UNIDADE 1

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Conteudista: Prof.ª M.ª Rossana Soares de Almeida
Revisão Textual: Prof.ª Esp. Lorena Garcia Aragão de Souza
Objetivo da Unidade:
Compreender sobre a estrutura da tabela periódica e as funções a ela associadas, estabelecendo uma
relação entre seus elementos, seus grupos e suas interações.
📄 Material Teórico
📄 Material Complementar
📄 Referências
Átomos, Moléculas e Íons – Parte I
Os Elementos Químicos e a Tabela Periódica
A tabela periódica reúne informações valiosas sobre todos os elementos químicos existentes, tanto naturais quanto artificiais.
Ela é utilizada para organizar os elementos químicos, agrupando-os por semelhança de propriedades físico-químicas.
Figura 1 – Tabela periódica
Fonte: Getty Images
#ParaTodosVerem: a imagem descreve os elementos químicos presentes na tabela. Na 1ª coluna, há os
metais alcalinos; na 2ª os metais alcalinos terrosos; da 3ª à 12ª coluna, estão os elementos de transição,
também chamados de família B. Os elementos da 13ª à 17ª colunas da tabela são ametais; nas 16ª e 17ª
colunas estão os chamados halogênio e calcogênios, respectivamente. A última coluna da tabela periódica
é formada pelos gases nobres. As colunas que se localizam abaixo da tabela, são os e os actinídeos. Fim da
descrição.
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📄 Material Teórico
A tabela foi idealizada para facilitar a classificação, a organização e o agrupamento dos elementos, conforme propriedades e
semelhanças destes, já que, a partir das pesquisas no assunto, o número de elementos passou a crescer. Logo, percebeu-se que
a tabela, utilizada como um catálogo de informações dos elementos já descobertos, simplificaria o trabalho de diversos
pesquisadores e profissionais que desenvolvem trabalhos em vários ramos da química.
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ACESSE
A tabela periódica foi criada no ano de 1869, pelo químico russo Dmitri Mendeleev, quando o número de elementos descobertos,
estudados e conhecidos era apenas de 63, todos com propriedades físicas diferentes — algumas das características desses
elementos já catalogados eram: leves, pesados, líquidos em condições normais e sólidos (em outras situações) ou,
normalmente, líquidos e excepcionalmente sólidos. Alguns eram gases leves, outros, pesados; outros eram ativos, sendo até
perigoso manuseá-los sem proteção; e alguns elementos persistiam inalterados durante anos.
Em 1913, a tabela periódica foi aperfeiçoada pelo físico inglês Henry Moseley após um estudo feito e comprovado pelo estudioso
sobre o método de determinação dos números atômicos. Dmitri Mendelev nasceu na Sibéria e era professor da Universidade de
São Petersburgo. Iniciou seus estudos buscando requintar um sistema que correlacionasse harmonicamente todos os
elementos e as suas características em comum. Assim sendo, Mendelev organizou todos os elementos em  ordem crescente dos
pesos atômicos; ele percebeu também que poderia estruturar uma primeira forma de organização dos elementos, dispondo-os
em sete grupos, segundo suas propriedades físicas e químicas. Assim sendo, as mesmas propriedades repetiam-se de sete em
sete elementos, começando pelo hidrogênio e terminando no urânio, surgindo, então, a lei periódica. O elemento de número
atômico 101 da tabela periódica tem o nome em homenagem a ele, o Mendelévio. Essa forma de ordenamentos dos elementos
deu origem à forma e à estrutura da tabela que utilizamos hoje. Em comemoração aos 150 anos da criação da tabela periódica, a
Organização das Nações Unidas decretou o ano de 2019 como o Ano Internacional da Tabela Periódica.
Leitura
Os Elementos Químicos e a Tabela Periódica 
https://pt.khanacademy.org/science/9-ano/fisico-e-quimica-atomica-e-molecular/os-elementos-quimicos/e/os-elementos-quimicos-e-a-tabela-periodica
Figura 2 – Tabela periódica
Fonte: Wikimedia Commons
#ParaTodosVerem: imagem contendo descrição da tabela periódica, elementos e sua organização. Em
tons de roxo e azul, estão os metais, incluindo os de transição (família B); em vermelho, os metaloides e
em verde, os ametais. A tabela é finalizada com a última coluna, a dos gases nobres, em verde-escuro. À
esquerda, estão duas tabelas menores e em miniaturas, em tons de laranja, vermelho e verde, mostrando a
ordem de eletronegatividade e positividade dos elementos. Os lantanídeos e os actinídeos estão nos
grupos, na vertical, abaixo da tabela (lantanídeos em rosa e actinídeos em lilás). Fim da descrição.
