Quimica Geral - Unidade 2 - Fundamentação Quimica

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QUÍMICA GERAL
CAPÍTULO 2 - OS ELEMENTOS QUÍMICOS 
APRESENTAM PROPRIEDADES IGUAIS?
Maria Lair Sabóia de Oliveira Lima
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Introdução
Você já imaginou se o ar que você respira fosse líquido? Ou se os fios metálicos não conduzissem correntes
elétricas? Estas duas perguntas, inicialmente, não parecem muito correlacionadas, concorda? No entanto, é
possível quando pensamos que, como matéria, tanto o ar quanto os fios metálicos condutores são compostos por
átomos. Após unidos, eles passam a representar compostos com as mais diversas propriedades que, felizmente,
tornam possível a vida no planeta Terra como a conhecemos hoje.
E por onde começamos? Bom, é preciso entender como os átomos são organizados a fim de que seja possível
brincar com a formação dos mais diversos tipos de compostos. Para tanto, é necessário compreender a
organização da tabela periódica, sua formação e, a partir daí, prever e compreender diferentes propriedades que
nos levarão a um mar de possibilidades quanto aos diferentes compostos formados.
Neste capítulo, vamos estudar a evolução da tabela periódica dentro de um contexto histórico e analisar as
diferentes tentativas de sua organização. Faremos uma jornada pelas propriedades periódicas dos elementos
que a compõem seguindo do estudo das ligações químicas e das diferentes geometrias moleculares possíveis.
Tudo à luz do desenvolvimento de teorias até chegarmos à principal, descrita como Teoria dos Orbitais
Moleculares.
Acompanhe a leitura e bons estudos!
2.1 Tabela e propriedades periódicas
Assim como os modelos atômicos, a Tabela Periódica também teve seu legado histórico que culminou na forma
como a conhecemos e a utilizamos na atualidade. Seja em nosso contexto acadêmico, escolar ou até mesmo no
âmbito de nossos laboratórios, a Tabela Periódica apresenta uma visão clara e comumente aceita da disposição
dos elementos quanto as suas propriedades. Neste tópico, vamos iniciar nosso estudo da Tabela Periódica, base
fundamental para o desenvolvimento e aplicação da química contemporânea.
Vamos começar?
2.1.1 Histórico
A crescente descoberta de novos elementos químicos resultou na necessidade de organizá-los de acordo com
suas características em comum. Logo, assim como os modelos atômicos, a Tabela Periódica passou por diversas
transformações que culminaram na sua representação como hoje a conhecemos. De acordo com Atkins e Jones
(2012), a Tabela Periódica pode ser considerada como uma das realizações mais notáveis da Química, uma vez
que, nela, é possível organizar elementos com diferentes propriedades físicas (como a densidade, o estado físico,
os pontos de fusão e ebulição e a massa atômica) e químicas (como a reatividade) de maneira lógica, sequencial e
concatenada.
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No decorrer de mais de 200 anos, a tabela periódica apresentou-se seguindo as mais diferentes ideias e
concepções, dentre as quais podemos citar como principais (ATKINS; JONES, 2012; TOLENTINO; ROCHA-FILHO;
CHAGAS, 1997):
• Tríades de Döbereiner (1829): proposta por Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849) organizava os 
elementos químicos de acordo com suas propriedades químicas em grupos de exatamente três elementos 
(por isto, o nome tríades). Döbereiner notou que, ao agrupar certos elementos químicos de acordo com 
suas semelhantes propriedades, curiosas relações numéricas entre os valores de seus pesos atômicos 
eram constatadas. Por exemplo, para os elementos cálcio (Ca, de massa atômica igual a 40,08 u), 
estrôncio (Sr, de massa atômica igual a 87,62 u) e bário (Ba, de massa atômica igual a 137,33 u), a massa 
atômica do estrôncio é aproximadamente igual a média aritmética das massas do cálcio e de bário, como 
apresentado a seguir:
• Parafuso telúrico de Chancourtois (1862): estabelecido por Alexandre E. B. de Chancourtois (1820-
1886), ele adaptou a tabela periódica aos estudos de mineralogia. Os elementos até então conhecidos 
eram dispostos em uma espiral inclinada a 45° seguindo uma ordem crescente de “números 
característicos”, geralmente os pesos atômicos. Com este padrão de organização proposto, Chancourtois 
notou que os elementos alocados em uma mesma linha vertical apresentavam propriedades químicas 
muito semelhantes.
• Lei das Oitavas de Newlands (1865): proposta por John Alexander Reina Newlands (1837-1898) o 
qual associou a organização da tabela com a sequência de notas musicais “dó, ré, mi, fá, sol, lá, si, dó”. Ao 
organizar os elementos considerando uma ordem crescente de seus pesos atômicos, ele observou que a 
cada 8 elementos agrupados, as propriedades se repetiam. Ou seja, as propriedades do primeiro 
elemento da nova sequência se assemelhavam às propriedades do primeiro elemento da sequência 
anterior.
• Tabela periódica de Mendeleev (1869): organizada por Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907), 
ainda considerava a ordem crescente de pesos atômicos. Inseriu a organização com colunas verticais e 
horizontais obedecendo às semelhanças e características dos elementos. Além disto, previu a existência 
de elementos ainda desconhecidos, dando-lhes massa e propriedades prováveis de acordo com a sua 
possível localização na tabela. Acertou grande parte de suas proposições, mas, apesar disso, alguns 
elementos ainda pareciam fora de lugar.
