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Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
(APLICADA) 
 
 
 
 
 
 
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Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
QUÍMICA APLICADA 
 
Capítulo 1 
 
INTRODUÇÃO AO ESTUDO DA QUÍMICA 
 
 
1. INTRODUÇÃO À Q U Í M I C A 
 
 
É uma Ciência Experimental que tem por objetivo estudar a matéria, suas 
transformações, as energias associadas a essas transformações e, através dessas 
transformações, conseguir produzir novos produtos e bens de consumo e, com isso, tentar 
com melhorar o padrão da qualidade de vida das pessoas. 
 
1.1. Matéria: tudo aquilo que possui massa e ocupa um lugar no espaço 
 
 Exemplos - água, papel, borracha, metais, ar, gases, vapores, minerais, tecidos, plásticos, 
giz, as pessoas, etc. 
 
Os diversos e inúmeros tipos de materiais, sob determinadas condições apresentam a 
propriedade de sofrerem transformações originando novas substâncias . 
Portanto, através dos conhecimentos da Ciência Química, um sem número de produtos são 
obtidos e produzidos nas chamadas Indústrias Químicas da Transformação tais como : 
Combustíveis, fertilizantes, plásticos, couro, borracha, papel, alimentos, bebidas, 
cosméticos, explosivos, tintas e pigmentos, metais (aço, ferro, alumínio, cobre, etc.), minerais, 
tecidos, medicamentos, etc. 
 
1.2. Frases e “Palavras-chaves” para discussão: 
 
 
- Química, a Ciência da vida; 
 
- Química e o planeta Terra; 
 
- O papel e as responsabilidades do profissional da área Química na sociedade; 
 
 
 
 
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- Mitos e tabus sobre a Ciência Química (a Química é ruim e má; produtos naturais e “sem 
 
 Química”; Química e poluição ; etc . ) 
 
- Química e a sociedade de consumo; 
 
- Aprender Química é aprender uma nova linguagem, uma nova forma de ver e enxergar o 
 
 mundo; 
 
- etc. 
 
2. O LOCAL DE TRABALHO DO QUÍMICO 
 
A maior parte das atividades no dia-a-dia de um químico se desenvolve no 
LABORATÓRIO, local adequado para o trabalho de identificação, separação e determinação 
da quantidade de substâncias e, também preparação e obtenção de novas substâncias que, 
posteriormente serão fabricadas em escala industrial . 
 
. A palavra LABORATÓRIO (LABORATORIUM) vem da união de duas palavras derivadas do 
latim : 
 
 LABORATORIUM : labor = trabalho + oratorium = lugar de reflexão 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Capítulo 2 
 
 
CONSTITUIÇÃO BÁSICA DA MATÉRIA / ESTRUTURA ATÔMICA 
 
 
1. RESUMO HISTÓRICO – EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS 
 
 
. Civilizações antigas já dominavam as técnicas de produção de vidros, cerâmicas, tintas, 
sabão, perfumes e de extração e produção de alguns metais; 
 
. Na antiga Grécia: 
 
- século V a.C => preocupação com a constituição da matéria ; filósofo Empédocles imagina 
o mundo material formado por “quatro elementos” - água, fogo, terra e ar ; 
 
- ano 400 a.C => filosofia atômica de Leucipo e Demócrito , a matéria é formada por 
pequenas partículas indivisíveis, denominadas ÁTOMOS ; 
 
. ÁTOMO : partículas “infinitamente” pequenas e indivisíveis de matéria 
 
- Início do século XIX (1808) => TEORIA ATÕMICA DE DALTON : 
 
. A matéria é constituída de pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis denominadas 
átomos 
 
. Um conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos apresenta as mesmas 
propriedades e constitui um elemento químico; 
 
. Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, tamanhos e propriedades 
diferentes; 
. A combinação de átomos de elementos diferentes, numa proporção de números inteiros, 
origina substâncias diferentes; 
. Numa transformação química, os átomos não são criados nem destruídos: os átomos 
envolvidos na transformação são simplesmente rearranjados, originando novas substâncias. 
 
 
 
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2. NOÇÃO DE “ MODELO” : 
 
Ao investigar a matéria um químico usa o chamado Método Científico que apresenta algumas 
características, como a curiosidade, a imaginação, a capacidade de observar, de questionar, 
e interpretar suas observações . 
Como resultado desse trabalho surge, muitas vezes, o chamado Modelo Científico para 
representar e facilitar o estudo e a compreensão dos fenômenos estudados . Entretanto, um 
Modelo Científico não deve ser confundido com a realidade física que ele representa . 
 
 
3. MODELOS ATÔMICOS: 
 
 
 
1) Final do século XIX: Modelo Atômico de Thomsom – “ O Modelo do Pudim de 
Ameixas“. 
 