Organização da Tabela
A tabela periódica é organizada em grandes conjuntos de elementos, dispostos em   grupos horizontais e verticais. Na
horizontal, somam-se sete linhas, também definidas como períodos e, na vertical, são no total dezoito colunas, as quais podem
ser chamadas de grupos. Em cada coluna, estão dispostos elementos de propriedades físico-químicas semelhantes. A única
exceção é o elemento químico hidrogênio, que, apesar de estar no grupo 1, também chamado de Família 1A, não possui
propriedades semelhantes aos demais componentes desse grupo. As citações relacionadas a cada um dos grupos têm suas
variações, mas normalmente citam-se os elementos de um grupo apenas falando seu número, como família (ou grupo) 1 ou
família (ou grupo) 2 ou, então, citando o nome do seu primeiro elemento, como família (ou grupo) do ferro, família (ou grupo)
do carbono. No entanto, alguns desses grupos trazem nomes mais populares, criados antes do desenvolvimento da tabela
periódica e considerados oficiais pela IUPAC, são eles:
A União Internacional de Química Pura e Aplicada (Iupac) não recomenda mais a utilização da separação dos elementos em
grupos A e B, empregando-se apenas números de 1 até 18 para representar os grupos. Isso porque a Iupac utilizava as letras A e
B para separar o lado esquerdo (A) do lado direito (B) da tabela, usando os grupos de ferro, cobalto e níquel como fronteira.
Contudo, o sistema americano CAS utilizou a letra A para indicar elementos representativos e a letra B para indicar elementos de
transição. 
Os Períodos
Os elementos químicos estão dispostos na tabela em ordem crescente de número atômico; no total, são 118 elementos, 92
naturais e 26 artificiais. A tabela está organizada em períodos, que no total são sete; os períodos são também classificados como
linhas; na horizontal, cada elemento que está no mesmo período possui o mesmo número de camadas eletrônicas.
Metais alcalinos (grupo 1, com exceção do hidrogênio);
Metais alcalinoterrosos ou alcalinos terrosos (grupo 2);
Pinictogênios (grupo 15);
Calcogênios (grupo 16);
Halogênios (grupo 17);
Gases nobres (grupo 18).
1º Período: dois elementos;
2º Período: oito elementos;
3º Período: oito   elementos;
4º Período: dezoito elementos;
5º Período: dezoito  elementos;
6º Período: 32 elementos;
7º Período: 32 elementos.
Com a organização dos períodos da tabela, algumas linhas horizontais acabariam se tornando muito extensas, pela quantidade
de elementos com as mesmas características que ali estariam, por isso, é comum simbolizar a série dos lantanídeos e a série dos
actinídeos à parte dos demais; eles sempre aparecem como grupamentos horizontais abaixo da tabela periódica.
Os Grupos
Anteriormente chamados de famílias, os grupos são as colunas verticais; os elementos que ali estão possuem o mesmo número
de elétrons na camada mais externa, também conhecida como camada de valência, e são elementos com propriedades físico-
químicas semelhantes. No total, são dezoito grupos que formam a tabela periódica, e muitos elementos desses grupos estão
correlacionados de acordo com algumas propriedades químicas em comum.
Vídeo
Grupos da Tabela Periódica
Grupos da tabela periódicaGrupos da tabela periódica
https://www.youtube.com/watch?v=qwO2TTzC_5s
Por determinação da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), os grupos são organizados em números de 1 a 18,
embora ainda seja comum encontrarmos as famílias descritas por letras e números, como mostrado a seguir:
Os elementos de transição, também chamados de metais de transição, ocupam a partecentral, mais especificamente as dez
colunas centrais da tabela:
Grupo 1 (Família 1A): metais Alcalinos (lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio);
Grupo 2 (Família 2A): metais Alcalinoterrosos (berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio);
Grupo 13 (Família 3A): família do Boro (boro, alumínio, gálio, índio, tálio e nihônio);
Grupo 14 (Família 4A): família do Carbono (carbono, silício, germânio, estanho, chumbo e fleróvio);
Grupo 15 (Família 5A): família do Nitrogênio (nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio, bismuto e moscóvio);
Grupo 16 (Família 6A): calcogênios (oxigênio, enxofre, selênio, telúrio, polônio e livermório);
Grupo 17 (Família 7A): halogênios (flúor, cloro, bromo, iodo, astato e tenessino);
Grupo 18 (Família 8A): gases Nobres (hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio, radônio e oganessônio).