• Tabela periódica de Moseley (1913): elaborada por Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1887-1915) após a 
descoberta da relação entre número atômico e raios-X: quem define as propriedades é o número atômico 
e não o peso. Elementos passaram a serem organizados de acordo com o esqueleto da tabela de 
Mendeleev, mas considerando a .ordem crescente de número atômico
A tabela periódica proposta por Moseley é a base organizacional da tabela periódica atual, não tendo sofrido
modificações significativas no decorrer dos anos. Por conseguinte, à medida que novos elementos foram
descobertos, foram inseridos nas colunas adequadas, considerando, na medida do possível, que elementos de
VOCÊ QUER LER?
O artigo “Alguns aspectos históricos da classificação periódica dos elementos químicos”
(TOLENTINO; ROCHA-FILHO; CHAGAS, 1997) traz um levantamento histórico da evolução dos
modelos da tabela periódica até chegar à representação a qual conhecemos e utilizamos na
atualidade. No artigo, há imagens das tabelas antigas e dicas de como elas eram interpretadas à
luz do conhecimento de cada época.
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descobertos, foram inseridos nas colunas adequadas, considerando, na medida do possível, que elementos de
uma mesma coluna vertical apresentariam propriedades químicas semelhantes.
Por exemplo, elementos como o cálcio (Ca, massa atômica de 40,08 u e número atômico igual a 20) e argônio
(massa atômica de 39,95 e número atômico 18), apesar de apresentarem massas e números atômicos
semelhantes, apresentam-se com propriedades químicas e físicas completamente distintas: enquanto que o
cálcio é um sólido metálico reativo, o argônio é um gás nobre inerte (ATKINS; JONES, 2012). As suas localizações
são apresentadas na Figura a seguir, que ilustra a Tabela Periódica atual.
Figura 1 - Tabela Periódica atual tem como base o modelo proposto por Moseley que considera a ordem 
VOCÊ QUER LER?
“A Construção histórica da tabela periódica como proposta de aprendizagem” (CONSTANTINO;
DIAS; LEÃO, 2001) apresenta uma interessante abordagem no estudo da tabela periódica com
alunos de nível fundamental II (9º ano) que exemplifica uma sugestão de como você, futuro
licenciado, poderia abordar esta temática em sala de aula. Os autores empregaram uma
metodologia participativa e colaborativa na montagem da tabela periódica, tornando o seu
ensino mais atrativo e relevante para os alunos. Para ler o trabalho na íntegra, acesse o link: <
l>.http://abrapecnet.org.br/atas_enpec/iiienpec/Atas%20em%20html/o4.htm
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Figura 1 - Tabela Periódica atual tem como base o modelo proposto por Moseley que considera a ordem 
crescentede número atômico.
Fonte: dalmingo, Shutterstock, 2018.
Vale ressaltar que uma das atualizações realizadas na Tabela Periódica proposta por Moseley foi a inserção dos
elementos de números atômicos de 110 a 118. Mais recentemente, houve também a descoberta e inserção de
elementos de números atômicos 113, 115, 117 e 118 (TOLENTINO; ROCHA-FILHO; CHAGAS, 1997), como pode
ser observado na Tabela Periódica. Agora que vimos como se chegou a atual representação da Tabela Periódica,
vamos para um próximo item de estudo: a organização de seus elementos.
2.1.2 Organização da Tabela Periódica
A Tabela Periódica atual é organizada em períodos, que correspondem a linhas horizontais e grupos ou famílias,
correspondentes às colunas verticais. Assim, podemos dizer que os elementos berílio (Be), magnésio (Mg), cálcio
(Ca) e estrôncio (Sr) pertencem a um mesmo grupo, mas não a um mesmo período; ao mesmo tempo que os
elementos lítio (Li), berílio (Be), boro (B) e carbono (C) pertencem a um mesmo período, mas não a um mesmo
grupo ou família (ATKINS; JONES, 2012; CHRISTOFF, 2015; KOTZ et al., 2015).
Mas como de fato podemos organizar a Tabela Periódica? Bem, se os elementos são dispostos de acordo com a
ordem crescente de número atômico e, em uma espécie neutra, o número atômico corresponde ao número total
de elétrons, podemos utilizar a distribuição eletrônica como uma ferramenta auxiliar bastante útil na
organização da Tabela. Assim, a Tabela Periódica encontra-se organizada em 18 grupos e em 7 períodos, com
suas especificações detalhadas a seguir (ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al., 2015; KHAN ACADEMY, 2018a).
Os elementos com distribuição eletrônica terminada nos subníveis e constituem os principais grupos das p
tabela periódica sendo denominados de . Ocupam as extremidades da tabela,elementos representativos
constituindo os grupos dos metais alcalinos (grupo 1), metais alcalinos terrosos (grupo 2), família do Boro
(grupo 13), família do Carbono (grupo14), família do Nitrogênio (grupo 15), Calcogênios (grupo 16), Halogênios
(grupo 17) e Gases nobres (grupo 18).