 
 
 
 
 
 esfera com carga positiva ( + ) cargas negativas ( - ) ( elétrons) 
incrustadas 
 
 
 
quantidade de cargas ( + ) = quantidade de cargas negativas ( - ) 
 
 neutralidade elétrica da matéria 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2) Início do século XX - 1911: Modelo Atômico Clássico de Rutherford – “O Modelo 
 
Planetário“. 
 Núcleo: contém prótons (+) e nêutrons ( n0 ) 
 
 Eletrosfera: contém os elétron (-) 
 
 Elétrons: e- 
 
 
 
3) Início do século XX – Modelo Atômico de Böhr ( Böhr-Rutherford ) - “ O Modelo das 
Órbitas “ 
 
 Núcleo: contém os p+ e n0 
 Eletrosfera: Órbitas Circulares - contém os e- 
 
. NOÇÃO DAS DIMENSÕES ATÔMICAS : 
 
 DA = “ diâmetro do átomo “ 
 
 dN = “ diâmetro do núcleo “ 
 
 dN 
 DA = 100.000 x dN 
 
 Um átomo é 100.000 vezes maior que o seu 
 próprio núcleo 
 DA 
 DA médio de um átomo = 10 
–10 metros 
 
 10 
–10 m = 1 angstron = 1 Å 
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4. PARTÍCULAS ATÕMICAS FUNDAMENTAIS 
 
 
 Núcleo: prótons (p+) e nêutrons ( n0 ) 
 
 
 Eletrosfera: elétrons (e -) 
 
 
. Relação entre as Massas e as Cargas Elétricas das partículas fundamentais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
u.m.r = unidade de massa relativa 
u.c.r = unidade de carga relativa 
 
 
 
5. G R A N D E Z A S Q U E C A R A C T E R I Z A M U M Á T O M O 
 
 
. Número Atômico (Z) 
 
Indica a quantidade de prótons que formam o núcleo de um átomo. 
 
Exemplos: 
 
 
- o átomo de sódio têm Z = 11 => indica que existem 11 prótons no núcleo do átomo de 
sódio 
 
- o átomo de zinco têm Z = 30 => indica que existem 30 prótons no núcleo do átomo de 
zinco 
 
 
E assim por diante. 
 
 
Partícula Massa Relativa Massa ( g ) Carga Elétrica 
Relativa 
Próton 1 u.m.r 1,7 .10 -24 + 1 u.c.r 
Nêutron 1 u.m.r 1,7 .10 -24 0 u.c.r 
 
Elétron 
 
~ 
1840
1
 u.m.r 
 
 
9,1.10 -28 - 1 u.c.r 
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. Número de Massa (A) 
 
 
Indica a soma da quantidade de prótons com a quantidade de nêutrons do núcleo de um 
átomo. 
 
Matematicamente, tem-se: A = prótons + nêutrons ou ainda : 
 
- A = p+ + n0 
 
como o número atômico Z indica a quantidade de prótons p+ , pode-se também escrever : 
 
- A = Z + n0 
 
 
. Cálculo da quantidade de nêutrons - 
 
 
 Como A = Z + n0 , então n0 = A – Z 
 
 
 
6. ELEMENTO QUÍMICO 
 
 
- É um conjunto de átomos de mesmo número atômico (mesmaquantidade de 
 
prótons no núcleo). 
 
. Nomes e Simbologia: 
 
 
 
 
 
Elemento Químico  Nome  Símbolo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Exemplos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Etc … 
 
 
 
. NOTAÇÕES 
 
 
Se o símbolo de um elemento químico qualquer for “ E “ , pode-se utilizar as seguintes 
notações : 
 
 
A A 
E ou E 
 Z Z 
 
 
E: símbolo do elemento químico considerado 
 
A: número de massa do elemento 
 
Z: número atômico do elemento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nome do Elemento Químico Símbolo 
Hidrogênio H 
Oxigênio O 
Nitrogênio N 
Carbono C 
Sódio Na 
Cloro Cl 
Alumínio Al 
Cobre Cu 
Ferro Fe 
Prata Ag 
Chumbo Pb 
Enxofre S 
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7) SEMELHANÇAS ATÔMICAS 
 
 
 
- ISÓTOPOS: são átomos que apresentam as seguintes características { = Z e  A 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
. Isótopos do elemento químico CLORO: 
 
 
 
 elemento químico cloro Cl 
 
 
 
 
. Isótopos do elemento químico OXIGÊNIO: 
 
 
 
 
 elemento químico oxigênio O 
 
 
 
 
 
 
. Isótopos do elemento químico CARBONO: 
 
 
 
 elemento químico carbono C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 35 37 
 Cl Cl 
17 17 
16 17 18 
 O O O 
 8 8 8 
 12 13 14 
 C C C 
 6 6 6 
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. Elemento Químico 
 
Outra forma de se definir o que é um elemento químico, é dizer que : um elemento 
químico é um conjunto de átomos isótopos entre si . 
 