Grupo 11 (Família 1B): cobre, prata, ouro e roentgênio;
Grupo 12 (Família 2B): zinco, cádmio, mercúrio e copernício;
Grupo 3 (Família 3B): escândio, ítrio, sério de lantanídeos e actinídeos;
Grupo 4 (Família 4B): titânio, zircônio, háfnio e rutherfórdio;
Grupo 5 (Família 5B): vanádio, nióbio, tântalo e dúbnio;
Grupo 6 (Família 6B): cromo, molibdênio, tungstênio e seabórgio;
Grupo 7 (Família 7B): manganês, tecnécio, rênio e bóhrio;
Grupo 8 (Família 8B): ferro, rutênio, ósmio e hássio;
Grupo 9 (Família 8B): cobalto, ródio, irídio e meitnério;
Os lantanídeos são formados por um grupo de elementos: lantânio, cério, praseodímio, neodímio, promécio, samário, európio,
gadolínio, térbio, disprósio, hólmio, érbio, túlio, itérbio e lutécio. E os actinídeos por: actínio, tório, protactínio, urânio, netúnio,
plutônio, amerício, cúrio, berquélio, califórnio, einstéinio, férmio, mendelévio, nobélio e laurêncio.
Propriedades Periódicas
As propriedades periódicas dos elementos químicos são as características que eles possuem, e na tabela periódica existe um
local específico que varia de acordo com as propriedades periódicas que esses elementos apresentam. 
Quando os elementos da tabela periódica são organizados de acordo com o que fizeram Mendeleev ou Moseley, nota-se uma
periodicidade das propriedades periódicas dos elementos químicos, ou seja, elementos com propriedades semelhantes se
repetem regularmente.
Grupo 10 (Família 8B): níquel, paládio, platina, darmstádio.
Você Sabia?
Curiosidades da tabela periódica:
Mendeleev previu a existência de elementos ainda não descobertos, bem como suas propriedades. Foi o caso do
germânio (Ge), o qual ele chamou de eka-silício;
J é a única letra do alfabeto que não está presente na tabela periódica;
Diz-se que Mendeleev buscou inspiração no jogo “paciência” para montar sua tabela periódica;
O Guiness Book coloca o plutônio (Pu) como o elemento mais perigoso da tabela periódica, uma vez que é
altamente radioativo e é utilizado na confecção de bombas atômicas;
A versão original da tabela de Mendeleev foi perdida;
Quando o argônio foi descoberto, em 1894, ele não se encaixava em nenhum grupo da tabela de Mendeleev.
Como consequência, o químico russo negou a existência desse elemento.
As Propriedades Periódicas
Figura 3 – Raio atômico
#ParaTodosVerem: imagem mostrando variação do raio atômico de acordo com o posicionamento na
tabela periódica. Os círculos em vermelho, laranja e verde (maiores, da parte de paixo) representam os
maiores raios. Os círculos amarelos representam os maiores elementos e os círculos em azul e preto, os
menores. Fim da descrição.
Raio atômico: referente ao tamanho dos átomos, o raio é determinado pela distância entre os centros dos
núcleos de dois átomos do mesmo elemento, portanto, é uma propriedade utilizada para dimensionar o
tamanho dos átomos. Em se tratando do posicionamento dos elementos na tabela, quanto mais à esquerda e
mais abaixo, maior o raio do elemento.
Sendo assim, o raio atômico corresponde à metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos,
sendo expresso da seguinte maneira:
r = d/2, onde: r = raio, d = distância internuclear.