Assim, as configurações eletrônicas semelhantes dos elementos de um mesmo grupo é que, de fato, contribui
para que eles tenham propriedades parecidas e se organizem nos mesmos grupos ou famílias (BROWN et al.,
2015). Por exemplo, o elemento químico representativo berílio (Be) tem 4 elétrons e, portanto, apresenta sua
distribuição eletrônica terminada em 2 . Já o elemento magnésio (Mg), apresenta 12 elétrons e sua distribuiçãos2
eletrônica finda em 3 , de acordo com o diagrama de energia de Linus Pauling. Note que os elementoss2
apresentam 2 elétrons em sua camada de valência, o que faz com que ambos pertençam ao grupo 2 (dos metais
alcalinos terrosos) na Tabela Periódica. Quanto as localizações nos períodos, a representação é dada pelos 
 das camadas em que terminam cada distribuição. Assim, enquanto números quânticos principais o Be
VOCÊ SABIA?
Alguns elementos da Tabela Periódica apresentam símbolos que aparentemente não
correspondem com a sua nomenclatura, tais como: ouro (Au), prata (Ag) e potássio (K). Por
exemplo, o elemento Fósforo é representado pela letra “P” e não pela letra “F”. Esta, por sua
vez, representa o Flúor. Isto ocorre porque muitos dos nomes que originaram os símbolos são
originados do latim ou grego. Assim, o fósforo tem seu símbolo originado da palavra grega
(escrita com “P”) , que significa portador de luz (EMSLEY, 2000).phosphorus
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alcalinos terrosos) na Tabela Periódica. Quanto as localizações nos períodos, a representação é dada pelos 
 das camadas em que terminam cada distribuição. Assim, enquanto números quânticos principais o Be
, (ATKINS; JONES, 2012; KHAN ACADEMY, 2018a).encontra-se no período 2 o Mg encontra-se no período 3
A partir do 4º período da tabela periódica, elétrons são acrescentados em subníveis (formando a região centrald
da tabela periódica) e (formando as duas linhas que se destacam afora). Aqueles cuja distribuição eletrônicaf
termina em são chamados de (KHAN ACADEMY, 2018b) e caso termine em d elementos de transição interna f
(série dos lantanídeos e actinídeos) são chamados (BROWN; HOLME, 2014;elementos de transição externa
KHAN ACADEMY, 2018c).
Além de sua configuração eletrônica, outra forma de organização também inclusa na tabela periódica é a que
corresponde à representação de metais, ametais (não metais) e hidrogênio (ATKINS; JONES, 2012). Enquanto os
metais são representados pelos elementos dos grupos 1, 2, por alguns elementos de transição (tais como cobre,
prata, zinco), e alguns elementos que terminam sua distribuição eletrônica em subnível , como o alumínio e op
bismuto; os ametais ocupam principalmente os grupos que vão de 13 (apenas o boro) a 18. Já o hidrogênio, 
apesar de estar no topo do grupo 1 na tabela periódica, não apresenta características de um metal, estando ali
localizado apenas por ter um único elétron em sua última camada (KOTZ et al., 2015). As organizações destes
elementos podem também ser vistas na Tabela Periódica apresentada anteriormente.
O fato de organizar os elementos químicos com base em suas distribuições eletrônicas resulta no que
denominamos de ou , nosso próximo tema de estudo.tendências propriedades periódicas
2.2 Propriedades periódicas
A tabela periódica pode e deve ser empregada quando necessitamos compreender as propriedades de certos
materiais ou, ainda, quando o entendimento dos diferentes tipos de ligações químicas se faz necessários
(ATKINS; JONES, 2012; CHRISTOFF, 2015). Um aspecto importante que deve ser considerado é o que chamamos
de (comumente abreviada por ). Esta é carga nuclear efetiva Zef a medida força atrativa entre o núcleo e o
. Assim, quanto maior essa força atrativa, menor o tamanho do átomo, porelétron da camada mais externa
exemplo. Para fins de cálculo simplificado, a pode ser obtida pela diferença entre a carga nuclear ( , total deZef Z*
prótons existente no núcleo) e a blindagem (elétrons das camadas mais internas), como segue (ATKINS; JONES,
2012; BROWN et al., 2016):
Zef = Z – blindagem*
Mas como podemos aplicar este conceito? Para a resposta, é preciso conhecer as propriedades periódicas dos
elementos.
VOCÊ QUER LER?
Para uma leitura detalhada sobre as propriedades dos diferentes elementos que compõem os
grupos da Tabela Periódica, você pode consultar o livro “Química geral e reações químicas”
(KOTZ et al, 2015) da página 68 a 72, disponível em sua biblioteca virtual. Você encontrará
além de descrições detalhadas referentes a cada grupo, imagens muito interessantes de
materiais bastante raros.
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Vamos estudar a nossa primeira propriedade periódica: . O raio consiste no tamanho do átomo eo raio atômico
é dado pela metade da distância internuclear entre dois átomos iguais. Por exemplo, se uma molécula de Cl tem
2
uma distância internuclear de aproximadamente 2,04 x 10 m, o raio atômico do Cl é de 1,02 x 10 m-10 -10 
(ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al., 2016). Com base nisto, podemos fazer algumas considerações:
• quanto mais camadas um elemento tiver, maior ele será;
• se o número de camadas aumenta à medida que se caminha de cima para baixo na tabela periódica, o 
.raio atômico também deve aumentar neste sentido, ou seja, de cima para baixo
Tais considerações são bastante visuais quando analisamos a variação do raio atômico em elementos do mesmo
grupo. Mas e para elementos do mesmo período? Como podemos analisá-los se eles possuem exatamente o
mesmo número de camadas? Neste caso, vamos considerar a forma simplificada de cálculo da carga nuclear
efetiva. Vamos comparar dois elementos de mesmo período: Li e Be. O Li apresenta uma distribuição eletrônica
igual a 1 2 e o Be, uma distribuição igual a 1 2 Caso venhamos a calcular os valores de para ambos,s2 s1 s2 s2
.