- ISÓBAROS: são átomos que apresentam as seguintes características { = A e  Z 
 
 
 
Exemplo: 40 40 
 K Ca => os átomos de potássio e cálcio são isóbaros entre si 
 19 20 
 
 
 
 
- ISÓTONOS: são átomos que apresentam as seguintes características {  Z ,  A , = n0 
 
 
 
Exemplo: 20 19 
 Ne F 
10 9 
 
 
 
 n0 = A – Z n0 = A - Z 
 
 
 n0 = 10 nêutrons n0 = 10 nêutrons 
 
 
 
 os átomos de neônio e de flúor, são isótonos entre si 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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. “ Resuminho” : 
 
 
 ISÓTOP
+
OS - igual quantidade de prótons ( = Z ) 
 
 
 ISÓBAROS - igual número de massa ( = A ) 
 
 
 ISÓTON
0
OS – igual quantidade de nêutrons ( = n0 ) 
 
 
 
 
 
8) ÁTOMO ELETRICAMENTE NEUTRO 
 
. Regra Geral: a matéria apresenta-se neutra eletricamente falando, por apresentar um 
equilíbrio entre as partículas elétricas positivas e negativas que a acompanham. 
 
- Um átomo é considerado eletricamente neutro quando { Z = p+ = e - , ou seja, quando a 
quantidade de prótons do núcleo do átomo for igual a quantidade de elétrons da eletrosfera . 
 
 
Exemplos de átomos neutros : 
 
 
 
 
 56 32 16 
 Fe0 S0 O
0 etc . 
 26 16 8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9) ÍONS 
 
- São “átomos” que adquirem carga elétrica ao perderem ou ao ganharem elétrons; portanto, 
são “átomos carregados’ eletricamente falando. 
 
 
- CÁTIONS: são íons com carga positiva ( + ) obtidos por perda de elétrons . 
 
 
 . formação de um cátion a partir de um átomo neutro de um elemento químico X 
 
 
 A A 
 X 0 perde 1 elétron X + 
 Z Z ( p+ > e-) 
 átomo neutro cátion 
 
 
 
A carga elétrica que um cátion assume, é igual à quantidade de elétrons perdidos pelo átomo 
neutro: 
 
 
Átomo neutro Elétrons 
perdidos 
Carga do cátion 
Na0 1 1 + 
Ca0 2 2 + 
Al0 3 3 + 
Pb0 4 4+ 
 
 
 
- ÂNIONS : são íons com carga negativa ( - ) obtidos pelo ganho de elétrons . 
 
 
 
. formação de um ânion a partir de um átomo neutro de um elemento químico X 
 
 
 A A 
 X 0 ganha 1 elétron X - 
 Z Z ( p+ < e-) 
 
 átomo neutro ânion 
 
 
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A carga elétrica que um ânion assume, é igual à quantidade de elétrons ganhos pelo átomo 
 
neutro: 
 
 
Átomo neutro Elétrons ganhos Carga do ânion 
Cl0 1 1 - 
O0 2 2 - 
N0 3 3 - 
 
 
 
 
- IONS SIMPLES OU MONOATÔMICO: são aqueles formados por apenas um único tipo de 
 
átomo. 
 
. Exemplos - Na1+ ; Ca 2+ ; Al 3+ ; Pb4+ 
 
 
 
- ÍONS COMPOSTOS: são aqueles formados por dois ou mais tipos de átomos diferentes. 
 
. Exemplos - ( NO3 )
1- ; ( CO3 )
2- ; ( PO4 )
3- ; ( P2O7 )
4- ; ( NH4 )
1 + 
 
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 EXERCÍCIOS 
 
1) Complete : 
 
 238 
a- Átomo neutro de U0 
 92 
 
 
 
 
 
 238 
b- Cátion de U 2+ 
 92 
 
 
 
 
 
 31 
c- Átomo neutro de P0 
 
 15 
 
 
 
 
 
 31 
d- Ânion de P 3 - 
 15 
 
 
 
 
2) Dados os átomos : 16X
32 ; 18Y
38 ; 16R
33 ; 17S
37 ; 19T
38 , indique os : 
 
 
-isótopos: 
 
 
-isóbaros: 
 
 
-isótonos: 
 
 
A = ? 
Z = ? 
p+ = ? 
e- = ? 
n0 = ? 
A = ? 
Z = ? 
p+ = ? 
e- = ? 
n0 = ? 
A = ? 
Z = ? 
p+ = ? 
e- = ? 
n0 = ? 
A = ? 
Z = ? 
p+ = ? 
e- = ? 
n0 = ? 
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3) Considere as representações atômicas abaixo : 
 
 
 3x+32 R 
11x+5 5x-8 S 
12x-2 4x +10 T 
10x+35 
 
Sabendo que R e S são isótopos determine os números atômicos e os números de massa 
dos átomos R , S e T . 
 
 
4) Sabe-se que o átomo X é isótopo do 20Ca
41 e isótono do 19K
41 . Qual o número de massa 
de X ? 
 
 
5) Os átomos M e N são isóbaros e apresentam as seguintes características :10+x M 
5x 11+ x N 
4x+8 
 
Determine os números atômicos e os números de massa de M e N. 
 
 
6) Três átomos A , B e C , apresentam respectivamente números de massa pares e 
consecutivos . sabendo que B têm 27 nêutrons e C têm 29 prótons, determine os números de 
massa desses átomos de modo que A seja isótopo de B e isótono de C . 
 