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: é determinada pela energia mínima necessária de um elemento
químico com o intuito da retirada de um elétron de um ânion. Caso muita energia seja liberada nesse processo,
isso significa que o átomo tem grande afinidade ou atração por elétrons. De modo geral, átomos menores têm
maior afinidade eletrônica;
Energia (ou potencial) de ionização: essa propriedade é contrária à de afinidade eletrônica; trata-se da energia
mínima necessária de um elemento químico com o intuito de retirar um elétron de um átomo neutro, indicando
qual a energia necessária para transferir o elétron de um átomo em estado fundamental. Quanto menor for o
átomo, mais difícil será a retirada do elétron de valência, pois mais próximo ao núcleo estará esse elétron;
Eletronegatividade: a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em uma ligação química classificada
como covalente. Quanto menor o átomo, maior a eletronegatividade;
Densidade: a densidade absoluta pode também ser chamada de “massa específica”; é uma propriedade
periódica que determina uma associação entre a massa (m) de uma substância e o volume (v) ocupado por essa
massa; a densidade é calculada pela seguinte fórmula: d = m/v. o elemento mais denso da tabela periódica é o
ósmio (Os), elemento presente no oitavo grupo da tabelaperiódica, portanto, a densidade dos elementos
aumenta quanto mais próximos do ósmio eles estão;
Pontos de fusão e ebulição: estão relacionados com as temperaturas nas quais os elementos entram em fusão e
ebulição. Na tabela periódica, os valores de PF e de PE variam segundo os lados em que estão posicionados na
tabela. No sentido vertical e no lado esquerdo da tabela, eles aumentam de baixo para cima. Já do lado direito,
eles aumentam de cima para baixo. No sentido horizontal, eles aumentam das extremidades para o centro;
O elemento de maior ponto de fusão é o tungstênio (W), enquanto o de maior ponto de ebulição é o rênio (Re).
Quanto mais próximo o elemento for desses átomos, maiores serão seus pontos de fusão e ebulição. A única
exceção são os metais alcalinos e alcalinoterrosos, cujos pontos de fusão e ebulição aumentam com a
diminuição do tamanho do átomo.
Figura 4 – Propriedades periódicas
Fonte: Adaptada de Getty Images
#ParaTodosVerem: usando a tabela periódica, apresentam-se, em forma de setas, em tons de lilás e cinza,
todas as propriedades periódicas. Do lado esquerdo, estão as setas da eletronegatividade (seta voltada para
cima), em tons de lilás claro, e do raio atômico, também em tons de lilás (seta voltada para baixo). Ao
centro, em tons de cinza mais escuro, estão as características dos não metais (seta voltada para cima, à
direita) e dos metais (à esquerda, seta voltada para baixo). À direita e acima da tabela estão as setas, em
tons de lilás e rosa, que representam a entalpia. Abaixo da tabela, estão as setas que representam o raio
atômico e a eletronegatividade. Fim da descrição.
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Leitura
Moléculas e Compostos
ACESSE
Ligações Químicas
Na natureza, existem por volta de uma centena de elementos químicos. Os instáveis existem em maioria, e a organização desses
elementos na busca pela estabilidade é o que constitui a imensa diversidade de substâncias existente no planeta. As ligações
químicas podem ocorrer através da doação ou da recepção de elétrons entre os átomos, que se transformam em íons e mantém-
se unidos via ligação química. Para átomos que não são estáveis naturalmene, como é o caso daqueles classificados como
 metais e ametais, as ligações químicas representam a conexão para a formação das diversas substâncias químicas e a
constituição da estabilidade desse grupo de elementos. Assim sendo, as ligações químicas são conjunções estabelecidas entre
átomos para formar moléculas, compostas por estruturas unidas por ligações de vários tipos.
A Regra do Octeto
Regra proposta por Newton Lewis, essa teoria afirma que a interação atômicapara a estabilização dos elementos acontece para
que cada elemento adquira a estabilidade de um gás nobre, ou seja, tenha oito elétrons na camada de valência. O conceito da
regra do octeto afirma que uma ligação química quando é estabelecida, um átomo tende estar com oito elétrons em sua camada
de valência no estado fundamental, e sua conformação será semelhante a de um gás nobre.
