga neutra, ou seja, a soma das cargas dos cátions com as cargas dos 
ânions é sempre zero. Geralmente, a fórmula química do sal inorgânico é es-
crita na seguinte ordem: primeiro o cátion e segundo o ânion. Sendo assim, 
o sal NaCl apresenta o cátion, o sódio (Na) e o ânion cloro (Cl).
57
QUÍMICA
SUMÁRIO
Os sais formados por elementos representativos seguem a chamada regra do oc-
teto, na qual os elementos que se ligam tendem a manter uma configuração ele-
trônica (Figura 4) semelhante à do gás nobre mais próximo.
De que maneira? 
FIGURA 30 - DIAGRAMA DE PAULING: A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA SEGUE, 
NESTE CASO, A ORDEM CRESCENTE DE ENERGIA DE CADA ORBITAL
Diagrama de Pauling
1s2
2s2 2p6
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
3p6
4p6
5p6
6p6
3d10
4d10
5d10
6d10
4f14
5f14
Fonte: Elaborado pelo autor, 2018. 
Vejamos as configurações eletrônicas dos gases nobres.
O hélio apresenta o número atômico 2 e como é um átomo neutro, também apre-
senta dois elétrons. Seguindo o diagrama de Pauling, podemos fazer a distribuição 
eletrônica da seguinte maneira: 1s2. Ao observar o diagrama de Pauling, podemos 
notar que, no nível um, cabem no máximo dois elétrons no orbital s. Assim, pode-
mos dizer que o gás nobre hélio apresenta um orbital totalmente preenchido, o que 
justifica a estabilidade desse elemento. É digno de nota que, quando falamos em 
estabilidade dos elementos, estamos falando em não reatividade e em baixa energia.
Um raciocínio análogo pode ser feito para os demais elementos da família 18, sendo 
que sempre os gases nobres terão os orbitais s e p de valência totalmente preenchi-
dos, conforme tabela 1. Lembre-se de que o diagrama de Pauling segue uma ordem 
crescente de energia dos orbitais na distribuição eletrônica e que os orbitais do nível 
de valência são aqueles que apresentam maior número. Por exemplo, no caso do 
criptônio, o nível de valência é o quatro e, na tabela 1, podemos ver que os orbitais s 
e p do nível quatro estão completamente preenchidos.
58
QUÍMICA
SUMÁRIO
QUADRO 3 - DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS GASES NOBRES NEUTROS: 
OS NÍVEIS DE VALÊNCIA ESTÃO EVIDENCIADOS EM VERMELHO
GÁS NOBRE 
(SÍMBOLO) DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA 
SIMPLIFICADA
Hélio (He) 1s2 [He]
Neônio (Ne) 1s22s22p6 [Ne]
Argônio (Ar) 1s22s22p63s23p6 [Ar]
Criptônio (Kr) 1s22s22p63s23p64s23d104p6 [Kr]
Xenônio (Xe) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6 [Xe]
Radônio (Rn) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p6 [Rn]
Fonte: CITAR AUTOR.
Na tabela 1, também podemos ver a chamada distribuição eletrônica simplificada. 
Essa representação com esse tipo de abreviação pode ser usada para os demais ele-
mentos da tabela periódica, desde que tenhamos entre os colchetes apenas os ga-
ses nobres (nunca outro elemento), pois a comparação com esses elementos é im-
portante (Tabela 2).
QUADRO 4 - DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA SIMPLIFICADA DE ALGUNS ELEMENTOS 
DA TABELA PERIÓDICA E DE ALGUNS ÍONS
ELEMENTO DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA SIMPLIFICADA ÍON 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
SIMPLIFICADA
Na [Ne]2s1 Na+ [Ne]
Ca [Ar] 4s2 Ca2+ [Ar]
Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne]
S [Ne]3s²3p4 S2– [Ar]
Br [Ar] 4s23d104p5 Br– [Kr]
Fonte: CITAR AUTOR.
Segundo a regra do octeto, os elementos tendem a ganhar ou perder elétrons para 
ficarem com a configuração eletrônica semelhante à do gás nobre mais próximo. 
Como podemos ver na tabela 2, o bromo, por exemplo, ao invés de perder elétrons 
e ficar com a configuração do argônio (para isso, precisa perder 17 elétrons), ganha 
um elétron e fica com a configuração semelhante à do criptônio. Essa regraé muito 
importante para os elementos representativos. Já os elementos de transição não 
seguem essa regra. No entanto, os íons não podem existir isolados, pois a carga por si 
só não confere estabilidade à espécie química, por isso todo ânion está ligado a um 
cátion, e todo cátion está ligado a um ânion.