7) Num exercício escolar, um professor pediu a seus alunos que imaginassem um átomo que 
tivesse o número atômico igual ao seu número de chamada e o número de nêutrons 02 
unidades a mais que o número de prótons . O aluno número 15 esqueceu de somar 2 para 
obter o número de nêutrons e, conseqüentemente, dois alunos imaginaram átomos isóbaros . 
Determine os números de chamada dos alunos em que este fato ocorreu . 
 
8) Efetue o que se pede : 
 
 
A - Considerando-se as espécies químicas: 
 
 Cl
1- (Z=17 ; A=35) ; Ca0 (Z=20 ; A=40) ; Ca 2+ (Z=20; A=42) ; Co 2+(Z=27 ; A=59) ; Ni 
2+(Z=28; 
 
A=59) ; Zn2+ (Z= 30 ; A=65). 
 
Pode-se afirmar que as espécies que apresentam o mesmo número de elétrons são: 
 
a- Ca e Ca2+ b- Ni 2+ e Zn c- Cl – e Ca2+ d- Ni 2+ e Co2+ e- Co2+ e Zn 
 
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Observação: 
 
 Espécies químicas que apresentam a mesma quantidade de elétrons, são chamadas de 
 ISOELETRÕNICAS (iso = igual ; eletrônicas = elétrons) 
 
 
B- O número de elétrons do cátion X 2+ de um elemento químico X0 é igual ao número de 
elétrons do átomo neutro de um gás nobre G. Este átomo de gás nobre apresenta número 
atômico 10 e número de massa 20 . Qual o número atômico do elemento X0 ? 
 
 
8) O ESTUDO ELEMENTAR DA ELETROSFERA 
 
O Modelo Atômico de Rutherford-Böhr prevê que a eletrosfera de um átomo encontra-se 
dividida em: 
NÍVEIS DE ENERGIA e SUBNÍVEIS DE ENERGIA e, modernamente, há ainda os ORBITAIS 
ATÔMICOS : 
 
 
 
 
 
 
 
 1 a 7 (reais) / s,p,d,f s,p,d,f 
 1 a  (teóricos) 
 
 
 Níveis de Energia 
 
 por exemplo : Ec5 > Ec1 
 
 
 Energia Cinética (Ec) do elétron aumenta 
 
NÚCLEO 
ATÔMICO 
ELETROSFERA NÍVEIS DE ENERGIA 
(camadas eletrônicas) 
SUBNÍVEIS 
DE ENERGIA 
ORBITAIS 
ATÔMICOS 
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- Distribuição Eletrônica de Átomos Neutros na Eletrosfera, em Níveis e em Subníveis 
de Energia: 
 
 “ O Diagrama de Pauling ” ( Linus Carl Pauling ) 
 
 O diagrama de Pauling é um dispositivo que representa a eletrosfera de um átomo e que, 
permite fazer a distribuição dos elétrons dessa eletrosfera em níveis e em subníveis de 
energia . 
 
 
. QUANTIDADE MÁXIMA PERMITIDA DE ELÉTRONS, POR SUBNÍVEL DE ENERGIA : 
 
- subnível “s” : 2 e- => s2 
 
- subnível “p” : 6 e- => p6 
 
- subnível “d” : 10 e- => d10 
 
- subnível “f” : 14 e- => f14 
 
 DIAGRAMA DE PAULING 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 energia aumenta nos 
 subníveis 
 
 
 
 
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 Nível Subnível Representação do Número Máximo de 
Elétrons 
No subnível No nível 
1 1s 1s
2
 2 
2 2s 2p 2s
2
 2p
6
 8 
3 3s 3p 3d 3s
2
 3p
6
 3d
10
 18 
4 4s 4p 4d 4f 4s
2
 4p
6
 4d
10
 4f
14
 32 
5 5s 5p 5d 5f 5s
2
 5p
6
 5d
10
 5f
14
 32 
6 6s 6p 6d 6s
2
 6p
6
 6d
10
 18 
7 7s 7p 7s
2 
7p
6
 2 
 
Exemplos de Aplicação: Fazer a distribuição eletrônica para os seguintes átomos neutros - 
 
 
a) 11Na
0 ( Z = p+ = e- ) 
 
 resolução : 1s2 2s2 2p6 3s1 ( distribuição em níveis  subníveis ) 
 2 8 1 
 K L M 
 
 
b) 19 K
0 ( Z = p+ = e- ) 
 
 
 resolução : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ( distribuição em níveis  subníveis ) 
 2 8 8 1 
 K L M N 
 
 
c) 25Mn
0 ( Z = p+ = e- ) 
 
 
 resolução : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 ( distribuição em subníveis ) 
 
 
 
 agrupamento dos subníveis de um mesmo nível 
 
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 ( distribuição em níveis ou em ordem 
geométrica ) 
 2 8 13 2 
 K L M N 
 
 
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Observação: 
 
- quando o número atômico Z = de 1 a 20 => distribuição em níveis  subnível ; 
 
- quando o número atômico Z > 20 => distribuição em níveis  subníveis ; pode ser feito o 
agrupamento dos subníveis de um mesmo subnível; 
 
 
- Distribuição Eletrônica de Ìons ( Cátions e Ânions ) Monoatômicos na Eletrosfera, em 
Níveis e em Subníveis de Energia 
 
 
Para se fazer a distribuição eletrônica de íons monoatômicos, deve-se fazer a identificação do 
último nível de energia ( última camada ou camada de valência ), e, neste nível, fazer-se a 
retirada ou o acréscimo de elétrons conforme se desejar, para a obtenção da estrutura de um 
cátion ou de um ânion, respectivamente . 
 