Para que o elemento atinja a estabilidade, ele se comportará de diferentes formas, em diferentes tipos de ligações, podendo doar,
receber ou compartilhar elétrons que estejam na camada mais externa da eletrosfera. A estabilidade de um elemento químico se
baseia sempre em comparações feitas aos gases nobres, que são os únicos átomos que já possuem oito elétrons na sua camada
mais externa, portanto, dificilmente se combinarão ou reagirão com outros elementos químicos.
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ACESSE
Leitura
Contar Elétrons de Valência
https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/atomic-structure-and-properties/introduction-to-compounds/a/paul-article-2
https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-bonds/copy-of-dot-structures/e/counting-valence-electrons-exercise
Vale lembrar que existem muitas exceções à regra do octeto, principalmente entre os elementos de transição.
Exceções à Regra do Octeto
Berílio (Be): é capaz de formar compostos através de duas ligações simples, sendo assim, estabiliza-se com
apenas quatro elétrons na camada de valência;
Alumínio (Al): atinge a estabilidade com seis elétrons na camada de valência, portanto, tende a doar seus
elétrons, sendo capaz de formar até três ligações que sejam simples com outros átomos;
Boro (B): tem a capacidade de formar substâncias moleculares que sejam estruturadas com três ligações
simples.
Vídeo
Exceções à Regra do Octeto
Os Íons
Os átomos são eletricamente neutros no estado fundamental, pois a quantidade de prótons no núcleo (partículas positivas) é
igual ao número de elétrons presentes nas camadas da eletrosfera (partículas negativas); sendo assim, essas cargas se anulam,
e os elementos se tornam eletricamente neutros.
No entanto, pode acontecer de um átomo ou de um grupo de átomos perder ou ganhar elétrons e, com isso, formar íons, que
nada mais são que espécies químicas carregadas eletricamente porque apresentam o número de prótons diferente do número
de elétrons.
O íon é definido como um átomo eletrizado que ganhou ou perdeu elétrons dentro de uma ligação. Portanto, o cátion e o ânion
são considerados íons, já que os cátions, frequentemente, são os elementos que possuem uma baixa quantidade de elétrons na
camada de valência e, por conseguinte, precisarão doar esses elétrons; os ânions são aqueles grupos de elementos com uma
maior quantidade de elétrons na camada de valência, e que por isso precisarão receber mais elétrons dentro de uma ligação, para
se estabilizarem. Os cátions são os elementos participantes das famílias: dos metais alcalinos (família IA), dos metais
alcalinoterrosos (família IIA) e da família do Boro (família IIIA) da tabela periódica; apresentam carga positiva, na medida em
que perdem um ou mais elétrons (ionização), resultando em num número de prótons superior em relação ao número de
elétrons. Já os ânions possuem carga negativa, pois recebem um ou mais elétrons, resultando num maior número de elétrons
em relação ao número de prótons. A eletrização dos elementos químicos tende a acontecer porque segundo a teoria do octeto, os
átomos têm a tendência de se estabilizarem e ficarem eletricamente neutros, ou seja, com oito elétrons na última camada
eletrônica. Portanto, os íons fazem uma conexão com outros, buscando alcançar a neutralidade.
Exceções à regra de octetoExceções à regra de octeto
https://www.youtube.com/watch?v=NW3akGfB3EE
Tipos de Ligações
Vídeo
Introdução aos Íons
Introdução aos íons | Khan AcademyIntrodução aos íons | Khan Academy
Leitura
Ligações Químicas
https://www.youtube.com/watch?v=R-TJ-0nEaCw
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ACESSE
As ligações são responsáveis pela estruturação das substâncias ou compostos moleculares, objetivando o alcance da
estabilidade e obedecendo à regra do octeto. As ligações químicas variam de acordo com a demanda em: doar, receber ou
compartilhar elétrons, de acordo com a necessidade de cada átomo. Sendo assim, existem quatro tipos de ligações químicas.