Zef
temos:
Zef = 3 – 2 = 1Li
*
e
Zef =4 – 2 = 2Be
*
Ou seja, se a carga nuclear queo núcleo do Be exerce sobre o elétron da última camada é maior que a carga
nuclear que o núcleo do Li exerce sobre o elétron na sua última camada, isto irá contribuir significativamente
para que o Be seja menor que o Li. Assim, em um mesmo período, o raio atômico cresce da direita para a
 (BROWN; HOLME, 2014; DUARTE, 2003; KOTZ et al., 2015), como mostrado na Figura a seguir.esquerda
VOCÊ QUER LER?
“Carga nuclear efetiva e sua consequência para a compreensão da estrutura eletrônica dos
átomos”(DUARTE, 2003) traz uma interessante abordagem sobre cálculos de carga nuclear
efetiva, fazendo comparações entre elementos de mesmo período e de mesma família. Para
tanto, o autor considera o que conhecemos por para o cálculo da blindagemRegras de Slater
de maneira mais precisa e exata. No cálculo, Slater considera que cada orbital interno blinda de
uma forma diferente, o que deve ser considerado nos cálculos mais precisos de .Zef
•
•
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Figura 2 - Variações dos tamanhos dos raios atômicos para elementos de um mesmo período e para elementos 
de um mesmo grupo ou família.
Fonte: magnetix, Shutterstock, 2018.
Aqui, vale ressaltar que a mesma analogia empregada para os átomos pode ser empregada para seus íons
correspondentes, sejam eles positivos (cátions) ou negativos (ânions) (BROWN; HOLME, 2014; DUARTE, 2003;
KOTZ et al., 2015),. Por exemplo, se a distribuição eletrônica para o Be é 1 2 , a distribuição eletrônica para os2 s2
cátion Be (Be que perdeu 2 elétrons) é representada como 1 . Assim, o valor de para o Be é dado por:2+ s2 Zef 2+
Zef = 4 – 0 = 4Be
2+
 
*
Uma vez que a carga nuclear permanece a mesma, pois houve apenas perda de elétrons e que os elétrons da
última camada passaram a ser os da camada 1, não havendo mais, portanto, blindagem. Como a carga nuclear
efetiva aumentou, espera-se que o raio do cátion seja menor quando comparado ao raio do átomo
correspondente, como mostrado na Figura dos raios atômicos. O inverso será notado quando, ao invés de
remover elétrons, adiciona-se, formando os ânions. Seguindo esta lógica, teremos sempre: raio do cátion < raio
 (BROWN; HOLME, 2014; DUARTE, 2003; KOTZ et al., 2015).do átomo < raio do ânion
Prosseguindo com nosso raciocínio de estudo, outra propriedade periódica importante é a energia de ionização,
que você irá conhecer no próximo item.
2.2.1 Energia de ionização (EI)
De acordo com Atkins e Jones (2012) e Kotz et al. (2015), a energia de ionização pode ser definida como a
energia necessária para remover um elétron da última camada de um átomo “A” em seu estado gasoso, conforme
apresentado na equação a seguir:
A + EI (g) à A + elétron
+
(g)
Para elementos de um mesmo grupo ou família, quanto mais camadas o átomo tiver, mais distante o elétron a ser
removido estará do núcleo e menos energia será necessária para removê-lo. Nos grupos, a energia de ionização
. Veja que, na Figura das energias de ionização, as energias alidiminui de cima para baixo na Tabela Periódica
expressas em elétron-Volts (eV) obedecem a seguinte ordem para o grupo dos metais alcalinos terrosos: EI >Li EI
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expressas em elétron-Volts (eV) obedecem a seguinte ordem para o grupo dos metais alcalinos terrosos: EI >Li EI
, conforme previsto em nossos estudos. > EI > EI > EI > EINa K Rb Cs Fr
Figura 3 - Energias de ionização para elementos de um mesmo grupo e para elementos de um mesmo período.
Fonte: magnetix, Shutterstock, 2018.
E quanto aos períodos? Bem, aqui vamos falar novamente na . Por definição, quanto maiorcarga nuclear efetiva
a carga nuclear efetiva, maior será a atração do núcleo pelo elétron mais externo e, consequentemente, maior
será a energia gasta (EI) para removê-lo. Assim, nos períodos, . Istoa EI aumenta da esquerda para a direita
pode ser observado quando, na Figura das energias de ionização, que mostra a variação de EI, comparamos a
energia de ionização do Li e do Ne, elementos de mesmo período. Note que a energia de ionização do Ne é maior
que a do Li, o que corrobora com nossas conclusões. Outro aspecto interessante é que, de maneira geral, metais
 e, portanto, maior tendência a perder elétronstêm energias de ionização menores do que os ametais
(BROWN et al , 2016)..
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Além da energia de ionização, outra propriedade periódica é a , que corresponde à energiaafinidade eletrônica
liberada quando um elétron é adicionado a um átomo em seu estado gasoso e pode ser representada como
(ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al , 2016; KOTZ et al., 2015):.