Exemplos de Aplicação : Fazer a distribuição eletrônica para os seguintes íons - 
 
 
 a) 11Na
1+ ( cátion sódio ) 
 
 resolução : pode-se obter a distribuição eletrônica do íon, a partir da estrutura de seu átomo 
neutro - 
 
 retira-se 1 e- do subnível 
“s” da última camada 
 
. átomo neutro : 11Na
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s1 
 
. cátion sódio : 11Na
1+ ( Z = p+ > e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
b) 8 O
2- ( ânion oxigênio ) 
 
resolução : pode-se obter a distribuição eletrônica do íon, a partir da estrutura de seu átomo 
neutro - 
 
 
 acrescentam-se 2 e- no subnível “p” da última 
camada 
 
. 8 O
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p4 
 
. 8 O
2- ( Z = p+ < e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
 
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9) O MODELO ATÔMICO ATUAL ( ou Modelo Orbital ) 
 
 
 Os estudos da Física revelam não ser possível a determinação da posição real ( 
localização ) de um determinado elétron da eletrosfera , mas que, entretanto é possível 
conhecer através de estudos matemáticos, uma “região” da eletrosfera onde é muito provável 
que um elétron seja encontrado. Neste sentido, equações matemáticas foram desenvolvidas 
para se tentar compreender o comportamento de um elétron ao redor do núcleo atômico . A 
resolução destas equações matemáticas resultou em conjuntos de pontos que revelam a 
maior probabilidade de se encontrar um certo elétron na eletrosfera . 
 
- ORBITAL ATÔMICO: 
 
É um conjunto de pontos determinados matematicamente em torno do núcleo atômico e, que 
representa, a maior probabilidade de se encontrar um certo elétron . 
 
- TIPOS DE ORBITAIS ATÔMICOS, SUAS GEOMETRIAS E SUAS REPRESENTAÇÕES 
GRÁFICAS: 
 
. Orbital “s” : GEOMETRIA “ ESFÉRICA ” – apenas 01 única orientaçãono espaço 
 
 
 
Representação Gráfica: 
 
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. Orbitais “p”: GEOMETRIA “ BI-LOBULAR ” OU “ HALTERE ” – apresentam 03 
orientações no espaço 
 
Representação Gráfica : 
 
 
. OBS . : um subnível de energia do tipo “p” é formado pela reunião dos 03 orbitais “p” , 
conforme se 
 pode ver na figura abaixo : 
 
 Subnível “p “ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
px py pz 
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. Orbitais “d” : GEOMETRIAS COMPLEXAS – apresentam 05 orientações no espaço 
 
 
 
Representação Gráfica : 
 
 
 
 
. Orbitais “f” : GEOMETRIAS COMPLEXAS – apresentam 07 orientações no espaço 
 
 
 
Representação Gráfica: 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Orbitales_d.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Orbitales_d.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Orbitales_f.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Orbitales_f.jpg
25 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
- QUANTIDADE DE ORBITAIS POR SUBNÍVEL 
 
. 1 SUBNÍVEL “s” é formado por 01 orbital do tipo “s” : 
 
. 1 SUBNÍVEL “p” é formado por 03 orbitais do tipo “p” : 
 
. 1 SUBNÍVEL “d” é formado por 05 orbitais do tipo “d” : 
 
. 1 SUBNÍVEL “f ” é formado por 07 orbitais do tipo “ f “ : 
 
 
- QUANTIDADE MÁXIMA DE ELÉTRONS POR ORBITAL ATÔMICO 
 
Um orbital atômico qualquer comporta no máximo, apenas dois elétrons, como movimentos 
de rotação ( spins ) contrários . 
 
Representação do elétron para os possíveis movimentos de rotação : 
 
 
 
 
 
. 1 orbital “s” : 
 
 
 apenas dois elétrons com movimentos contrários de rotação 
 
 
. 1 orbital “p” : 
 
apenas dois elétrons com movimentos contrários de rotação 
 
 
26 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
- DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELÉTRONS NOS ORBITAIS / PREENCHIMENTO 
DOS ORBITAIS 
 
. “Regra de Hund” 
 
 - Escolher inicialmente o sentido da seta que representará o primeiro elétron que será 
colocado ( a escolha é arbitrária ) ; a seguir, cada orbital restante deverá receber um outro 
elétron de cada vez que possua o mesmo sentido de entrada do primeiro; em uma segunda 
etapa volta-se ao primeiro orbital e completa-se a distribuição com os elétrons que ainda 
restam ser colocados, mas com sentido contrário do primeiro elétron que foi utilizado para 
iniciar o preenchimento . 
 