Vídeo
Ressonância
RessonânciaRessonância
https://pt.khanacademy.org/science/ap-biology/chemistry-of-life/introduction-to-biological-macromolecules/a/chemical-bonds-article
https://www.youtube.com/watch?v=jl0u7srDjCE
Ligação Iônica ou Eletrovalente
Seguindo a teoria proposta pela regra do octeto, alguns átomos, com baixa quantidade de elétrons na camada de valência,
transferem parte desses elétrons para outros átomos. Para ocorrer uma ligação iônica, os átomos envolvidos devem apresentar
tendências opostas. Ou seja: um átomo deve ter a capacidade de perder elétrons enquanto o outro tende a recebê-los. Tal
configuração eletrônica é chamada de ligação iônica e pode acontecer entre: ametal + metal ou metal + hidrogênio. Essa é uma
ligação que pode ser caracterizada pela transferência de um elétron, de um metal para um ametal/hidrogênio. O elemento que
doará os elétrons é denominado de cátion e assume uma carga positiva. Já o átomo que recebe as partículas negativas é
designado por ânion, adquirindo, então, uma carga negativa (Figura 5).
Vídeo
Ligações Iônicas
Ligações iônicasLigações iônicas
https://www.youtube.com/watch?v=8AlKlVxn6r8
Figura 5 – Estrutura da ligação iônica
Fonte: Adaptada de Getty Images
#ParaTodosVerem: a imagem descreve a estrutura para formação de uma ligação iônica. A primeira
equação demonstra, de forma escrita, a reação que acontecerá quando o Na reage com o Cl. As outras
representações descrevem os íons e o movimento dos elétrons na ligação (os que estão em vermelho para
o Na, e os que estão em verde para o Cl). Fim da descrição.
Figura 6 – Íons dos átomos sódio e cloro
Fonte: Adaptada de Getty Images
#ParaTodosVerem: a imagem descreve a formação de íons. A primeira imagem mostra o sódio perdendo
elétrons (centro vermelho e bolas azuis em volta) e se transformando no íon sódio (centro azul e bolas
vermelhas em volta). A segunda imagem mostra o cloro recebendo um elétron (centro vermelho e bolas
azuis em volta) e se transformando no íon cloro (centro azul e bolas vermelhas em volta). Fim da
descrição.
Algumas das características de compostos formados por ligação iônica: são sólidos à temperatura ambiente (com exceção do
mercúrio); possuem dureza própria; têm alto ponto de fusão e ebulição; formam retículos cristalinos, como o sal de cozinha
(NaCl) que, quando dissolvidos em água ou fundidos, conduzem corrente elétrica.
Ligação Molecular ou Covalente
As ligações químicas do tipo covalentes acontecem com o mesmo objetivo a ser alcançado pelas ligações iônicas: estabilizar
elementos que não estejam obedecendo à regra do Octeto. As ligações covalentes diferem das iônicas basicamente pelo tipo de
elemento que participa da ligação. Nesse tipo de ligação, contribuem apenas elementos que sejam ametais, e que estejam ávidos
por receber elétrons. Na ligação covalente, como não participam metais, que são elementos com tendência a doar elétrons
(Figura 7), os ametais precisarão compartilhar elétrons entre si. Para isso, formam-se pares eletrônicos que participam de
ambas as eletrosferas.
Vídeo
Como Desenhar Estruturas de Lewis
Como desenhar estruturas de LewisComo desenhar estruturas de Lewis
https://www.youtube.com/watch?v=5XzLCGU7UyE
Figura 7 – Movimento dos elétrons no compartilhamento
#ParaTodosVerem: a imagem representa o movimento dos elétrons, simbolizados em verde, em volta do
núcleo; em rosa, estão representados elementos que sejam ametais. A eletrosfera está representada como
a linha em que os elétrons estão dispostos. Fim da descrição.
Pares eletrônicos é o nome dado aos elétrons cedidos por cada um dos núcleos,figurando o compartilhamento dos elétrons das
ligações covalentes (Figura 7).
Os compostos químicos resultantes de interações entre ametais e formados por ligações covalentes possuem as seguintes
propriedades: podem estar em estado físico sólido (açúcar); líquido (água) ou gasoso (gás oxigênio); são muito comuns em
substâncias orgânicas; não conduzem eletricidade; apresentam ponto de fusão e ebulição baixos.