59
QUÍMICA
SUMÁRIO
De uma maneira geral, os metais alcalinos (da família 1) perdem um elétron, forman-
do um cátion monoprótico (ou monovalente), os metais alcalinos terrosos (da família 
2) formam um cátion diprótico (ou divalente). Os calcogênios (família 16) geralmente
ganham dois elétrons e os halogênios (família 17) ganham um elétron, formando
ânions divalentes e monovalentes, respectivamente.
Como essas ligações são formadas? Podemos prever a fórmula química dos compos-
tos? Veja os exemplos a seguir:
Dados os elementos químicos a seguir, qual é a fórmula molecular do sal formado?
a. Na e Br
b. Ca e Cl
c. Al e O
Resposta:
Para que possamos determinar a fórmulas, temos de comparar os elementos com o 
gás nobre mais próximo.
a. O sódio, pela tabela 2, apresenta configuração eletrônica semelhante à do gás
nobre neônio, desde que perca um elétron, formando o cátion Na+. O bromo,
por sua vez, está mais próximo ao criptônio e, por isso, ganha um elétron, for-
mando o íon brometo, Br–.
Concluindo, são formados os seguintes íons Na+ e Br–. Como a soma das cargas
é zero, a fórmula da substância é NaBr. Esse sal é chamado brometo de sódio.
b. Pela tabela 2, podemos ver que o cálcio forma com facilidade o cátion divalente
Ca2+, o cloro, por sua vez é um halogênio e forma um ânion monovalente, Cl–.
Assim, temos duas cargas positivas para uma carga negativa, no entanto a soma
das cargas tem de ser zero, por isso precisamos de dois cloros. Na fórmula quí-
mica, cada elemento pode ser multiplicado colocando-se o número subscrito à
frente do elemento. Dessa maneira, a fórmula da substância é CaCl2.
60
QUÍMICA
SUMÁRIO
c. Alumínio forma um cátion trivalente Al3+, oxigênio é um calcogênio e, portanto, 
apresenta uma carga 2–: temo Al3+ e O2–, para que tenhamos uma carga negati-
va, podemos pensar no mínimo múltiplo comum, seis, para isso, temos de ter 
dois alumínios com a carga 3+ (dando uma carga total 6+) e três oxigênios com 
a carga 2- (dando uma carga total 6-). Dessa maneira, essas cargas se anulam 
dando a seguinte fórmula: Al2O3. Podemos também fazer a fórmula descendo 
os números sobrescritos e cruzando os valores entre os elementos:
Al3+ O2– Al2O3
2.1.1.1 RESUMO E CARACTERÍSTICAS DAS LIGAÇÕES 
IÔNICAS
As ligações iônicas ocorrem entre íons de cargas opostas, geralmente entre metais e 
ametais ou metais e hidrogênio (Figura 5). Os sais ou compostos iônicos geralmente 
são sólidos e a maioria é solúvel em água. Quando solubilizados em água, os íons en-
contram-se separados e solvatados (rodeados por água). A liberdade desses íons faz 
com que a solução, a mistura entre água e sais, conduza eletricidade, uma vez que os 
sais não conduzem eletricidade quando sólidos (Figura 6). Como a interação entre os 
sais é uma atração entre cargas opostas, esses sais também conduzem eletricidade 
quando estão fundidos, pois eles só fundem quando as cargas opostas estão mais dis-
tantes umas das outras. Outra característica marcante dos compostos iônicos está no 
fato de que eles são quebradiços e apresentam pontos de fusão e ebulição altíssimos.
FIGURA 31 - LIGAÇÃO IÔNICA DOS ÍONS NA+ E CL– FORMANDO O CLORETO DE SÓDIO
Ligação Química
Ligação iônica
Ligação iônica
(cloreto de sódio) Carga positiva Carga negativa
CloroSódio
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
61
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 32 - PROPRIEDADES GERAIS DOS COMPOSTOS IÔNICOS
Propriedades da ligação iônica
Compostos iônicos são
solúveis em água
Ligação forte
Condução de
eletricidade
O composto iônico não 
conduz eletricidade 
em estado físico sólido
Composto iônico 
conduz eletricidade 
em estado aquoso 
(dissolvido em água).