 Exemplos de aplicação : 
 
 a) ........... 3p4 
 
 ( certo ) 
 
 ( errado ) 
 
 
b) ......... 4d8 
 ( certo ) 
 
 ( errado ) 
 
 
 
 
 
 
 
27 
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- DISTRIBUIÇÃO ELETRÕNICA COMPLETA EM NÍVEIS, SUBNÍVEIS E ORBITAIS 
 
 Exemplos de aplicação: Fazer a distribuição eletrônica completa ( níveis, subníveis e orbitais 
) para os seguintes átomos : 
 
a) 11Na
0 
 
resolução : 1s2 2s2 2p6 3s1 ( distribuição em níveis  subníveis ) 
 
 ( distribuição nos orbitais ) 
 
b) 21Sc
0 
 
 resolução : 
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 (subníveis) 
 
 
 (orbitais) 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 ( níveis ) - agrupamento dos subníveis do mesmo 
nível 
 2 8 11 2 
 K L M N 
 
 
 
 
 
 
28 
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 EXERCÍCIOS 
 
1) Faça a distribuição eletrônica completa ( níveis, subníveis e orbitais ) para os átomos 
neutros dados abaixo : 
 
a- 10Ne
0 f- 16S
0 l - 1H
0 
b- 11Na
0 g- 17Cl
0 
c- 12Mg
0 h- 20Ca
0 
d- 13Al
0 i- 25Mn
0 
e- 8O
0 j- 37Rb
0 
 
2) Dê a distribuição eletrônica ( ou configuração eletrônica ou estrutura eletrônica ) em 
subníveis para os íons monoatômicos abaixo : 
 
a- 11 Na 
1+ f- 15P 
3- 
b- 12 Mg 
2+ g- 8O 
2- 
c- 13 Al 
3+ h- 7N 
3- 
d- 27 Co 
3+ 
e- 30 Zn 
2+ 
 
3) O átomo 14 X apresenta 07 nêutrons. Assim, o íon X 3 - é isoeletrônico do átomo : 
 
a- 4Be b- 7N c- 10Ne d- 11Na e- 17Cl 
 
4) Um cátion metálico trivalente têm 76 elétrons e 118 nêutrons . O átomo do elemento 
químico do qual se originou, apresenta qual número de massa e qual número atômico? 
 
 
 
 
 
 
29 
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Capítulo 3 
 
 
NOÇÕES GERAIS SOBRE A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS 
ELEMENTOS QUÍMICOS 
 
. Na TABELA PERIÓDICA moderna os elementos químicos estão organizados em 
ordem crescente de número atômico ( Z ) . 
 
. Em termos gerais, os elementos químicos constantes da TABELA PERIÓDICA, 
encontram-se classificados como: METAIS; NÃO METAIS; SEMI-METAI ; GASES NOBRES 
e HIDROGÊNIO . 
 
. A TABELA PERIÓDICA é dividida em 18 colunas verticais denominadas FAMÍLIAS OU 
GRUPOS e em 07 fileiras horizontais chamadas de PERÍODOS 
 
. Existem dois tipos de FAMÍLIAS PERIÓDICAS: 
 
- FAMÍLIAS “A” : Elementos Químicos Representativos 
 
- FAMÍLIAS “B” : Elementos Químicos de Transição GASES NOBRES 
 SEMI-METAIS 
 
 H 
 NÃO 
 METAIS METAIS 
 
 
 
 
 
 
 
METAIS 
METAIS 
30 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 famíia 
 
 
 
 período 
 
 A B A 
 
 
 
 
 
 
 
- CARACTERÍSTICAS FÍSICAS GERAIS DOS METAIS, NÃO METAIS, SEMI-METAIS, 
GASES NOBRES E HIDROGÊNIO 
 
 METAIS 
 
- são sólidos em condições ambientes , menos o mercúrio ( Hg ) que é um metal líquido ; 
- são bons condutores de energia ( elétrica, térmica, etc ) ; 
- são dúcteis ( podem ser transformados mecanicamente em fios, tiras ... ) e maleáveis ( 
podem ser transformados mecanicamente em chapas, placas, ... ) ; 
- apresentam um brilho característico denominado brilho metálico ; 
- apresentam a tendência de perder elétrons da última camada para transformarem-se em 
cátions 
 
 NÃO METAIS- os não metais, dependendo do caso, nas condições ambientes, podem se apresentar ou no 
estado sólido (enxofre, carbono, etc.); líquido (bromo) ; ou gasoso (hidrogênio , oxigênio, etc 
...) 
B 
B 
 
31 
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 - via de regra, não são bons condutores de energia; o carbono grafite é uma exceção pois é 
um bom condutor de energia elétrica) 
- não são dúcteis e nem maleáveis; 
- não apresentam brilho metálico (são opacos); 
- os não metais apresentam a tendência de receber ou ganhar elétrons na última 
camada, transformando-se em ânions; 
 
 SEMI-METAIS 
 
-de uma forma geral, apresentam características intermediárias entre os metais e os não 
metais; 
 
 GASES NOBRES 
 
- são estáveis eletronicamente falando, apresentando na camada de valência ( última 
camada ) 08 elétrons ; apenas o gás nobre hélio ( He ) é estável com somente com 02 
elétrons na última camada; 
 