A + elétron (g) à A + energia
–
(g)
Nos grupos, quanto menor o número de camadas, mais próximo o elétron se encontrará do núcleo e maior será a
força atrativa que contribuirá para sua inserção. Assim, quanto mais energia um átomo liberar após a inserção
de um elétron em sua camada mais externa, mais energeticamente estável ele se tornará. Neste caso, podemos
considerar que valores mais elevados de afinidade eletrônica estão diretamente relacionados a átomos de
. Logo, nos grupos ou famílias, quanto menor o raio, maior será a energia liberadatamanhos (raios) menores
durante a adição do elétron. Assim, (ATKINS;nos grupos, a afinidade eletrônica diminui de cima para baixo
JONES, 2012; BROWN et al., 2016; KOTZ et al., 2015).
Para os períodos, novamente vamos considerar a . Para elementos de um mesmo período,carga nuclear efetiva
a carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita. Assim, quanto mais o elétron adicionado sentir a
carga do núcleo, maior será a energia liberada, ou seja, maior será a energia de ativação. Portanto, podemos
concluir que . Ainda, vale ressaltara afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita nos períodos
que, de maneira geral, , tendoos ametais apresentam afinidades eletrônicas maiores do que os metais
maior tendência a receber elétrons e sua camada mais externa (ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al., 2016; KOTZ 
et al., 2015). A Figura a seguir mostra uma representação resumida das variações das propriedades periódicas.
CASO
Os elementos Li e K encontram-se no mesmo grupo da tabela periódica (metais alcalinos). A
distribuição eletrônica do K é 1 2 2 3 3 4 , apresentando 4 camadas. Ou seja, o K tems2 s2 p6 s2 p6 s1
mais camadas que o Li, que apresenta apenas duas, conforme sua distribuição eletrônica 1 2s2 s1
. Como o elétron da última camada do K encontra-se mais distante de seu núcleo, este irá sentir
menos a sua força atrativa. Assim, como a energia de ionização é a energia necessária para
remover esse elétron, quanto menos ele sentir essa força atrativa, mais fácil será removê-lo, o
que resulta em uma menor energia de ionização. Esta observação pode ser constatada quando
comparamos quantitativamente os valores numéricos: a energia de ionização: a do K é de 418
kJ/mol enquanto a do Li é de 519 kJ/mol.
Outro ponto interessante é se, após removermos um primeiro elétron, tentarmos arrancar um
segundo elétron de cada um desses átomos, o que caracterizaria uma segunda energia de
. Com elétrons a menos, o tamanho do átomo tende a diminuir (carga nuclear seionização
intensifica) e a energia de ionização para remover ese segundo elétron é ainda maior. A
segunda energia de ionização sempre tenderá a ser maior que a primeira (ATKINS; JONES,
2012).
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Figura 4 - Variações do raio atômico, da energia de ionização e da afinidade eletrônica de acordo com a variação 
da carga nuclear efetiva ao logo da Tabela Periódica.
Fonte: Elaborada pela autora, 2018.
Note que apesar de apresentarem definições diferentes, uma propriedade periódica pode ser relacionada com
outra sem maiores problemas. Lembre-se que, neste assunto, a associação se faz necessária para o seu real
entendimento. Agora que já conhecemos as propriedades periódicas dos elementos, podemos seguir nossos
estudos abordando, a partir de agora, os conceitos e definições das ligações químicas.
2.3 Ligações químicas
Nestetópico, vamos utilizar os conceitos de distribuição eletrônica e de propriedades dos elementos a fim de
propor diferentes formas de ligações químicas que possam existir. Aqui, vamos enfatizar as ligações iônicas,
covalentes e metálicas e suas influências nas propriedades físicas de seus compostos. Além disso, vamos propor
uma organização dos elétrons ao redor de cada átomo e observar a sua influência na geometria molecular.
2.3.1 Formação das ligações
Podemos definir uma ligação química como a união de dois ou mais átomos a fim de formar compostos com
propriedades diferentes dos átomos que lhes deram origem. Então, uma ligação química está intimamente
relacionada ao rearranjo da estrutura eletrônica (elétrons) dos átomos que a compõem (DUARTE, 2001), o que
lhe confere um arranjo de menor energia quando comparado aos átomos em separado. De fato, é interessante
ressaltar que, em termos didáticos, explanamos a formação das ligações químicas apenas considerando os
elétrons de valência, mas que, no entanto, o que temos é uma reorganização de todos os elétrons que antes
participavam da composição individual de cada átomo e que, agora, participam do composto como um todo
(ATKINS; JONES, 2012).
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Dependendo da natureza dos átomos, podemos ter três tipos fundamentais de ligações (DUARTE, 2001; KOTZ et
al , 2015):.
• ligação iônica: ocorre quando temos a união de um metal com um não metal ou de um metal com 
hidrogênio;
• ligação covalente: ocorre quando há a união de dois ametais ou de um ametal com hidrogênio ou de 
hidrogênio com hidrogênio;
• ligação metálica: ocorre apenas entre metais.
Antes de iniciar nossos estudos sobre ligações químicas, é necessário compreender a . Nestaregra do octeto
regra, os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons a fim de adquirirem uma configuração
eletrônica estável. A teoria foi inspirada nos gases nobres (família 18 da tabela periódica), uma vez que estes
compostos são estáveis em sua forma atômica (com 8 elétrons de valência, excluindo-se apenas o hélio – He –
com 2 elétrons) e, portanto, dificilmente realizarão reações químicas com outras espécies (BROWN; HOLME,
2014).