Compostos geralmente 
por metal e ametal
A ligação se dá assim:
Solubilidade em água:
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
2.1.2 LIGAÇÕES COVALENTES
As ligações covalentes ocorrem entre elementos eletronegativos, por isso não temos 
elementos que doam elétrons, apenas elementos que apresentam afinidade eletrô-
nica. Consequentemente, esses elementos compartilharão elétrons do chamado ní-
vel de valência (Figura 7).
FIGURA 33 - FORMAÇÃO DA LIGAÇÃO COVALENTE DA ÁGUA
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
62
QUÍMICA
SUMÁRIO
As ligações covalentes podem ser representadas pelas estruturas de Lewis, em que 
cada elétron pode ser representado por um ponto, e um par de elétrons pode ser 
representado por um traço entre os elementos.
Faça as estruturas de Lewis dos seguintes compostos que fazem ligação covalente:
a. H2
b. HBr
c. H2S
Resposta:
a. Como temos elementos iguais e cada hidrogênio apresenta apenas um elétron,
a demanda, pela regra do octeto, é que cada hidrogênio ganhe um elétron, mas
ambos precisam de um elétron. Dessa forma, podemos representar a molécula
de hidrogênio com um traço entre ambos os hidrogênios: H H .
Observação: o traço entre os hidrogênios significa dois elétrons, um de cada
hidrogênio.
b. Como vimos anteriormente, o hidrogênio precisa de um elétron, o bromo, assim
como todo halogênio também precisa de um elétron. Então, para representar
corretamente a molécula, temos de saber que o bromo apresenta sete elétrons
de valência (está na família 17). Para fazermos a estrutura de Lewis, imaginamos
que temos um retângulo em torno do símbolo do elemento e, em cada lado,
desenhamos um par de elétrons, exceto ao lado do hidrogênio, onde colocare-
mos um traço que representará dois elétrons: H Br
c. Enxofre é um calcogênio e precisa de dois elétrons, pois tem seis elétrons de va-
lência. Cada hidrogênio tem um e precisa de mais um, assim, podemos escrever
a molécula da seguinte maneira: H S H .
63
QUÍMICA
SUMÁRIO
Nesse caso, note que o enxofre apresenta dois pares de elétrons de valência em torno 
de si que não participam da ligação covalente, além de um elétron que está sen-
do compartilhado com o hidrogênio que também tem um elétron. Se contarmos 
o número de elétrons totais: compartilhados e não ligantes (que não participam da
ligação), teremos oito elétrons em torno do enxofre, para cada hidrogênio, no total,
teremos dois elétrons.
Além disso, a presença de pares de elétrons no átomo central de qualquer molécula 
afeta na chamada geometria molecular, devido à presença desses pares de elétrons, 
ocorre uma repulsão eletrônica que gera uma chamada geometria angular, na ver-
dade, a forma mais correta de se escrever essa molécula é: H
S
H . Uma vez 
que as moléculas apresentam uma projeção tridimensional, é como se os pares de 
elétrons não ligantes estivessem um, atrás da folha, e outro, na frente da folha, dimi-
nuindo a repulsão.
2.1.2.1 GEOMETRIA MOLECULAR
Por que devemos entender a geometria molecular? As substâncias apresentam ca-
racterísticas físico-químicas, como densidade, temperatura de fusão, temperatura de 
ebulição, solubilidade em água, etc. Além dessas características, muitas apresentam 
cheiro, cor, sabor e odor característicos. Todas essas propriedades dependem da for-
ma como os átomos dos elementos encontram-se conectados entre si na formação 
das moléculas.
A geometria molecular pode ser determinada pela chamada teoria VSPER, que é 
a abreviação em inglês da Teoria de Repulsão de Pares de Elétrons. Por essa teoria, 
podemos determinar a forma da molécula pela presença de pares de elétrons não 
ligantes no átomo central da molécula. Mas o que são pares de elétrons não ligan-
tes? São elétrons que não participam da ligação covalente, mas estão presentes no 
átomo, devido ao fato de que este apresenta um número específico de elétrons de 
valência. Na figura 8, podemos ver algumas das geometrias das moléculas, os pares 
de elétrons não ligantes estão representados na forma de balões verdes.64
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 34 - PRINCIPAIS GEOMETRIAS MOLECULARES 
Tetraédrica
Trigonal plana Quadrática planaLinear
Bipiramidal trigonal Octaédrica
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
A solubilidade das substâncias pode ser prevista pelo tipo de ligação química (por 
exemplo, compostos iônicos geralmente são solúveis em água) ou pela polaridade da 
molécula que faz ligação covalente.