 HIDROGÊNIO 
 
- de uma forma geral não se comporta como nenhum dos elementos citados anteriormente, 
apresentando propriedades e características muito próprias e particulares ; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
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 AS FAMÍLIAS “A” 
 
. FAMÍLIA 1A ( IA ) : Metais Alcalinos - Li , Na , K , Rb , Cs , Fr 
 
Apresentam 1 elétron na última camada e a tendência de perder esse elétron para se 
transformarem-se em cátions monopositivos ( 1 + ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 11Na
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s1 
. cátion sódio : 11Na
1+ ( Z = p+ > e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
 
 - Li 1+ , Na1+ , K 1+ , Rb 1+ , Cs 1+ , Fr 1+ 
 
. FAMÍLIA 2A ( IIA / 12 ) : Metais Alcalinos Terrosos - Be, Mg , Ca , Sr, Ba, Ra 
 
Apresentam 2 elétrons na última camada e a tendência de perder esses elétron para se 
transformarem-se em cátions bipositivos ( 2 + ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 12Mg
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 
 
. cátion magnésio : 12Mg 
2+ ( Z = p+ > e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
 
- Be 2+, Mg 2+ , Ca 2+ , Sr 2+, Ba 2+ , Ra 2+ 
 
 
 
 
 
 
 
33 
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. FAMÍLIA 3A ( IIIA / 13 ) : Família do Boro - B , Al, Ga, In, Tl 
 
Apresentam 3 elétrons na última camada e a tendência de perder esses elétron para se 
transformarem-se em cátions trivalentes positivos ( 3 + ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 13 Al 
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 
. cátion alumínio : 13 Al 
3+ ( Z = p+ > e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
- principal elemento desta família: Al 3+ 
 
. FAMÍLIA 4A ( IVA / 14 ) : Família do Carbono - C , Si , Ge , Sn , Pb 
 
. FAMÍLIA 5A ( VA / 15 ) : Família do Nitrogênio - N , P , As , Sb , Bi 
 
Apresentam 5 elétrons na última camada e a tendência de receberem 3 elétrons nessa 
camada para adquirirem a estabilidade com 8 elétrons ( última camada completa ) , 
transformando-se em ânions trivalentes negativos ( 3 - ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 7 N 
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
 
. ânion nitrogênio : 7 N 
3 - ( Z = p+ < e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
- principais elementos desta família : N0 => N 3 - ; P0 => P 3 - 
 
. FAMÍLIA 6A ( VIA / 16 ) : Família dos Calcogênios - O , S , Se , Te , Po 
 
Apresentam 6 elétrons na última camada e a tendência de receberem 2 elétrons nessa 
camada para adquirirem a estabilidade com 8 elétrons ( última camada completa ) , 
transformando-se em ânions bivalentes negativos ( 2 - ) ; 
34 
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Exemplo: 
 
. átomo neutro : 8 O 
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p4 
 
. cátion oxigênio : 8 O 
2 - ( Z = p+ < e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
- principais elementos desta família: O0 => O 2- ; S 0 => S 2- 
 
. FAMÍLIA 7A ( VIIA / 17 ) : Família dos Halogênios - F , Cl , Br , I , At 
 
Apresentam 7 elétrons na última camada e a tendência de receberem 1 elétron nessa 
camada para adquirirem a estabilidade com 8 elétrons ( última camada completa ) , 
transformando-se em ânions monovalentes negativos ( 1 - ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 17Cl
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
. ânion cloro : 17 Cl 
1- ( Z = p+ < e - ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
- F 1- , Cl 1- , Br1- , I1- , At 1- 
 
. FAMÍLIA 8A ( VIIIA / 18 ) : Família dos Gases Nobres - He , Ne , Ar , Kr, Xe , Rn 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
Capítulo 4 
 
 
LIGAÇÕES ATÔMICAS ou LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
Através das uniões químicas entre átomos e entre íons , formam-se os diferentes e 
diversos tipos de materiais que conhecemos . 
Estas uniões químicas são denominadas Ligações Atômicas ou Ligações Químicas . 
 
. Estabilidade Atômica 
 
 
Observou-se que a chamada estabilidade atômica se dá quando um átomo apresenta 
sua última camada completa com 8 elétrons e, em alguns casos, como o gás nobre Hélio, 
com apenas 2 elétrons nessa camada . 
Nesta situação (última camada completa) um átomo apresenta um baixo conteúdo 
energético que lhe confere uma situação de estabilidade . 
 
 
Graficamente : 
 
 Energia 
 
 E1 átomos isolados ( instáveis ) 
 
 energia diminui 
 
 E2 átomos unidos ( estáveis ) 
 
 E2 < E1 
 
 
36 
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. estabilidade atômica : => última camada completa = > energia 
 
. gases nobres : => átomos naturalmente estáveis 
 
 
 REGRA DO OCTETO 
 
Esta regra prediz que os átomos devem se unir uns aos outros, para poderem adquirir 
uma configuração eletrônica na última camada, semelhante a um gás nobre (com 8 elétrons 
na maioria dos casos ou então, com 2 elétrons e outros) ficando assim estáveis . 
Esta regra vale para muitos casos de uniões atômicas, porém há exceções. 
 