Para compreender uma , devemos, inicialmente, saber que ela se dá pela perda e ganho deligação iônica
elétrons pelas espécies que participam da ligação. Assim, quando um átomo tem uma baixa energia de ionização,
ele pode perder elétrons com facilidade formando os (espécies de cargas positivas). Já elementos comcátions 
alta afinidade eletrônica apresentam maior tendência a ganhar elétrons, tornando-se (espéciesânions 
negativamente carregadas). Portanto, uma ligação iônica é formada quando temos a junção de um cátion com um
ânion, unida através de uma interação Coulombiana (atração de diferentes cargas) (ATKINS; JONES, 2012).
VOCÊ QUER LER?
Intitulado como “Ligações químicas: ligação iônica, covalente e metálica” (DUARTE, 2001), o
artigo traz uma comparação dos três tipos de ligações. O autor apresenta interessantes
considerações matemáticas que lhe permitirá compreender com mais clareza e profundidade
as definições de cada ligação química e de como cada ligação pode influenciar diretamente nas
propriedades dos compostos formados.
•
•
•
VOCÊ O CONHECE?
Gilbert N. Lewis (1875-1946) foi um cientista que desvendou a natureza das ligações
covalentes e implementou o que conhecemos como teoria do octeto. Ele apresentou a
organização dos elétrons ao redor do átomo (ATOMIC HERITAGE FOUNDATION, 2018). Para
consultar a distribuição dos elétrons proposta por Lewis (KHAN ACADEMY, 2018d), acesse: <
https://pt.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/chemical-bonds-and-
>.reactions/v/ionic-covalent-and-metallic-bonds
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Um fato curioso é o arranjo organizacional dos compostos iônicos em cristais perfeitos. Na Figura a seguir, temos
uma representação para o composto NaCl (o nosso conhecido sal de cozinha).
Figura 5 - Cristal de cloreto de sódio em uma estrutura perfeitamente organizada. Observe que as espécies 
positivas estão rodeadas de espécies negativas e vice-versa.
Fonte: magnetix, Shutterstock, 2018.
Veja que, como o Na (metal) apresenta distribuição eletrônica igual a 1 2 2 3 e baixa energia de ionizaçãos2 s2 p6 s1
(quando comparado com o Cl), ele tende a perder 1 elétrons de sua camada mais externa assumindo a forma do
cátion Na , que por sua vez passa a ter configuração eletrônica 1 2 2 , agora com 8 elétrons na camada de+ s2 s2 p6
valência. Já o Cl tem uma configuração eletrônica apresentada como 1 2 2 3 3 e uma afinidade eletrônicas2 s2 p6 s2 p5
maior que o Na. Assim, o Cl tende a ganhar mais 1 elétron, formando o ânion Cl de configuração eletrônica 1 2– s2 s
2 3 3 , também com 8 elétrons em sua camada de valência. Uma vez formados os íons, estes tendem a2 p6 s2 p6
adquirir um arranjo cristalino organizado, como você pode ver na Figura do cristal de NaCl apresentada. Este
arranjo cristalino resultante de interações entre íons de cargas opostas confere aos compostos iônicos elevados
pontos de fusão e ebulição, além de só serem bons condutores quando estes íons se apresentam livres, ou seja,
quando fundidos ou em solução (ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al., 2016; KOTZ et al, 2015).
Segundo Atkins e Jones (2012), a se dá quando ocorre o compartilhamento de elétrons entre ligação covalente
os átomos que compõem a ligação. Neste caso, os elementos apresentam afinidades eletrônicas e energias de
ionização consideravelmente próximas, o que impossibilitaria a perda e ganho de elétrons pelos átomos e,
consequentemente, a formação de espécies eletricamente carregadas, como ocorre nas ligações iônicas. No
VOCÊ O CONHECE?
Charles Augustin de Coulomb (1736-1808) foi um físico francês que publicou 7 tratados sobre
atrito, eletricidade, fenômenos de torção, dentre outros. Realizou um experimento em uma
balança de torção com objetivo de comprovar a força entre duas cargas elétricas, conhecida
atualmente como Lei de Coulomb. Em sua homenagem, a unidade que representa a carga é
chamada de Coulomb (C) (GALERIA PONTOCIÊNCIA, 2018).
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consequentemente, a formação de espécies eletricamente carregadas, como ocorre nas ligações iônicas. No
entanto, assim como na ligação iônica, o compartilhamento de elétrons também resulta na obediência da regra
do octeto.
Na Figura a seguir, temos uma representação bastante clara da formação de ligações covalentes. Veja que o
hidrogênio se liga a outro hidrogênio a fim de adquirir a configuração eletrônica do gás nobre hélio (He), ao
mesmo tempo pode se ligar ao Cl e obter a mesma configuração eletrônica. Já o Cl pode se ligar a outro Cl e, ao
compartilharem elétrons, passam a ter seu octeto completo. Um fato interessante sobre os compostos covalentes
é que suas propriedades físicas dependerão diretamente da natureza dos átomos envolvidos.
Figura 6 - Representações de diferentes possibilidades de ligações covalentes entre átomos de hidrogênio e 
cloro.
Fonte: magnetix, Shutterstock, 2018.
Quando se tratam das , estas irão ocorrer quando há a união de dois metais. Uma formaligações metálicas
didática e bastante simplificada de explicar esta ligação é o modelo do mar de elétrons. Nesta representação, os
metais, que como já sabemos, apresentam baixas energias de ionização, perdem seus elétrons, formando cátions.