Pelo princípio de que “semelhante dissolve semelhante”, podemos, pela comparação 
da polaridade das substâncias, determinar se elas serão miscíveis entre si. De que 
forma? Primeiramente, devemos determinar a polaridade das moléculas, por meio 
dos seguintes passos:
1. determinar o tipo de ligação química se for covalente, continuar;
2. fazer as estruturas de Lewis;
3. determinar a geometria molecular;
4. determinar a polaridade das ligações;
5. determinar qualitativamente o vetor momento dipolo.
A seguir, veremos alguns exemplos com o passo a passo:
Determine a polaridade das moléculas abaixo:
a. Água
b. Amônia
c. Metano
d. Dióxido de carbono
e. Acetona
65
QUÍMICA
SUMÁRIO
Resposta:
a. Água: H2O
Para resolver esse exemplo, seguiremos o passo a passo explicado anteriormente:
1. Determinar o tipo de ligação química se for covalente, continuar.
Temos um hidrogênio com um ametal, ambos os elementos são eletronegati-
vos, então a ligação química é, predominantemente, covalente.
2. Fazer as estruturas de Lewis.
3. Determinar a geometria molecular.
A estrutura de Lewis da água é semelhante a que fizemos do H2S no exemplo ante-
rior, ou seja, temos um calcogênio que apresenta seis elétrons de valência e precisa 
de dois, esse átomo central tem dois pares de elétrons não ligantes e, por isso, apre-
sentará uma geometria angular: H
O
H (Figura 7).
Por que não pode ser escrita de maneira linear, H O H ? Veremos a seguir.
FIGURA 35 - FIGURA 9 - ESTRUTURA TRIDIMENSIONAL ANGULAR DA ÁGUA
Ligação
covalente
Interação do tipo
ligação de hidrogênio
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
66
QUÍMICA
SUMÁRIO
4. Determinar a polaridade das ligações.
Ligações polares são aquelas que apresentam uma diferença de eletronegati-
vidade. Ligações formadas pelos mesmos elementos são chamadas de ligações 
apolares (não apresentam diferença de eletronegatividade). Ligações formadas 
por elementos diferentes apresentarão diferença de eletronegatividade (Figura 
10). Os elementos mais eletronegativos da tabela periódica são sempre os ame-
tais. O flúor é o elemento mais eletronegativo da tabela periódica. Por via de 
regra, temos a seguinte ordem decrescente de eletronegatividade entre os dez 
elementos mais eletronegativos da tabela periódica: F>O>N>Cl>Br>I>S>C>P>H. 
O hidrogênio está entre os dez elementos mais eletronegativos, os demais ele-
mentos que não estão nessa lista são menos eletronegativos que esses dez.
FIGURA 36 - DIFERENÇA ENTRE LIGAÇÕES COVALENTES POLARES E APOLARES
Ligação covalente polar
Ligação covalente apolar
Meio da
ligação
Meio da
ligação
Núcleo dos átomos
+ concentração de carga do elétron
- concentração de carga do elétron
Núcleo dos átomos
+ concentração de carga do elétron
- concentração de carga do elétron
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Comparando os elementos presentes na água, podemos ver que o oxigênio é mais 
eletronegativo que o hidrogênio. Assim, na maior parte do tempo, os elétrons com-
partilhados entre estes elementos estão mais próximos ao oxigênio. Podemos 
representar essa proximidade pelo símbolo delta minúsculo com carga negativa 
(δ– - indicando que o elemento está atraindo elétrons). Já o menos eletro-
negativo, com um delta minúsculo com carga positiva (δ+ - indicando que o 
elemento é menos eletronegativo).
67
QUÍMICA
SUMÁRIO
H
O
H
5. Determinar qualitativamente o vetor momento dipolo.
O vetor momento dipolo é uma seta que indica a direção dos elétrons, partindo 
de um elétron menos eletronegativo para um elemento mais eletronegativo.
H
O
H
Ambas as setas vão no sentido do oxigênio, no entanto não se anulam, se so-
mam. Dizemos que o vetor momento dipolo resultante é diferente de zero. 
Quando o vetor momento dipolo é diferente de zero, a substância é polar, 
por isso dizemos que a água é polar.