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ACESSE
Leitura
Estruturas de Lewis
https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-bonds/copy-of-dot-structures/e/lewis-diagrams
Vídeo
Ligações Covalentes
Ligações covalentesLigações covalentes
Em Síntese
As ligações químicas são indispensáveis para a existência da maior parte dos elementos
químicos, já que a instabilidade é uma característica destes. As substâncias existem graças a
essa instabilidade que permite os elementos instáveis se agruparem e se estabilizarem. A
camada de valência incompleta favorece o agrupamento de diferentes elementos, de formas
diferentes e sob a ação de diversos tipos de ligações. Os metais são aqueles elementos que na
ligação química precisarão doar elétrons, enquanto os ametais irão receber elétrons,
constituindo uma ligação. As ligações covalentes são as mais comuns; geralmente, formam
compostos moleculares e têm por característica o compartilhamento de elétrons entre
ametais. As ligações iônicas geralmente formam sais ou compostos solúveis em água e a
transferência de elétrons entre metais e ametais é uma peculiaridade desse tipo de ligação. A
https://www.youtube.com/watch?v=z4uE-hSCQH8
regra do octeto é a que define o comportamento dos elementos diante de uma ligação e,
consequentemente, da estabilização. A interpretação dos íons pode ser boa aliada quando o
assunto é compreender o comportamento dos elementos diante da ligação química,
lembrando sempre que o elemento em seu estado fundamental possui mesmo número de
prótons (cargas positivas que estão no núcleo) e elétrons (cargas negativas que estão na
eletrosfera). Os íons são baseados na necessidade do elemento diante da estabilização; os
metais doadores de elétrons formarão íons positivos (cátions) diante da ligação, pois o
número de cargas positivas vai ultrapassar o número de cargas negativas. O contrário
acontecerá com os ametais, recebedores de elétrons: terão as cargas negativas aumentadas e,
por isso, se tornarão íons negativos (ânions).
Figura 8 – Estrutura das ligações iônicas e covalentes
Fonte: Adaptada de Getty Images
#ParaTodosVerem: ligações covalentes, iônicas e metálicas. Na ligação covalente, há as demonstrações
dos elementos que formam a ligação, com hidrogênio em azul, oxigênio em amarelo, e nitrogênio em
vermelho. Para as ligações iônicas, os átomos de Na estão em vermelho e o de Cloro está em verde. Para a
ligação metálica, há uma nuvem com elétrons de Zinco em amarelo, e cargas em verde, e de Sódio em
laranja, com cargas em verde. Fim da descrição.
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
  Vídeos  
Ligações Químicas
Um vídeo sobre estabilidade e ligações químicas.
Entenda a Tabela Periódica em 10 Minutos  
O vídeo descreve a formação da tabela e a organização dos elementos químicos.
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📄 Material Complementar
Ligações Químicas - Brasil EscolaLigações Químicas - Brasil Escola
https://www.youtube.com/watch?v=S6PcueZI_h4
Tabela Periódica
O vídeo descreve a formação da tabela e a organização dos elementos químicos.
Tabela – Propriedades Periódica
A tabela periódica e as suas características.
Entenda a TABELA PERIÓDICA em 10 minutos - Toda MatériaEntenda a TABELA PERIÓDICA em 10 minutos - Toda Matéria
TABELA PERIÓDICA - AULA 01TABELA PERIÓDICA - AULA 01
https://www.youtube.com/watch?v=Vsnq2hJ2UZc
https://www.youtube.com/watch?v=ohxjIjRJHfQ
Propriedades Periódicas – Revisão 
Uma revisão sobre as propriedades periódicas.
Tabela - Propriedades periódicas.Tabela - Propriedades periódicas.
Propriedades Periódicas | RevisãoPropriedades Periódicas | Revisão
https://www.youtube.com/watch?v=eqFGa9hcdMc
https://www.youtube.com/watch?v=0JwHlVBMttk
Aula Átomos: Modelos Atômicos e Estrutura 
A organização dos átomos no ecossistema.
Aula Átomos: modelos atômicos e estrutura Ep. 1Aula Átomos: modelos atômicos e estrutura Ep. 1
https://www.youtube.com/watch?v=2Xm-kWUAK7w
ALLINGER, N. L. Química Orgânica. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1976.
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,
2006. 
BALL, D. W. Físico-Química. 1. ed. São Paulo: Pioneira Thomson, 2005.
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986. v. 1.
BRADY, J. E.; RUSSELL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas transformações. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC , 2006. v. 1.
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CLAYDEN, J.; GREEVES, N. Organic Chemistry. 1st ed. Oxford: Oxford University Press, 2000.
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📄 Referências