VOCÊ SABIA?
Nem todas as ligações químicas obedecem à regra do octeto. Este fato é perceptível
principalmente em compostos covalentes quando há moléculas estáveis com um octeto
incompleto (BH , por exemplo, com o boro apresentando 6 elétrons de valência) e com seus
3
octetos expandidos, como o SF (hexafluoreto de enxofre) em que o enxofre apresenta 10
6
elétrons de valência e, ainda assim, apresenta estabilidade (ATKINS ; JONES, 2012).
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metais, que como já sabemos, apresentam baixas energias de ionização, perdem seus elétrons, formando cátions.Estes elétrons transitam entre os íons, compensando-lhes, assim, a carga positiva formada (BROWN et al., 2016;
).KHAN ACADEMY, 2018e
Essa representação explica o porquê de os metais serem bons condutores elétricos e, além disso, apresentarem
propriedades como a ductilidade (capacidade de se transformarem em fios) e maleabilidade (capacidade de se
transformarem em lâminas) (BROWN et al., 2016; KHAN ACADEMY, 2018e). A partir do que apresentamos até
agora, podemos dar o próximo passo do nosso conhecimento e compreender como de fato os compostos se
organizam no espaço. Para tanto, iremos estudar a geometria molecular.
2.3.2 Geometria molecular
Embora a estrutura de Lewis apresente a distribuição dos elétrons ao redor de cada átomo, ela não explica a
influência destes elétrons na organização espacial da molécula. Ainda, vale ressaltar que a forma com que a
molécula se apresenta é também responsável pelas propriedades físicas que esta poderá assumir.
Assim, entra em ação o modelo da epulsão dos ares de létrons da amada de alência, conhecido por RPECV.R P E C V
Este modelo possibilita prever o arranjo espacial da molécula considerando os átomos envolvidos e os elétrons
ligantes e não ligantes (ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al., 2016).
No Quadro a seguir, temos uma associação da geometria com as ligações químicas envolvidas.
VOCÊ QUER VER?
No vídeo (KHAN ACADEMY, 2018d) são explicadas deLigações iônicas, covalentes e metálicas
maneira didática, utilizando, para tanto as estruturas de Lewis. Para visualizar o vídeo, acesse
o link e divirta-se: <https://pt.khanacademy.org/science/biology/chemistry--of-life/chemical-
>.bonds-and-reactions/v/ionic-covalent-and-metallic-bonds
VOCÊ SABIA?
A geometria da molécula pode influenciar, por exemplo, em uma importante propriedade
denominada de polaridade. Neste caso, a propriedade tem como base os átomos que compõem
a ligação, podendo definir, se uma substância poderá ou não ser solúvel em outra (KOTZ et al.,
2015).
- -16
Quadro 1 - Representação das geometrias moleculares de acordo com o número de átomos e com os pares de 
elétrons livres.
Fonte: magnetix, Shutterstock, 2018.
Segundo Brown et al. (2016), a previsão da geometria molecular pode ser realizada seguindo os passos abaixo:
• inicie montando a estrutura de Lewis. Some todos os elétrons de valência e distribua-os na molécula •
- -17
• inicie montando a estrutura de Lewis. Some todos os elétrons de valência e distribua-os na molécula 
tentando manter o octeto de cada átomo. Se a espécie a ser construída for um íon positivo, subtraia a 
quantidade de elétrons mostrada na carga; se for negativo, adicione a mesma quantidade de elétrons 
referente à carga;
• organize os elétrons no espaço a fim de minimizar as repulsões elétron-elétron;
• defina a geometria molecular de acordo com o Quadro apresentado acima.
Com o que foi aprendido até aqui, você agora é capaz de organizar os elétrons de uma molécula, mas também de
prever e propor sua organização no espaço a partir do modelo RPECV. Nosso estudo continua, agora com o tema
Teoria de ligações. 
2.4 Teorias de ligações
Até aqui, vimos que a estrutura de Lewis explica como os átomos estão conectados e que o modelo da RPECV
mostra a organização espacial da molécula. No entanto, outras duas teorias também apresentam suas
considerações quanto à explicação da formação e existência das ligações químicas. Vamos conhecê-las.
2.4.1 Teoria da Ligação de Valência (TLV) e Teoria dos Orbitais Moleculares 
(TOM)
A (TLV) nos mostra que uma ligação química é formada quando há umaTeoria da Ligação de Valência 
sobreposição de orbitais atômicos com elétrons de spins opostos. Assim, os elétrons da ligação têm no espaço
internuclear como local de maior probabilidade de serem encontrados (KOTZ et al., 2015). No entanto, da forma
como foi aqui definida, esta teoria não explica, por exemplo, como é possível que as 4 ligações C-H na molécula
do metano (CH ) sejam iguais. Para explicar tal fato, vamos utilizar o conceito de , que consiste na
4
hibridização
mistura de orbitais atômicos a fim de formar orbitais híbridos semelhantes aos que lhe deram origem. Vale
ressaltar que uma determinada quantidade de orbitais atômicos irá gerar igual quantidade de orbitais
moleculares (ATKINS; JONES, 2012).