Se a estrutura da água fosse linear, H O H, teríamos o seguinte vetor 
momento dipolo: H O H . A soma dos vetores daria zero, toda subs-
tância com o vetor momento dipolo igual a zero é apolar. Mas a água não é 
polar, graças à sua geometria angular.
b. Amônia: NH3
1. Determinar o tipo de ligação química se for covalente, continuar.
Temos ametal com hidrogênio, ligação covalente.
2. Fazer as estruturas de Lewis.
3. Determinar a geometria molecular.
O nitrogênio apresenta cinco elétrons de valência e precisa de três elétrons, por-
tanto, se ligará a três hidrogênios.
N
H
H H
68
QUÍMICA
SUMÁRIO
Sobram dois elétrons que não participarão das ligações covalentes (chamados 
elétrons não ligantes), isso faz com que a geometria da amônia seja chamada 
geometria piramidal trigonal (Figura 8).
4. Determinar a polaridade das ligações.
Nitrogênio é mais eletronegativo que hidrogênio:
N
H
H H
5. Determinar qualitativamente o vetor momento dipolo.
N
H
H H
Como todos os elétrons vão em direção ao nitrogênio e não se anulam, a amô-
nia é uma substância polar, com vetor momento dipolo diferente de zero.
Como a amônia e a água são sustâncias polares, essas substâncias são miscí-
veis. Pelo princípio que “semelhante dissolve semelhante”.
c. Metano: CH4.
1. Determinar o tipo de ligação química, se for covalente, continuar.
Hidrogênio com ametal (C), ligação covalente.
2. Fazer as estruturas de Lewis.
3. Determinar a geometria molecular.
69
QUÍMICA
SUMÁRIO
O carbono apresenta quatro elétrons ligados a quatro hidrogênios, como o car-
bono precisa de quatro elétrons, então temos a seguinte estrutura:
C
H
HH
H
Quando o carbono faz quatro ligações, sua geometria é chamada tetraédrica. 
A representação das ligações em cunha cheia ( ) significa que os elementos 
estão na frente da folha. Em cunha tracejada ( ), atrás, lembrando que as mo-
léculas são tridimensionais. Já as em traços ( ) significam que os elementos 
que fazem a ligação estão no plano da folha. 
4. Determinar a polaridade das ligações.
O carbono é mais eletronegativo que o hidrogênio:
C
H
HH
H
5. Determinar qualitativamente o vetor momento dipolo.
O vetor momento dipolo fica da seguinte maneira:
C
H
HH
H
E o vetor resultante é zero, portanto o metano é apolar e não é miscível em água.
70
QUÍMICA
SUMÁRIO
FIGURA 37 - ESTRUTURA TRIDIMENSIONAL TETRAÉDRICA DO METANO
Fonte: SHUTTERSTOCK, 2018.
Metano é um hidrocarboneto. Esses compostos são formados por hidrogê-
nio e carbono. Geralmente, são apolares. Os hidrocarbonetos não se mistu-
ram em água.
d. Dióxido de carbono: CO2
1. Determinar o tipo de ligação química se for covalente, continuar.
Ambos os elementos são ametais, a ligação é covalente.
2. Fazer as estruturas de Lewis.
3. Determinar a geometria molecular.
O carbono precisa de quatro elétrons e cada oxigênio precisa de dois elétrons, 
assim teremos dois traços entre carbono e oxigênio. Não sobra par de elétrons 
não ligantes no átomo central, mas sobram dois pares de elétrons para cada 
oxigênio (pois ele tem seis elétrons no nível de valência).
C OO
71
QUÍMICA
SUMÁRIO
A ausência de pares de elétrons não ligantes no átomo central mantém a geo-
metria linear.
Quando, entre um elemento e outro, temos o compartilhamento de dois pares 
de elétrons, chamamos essa ligação de ligação dupla. Dessa forma, o CO2 apre-
senta duas ligações duplas.
4. Determinar a polaridade das ligações.
O oxigênio é mais eletronegativo que o carbono:
C OO
5. Determinar qualitativamente o vetor momento dipolo:
C OO
Os vetores se anulam, por isso o dióxido de carbono ou gás carbônico é apolar e 
não se mistura em água (Figura 8).
2.1.2.2 RESUMO E CARACTERÍSTICAS DAS LIGAÇÕES 
COVALENTES
Os compostos que fazem ligações covalentes