Na Figura a seguir temos uma representação de como ocorre a hibridização do carbono do metano. Inicialmente,
temos o que chamamos de , que nada mais é do que a distribuição eletrônica dos elétronsestado fundamental
seguindo o diagrama de Linus Pauling, tal como conhecemos. Em seguida, um elétron é promovido a um nível
energético superior atingindo o que denominamos de . Caso considerássemos apenas até a etapa depromoção
promoção, 3 hidrogênios se ligariam a 3 orbitais 2 e 1 hidrogênio se ligaria ao 2 . Como estes orbitais têmp s
tamanhos diferentes, as 4 ligações do metano não seriam iguais. Com a , 3 orbitais 2 se mesclam ahibridização p 
1 orbital 2 , formando 4 orbitais híbridos .s sp3
Figura 7 - Representação dos estados fundamental, de promoção e de hibridização para os elétrons da camada 
•
•
•
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Figura 7 - Representação dos estados fundamental, de promoção e de hibridização para os elétrons da camada 
de valência do carbono do metano.
Fonte: Elaborado pela autora, 2018.
Na hibridização, os orbitais híbridos formados apresentam uma energia intermediária entre seus orbitais
atômicos geradores. Este modelo de hibridização também pode explicar, à luz da TLV, as ligações de outras
moléculas, como água e amônia. Além da hibridização sp3, outras também são possíveis, tais como a sp2 
(presente na molécula de eteno) e sp (presente no etino) (KHAN ACADEMY, 2018f).
A (TOM) se apresenta como uma alternativa válida e bastante atual quando seTeoria dos Orbitais Moleculares
quer explicar a ocorrência das ligações químicas. Com base nesta teoria, todos os elétrons da camada de valência
contribuem para a ligação. Além disso, embora em menor grau, os orbitais das camadas mais internas também
podem participar (ATKINS; JONES, 2012). Outro ponto a ser ressaltado é que quando a ligação química ocorre e
a molécula finalmente se forma, os orbitais e os elétrons de valência de cada átomo deixam de existir, dando
lugar ao que chamamos de orbitais moleculares com energias correspondentes (BROWN et al., 2016).
Além disso, quando se trata de modelos matemáticos, assume-se que o cálculo dos orbitais moleculares é
realizado assumindo-se que os orbitais atômicos das espécies envolvidas na ligação irão se combinar a fim de
formar os orbitais moleculares correspondentes. Assim, cada orbital atômico de um átomo se combina a um
orbital atômico de outro átomo e juntos irão formar dois novos orbitais moleculares. Esta explicação é análoga a
que utilizamos na formação dos orbitais hibridizados na TLV (ATKINS; JONES, 2012).
VOCÊ QUER VER?
No vídeo (KHAN ACADEMY, 2018f), você pode acompanhar a interessantehibridização sp3
abordagem sobre a hibridização de moléculas como água, amônia, eteno e etino, com foco
nestas duas primeiras. Para visualizar o vídeo, acesse: <https://pt.khanacademy.org/science
>./chemistry/chemical-bonds/copy-of-covalent-bonds/v/sp3-hybrid-orbital-jay-final
VOCÊ SABIA?
Um dos marcos para a Teoria do Orbital Molecular é a explicação do paramagnetismo do O ,
2
fenômeno possível apenas quando há elétrons desemparelhados. De acordo com a Teoria de
Lewis e com a TLV, todos os elétrons da molécula de O estariam emparelhados e, portanto,
2
estas teorias não são capazes de explicar tal fenômeno. No entanto, em seu modelo, a TOM
consegue apresentar os elétrons do O desemparelhados, explicando a situação (ATKINS;
2
JONES, 2012).
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Síntese
Tivemos a oportunidade de compreender a evolução e organização da tabela periódica dentro de um contexto
histórico que nos leva até a atualidade. Alémdisso, utilizamos o nosso conhecimento sobre distribuição
eletrônica e entendemos a organização da tabela de acordo com as propriedades periódicas dos elementos que a
compõem. Vale ressaltar que tudo isso nos permitiu ir além; tornando-nos capazes de desvendar as formações
das ligações químicas, sua influência nas propriedades das moléculas, bem como estudar seus diferentes
possíveis arranjos espaciais por meio da geometria molecular.
Neste capítulo, você teve a oportunidade de:
• compreender os diferentes modelos organizacionais da Tabela Periódica;
• aplicar o conceito de distribuição eletrônica na organização da Tabela Periódica;
• diferenciar os elementos representativos dos elementos de transição;
• trabalhar o conceito de carga nuclear efetiva e blindagem;
• aplicar a definição de carga nuclear efetiva na elucidação de propriedades periódicas como: o raio 
atômico, o raio iônico, a energia de ativação e a afinidade eletrônica;
• conceituar as propriedades periódicas;
• compreender como e porque as propriedades variam nos períodos e grupos da Tabela Periódica;
• conhecer os tipos de ligações químicas e suas influências nas propriedades físicas das moléculas;
• conhecer a estrutura de Lewis e sua aplicação na geometria molecular;
• entender o princípio da hibridização de orbitais;
• compreender as Teorias de Ligação de Valência e a dos Orbitais Moleculares.
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	Introdução
	2.1 Tabela e propriedades periódicas
	2.1.1 Histórico
	2.1.2 Organização da Tabela Periódica
	2.2 Propriedades periódicas
	2.2.1 Energia de ionização (EI)
	2.3 Ligações químicas
	2.3.1 Formação das ligações
	2.3.2 Geometria molecular
	2.4 Teorias de ligações
	2.4.1 Teoria da Ligação de Valência (TLV) e Teoria dos Orbitais Moleculares (TOM)
	Síntese
	Bibliografia