 LIGAÇÃO ENTRE ÍONS – O MODELO DA LIGAÇÃO IÔNICA 
 
A Ligação Iônica é o tipo de união química que se dá entre íons e, mais especificamente, 
entre cátions e ânions, visto que ocorrem forças de atração elétrica entre esta espécies que 
as mantém “ ligadas “ . 
 
- ESQUEMA DE OCORRÊNCIA DA LIGAÇÃO IÔNICA : 
 
 transferência de elétrons 
 
 METAL NÃO METAL / HIDROGÊNIO 
 
 perde elétrons ganha elétrons 
 
 CÁTION (+) ............................... ÂNION ( - ) 
 
 Força de Atração Elétrica 
 
 Ligação Iônica 
37 
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. Exemplo: Ligação Iônica entre os íons sódio ( Na + ) – METAL IA e Cloro ( Cl - ) – NÃO 
METAL VIIA 
 
 
11Na
0 : 1s2 2s2 2p6 3s1 => 11Na
1+ : 1s2 2s2 2p6 
 1 e- => 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 => 17Cl
1- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6=> Na1+ ......... Cl1- => Fórmula Iônica ( F.I ) : Na1+Cl1- ou NaCl(s) 
 
 força de atração elétrica Cloreto de sódio / sal de cozinha 
 Ligação Iônica composto iônico 
 
 
- AGLOMERADO IÔNICO / RETÍLCULO CRISTALINO: 
 
Os compostos iônicos ao se formarem têm os seus cátions e ânions aglomerados e 
compactados em uma estrutura denominada aglomerado iônico ou retículo cristalino ou 
grade cristalina. Cada grade cristalina de cada composto iônico apresenta uma forma 
geométrica definida e característica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 Exemplo: Na grade cristalina do cloreto de sódio (sal de cozinha), os cátions e ânions 
encontram-se aglomerados numa estrutura geométrica cúbica, conforme mostra o modelo 
abaixo: 
 
Estrutura Cristalina cúbica do NaCl. As esferas 
maiores representam os ânions Cloro ( Cl1-) e as 
menores, os cátions Sódio (Na1+) . 
Os cátions e ânions estabelecem entre si a 
proporção 1:1. 
 
 
 
- PROPRIEDADES GERAIS DOS COMPOSTOS IÔNICOS : 
 
. os compostos iônicos são sólidos (sólidos iônicos) em condições ambientes; 
. os compostos iônicos são, via de regra, formados por metal ligado a não metal 
. apresentam elevados pontos de fusão e de ebulição , pois a forças de atração elétrica que 
mantém os cátions e ânions unidos, são muito intensas e os mantém muito compactados; 
. geralmente, são solúveis em água . 
 
 
Exemplo : NaCl ( s ) - { Ponto de Fusão ~ 800 0C ; Ponto de Ebulição ~ 1400 0C 
 
. os compostos iônicos quando na forma sólida ( nas condições ambientes ) não são 
condutores de energia elétrica ; 
 
 
39 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
. os compostos iônicos quando dissolvidos na água, formam sistemas capazes de conduzir 
corrente elétrica, denominados Eletrólitos ou Soluções Eletrolíticas ; 
 
 
 lâmpada => NÃO ACENDE 
 
 + - 
 
 NaCl (s) 
 
 
 
 Lâmpada => ACENDE 
 água + - 
 dissociação iônica 
 Na+ Cl- 
 separação dos íons 
 eletrólito ou solução eletrolítica 
 NaCl(s) de NaCl 
 
 
- A REPRESENTAÇÃO QUÍMICA DE UM COMPOSTO IÔNICO – A FÓRMULA IÔNICA: 
 
Um composto iônico pode ter o seu aglomerado iônico ( retículo cristalino ) representado 
através da utilização dos símbolos químicos dos elementos que formam os íons envolvidos . 
Esta representação é denominada FÓRMULA IÔNICA. 
 
. OBTENÇÃO DA FÓRMULA IÔNICA ( F.I ) 
 
- Exemplos : Obter a fórmula iônica dos compostos formados pelos átomos a seguir : 
 
a) 11Na
0 e 17Cl
0 
40 
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resolução: 
 
. Pela Distribuição Eletrônica – 
 
 perde 1 e - 
11Na
0 : 1s2 2s2 2p6 3s1 11Na
1+ : 1s2 2s2 2p6 ( CÁTION ) 
 
 ganha 1 e - 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17Cl
1- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( ÂNION ) 
 
Resposta - Fórmula Iônica ( F. I ) : Na1+Cl1- ou NaCl(s) 
 
. Pelas Estruturas de LEWIS – 
 
 Por esta representação, procura-se mostrar os elétrons da última camada ( perdidos e 
ganhos ) envolvidos na “ligação” . Os elétrons são normalmente representados por pontos 
ou cruzes . 
 
Na – Metal Alcalino => família IA – apresenta 1 e - na última camada / perde 1 elétron ; 
 
Cl – Não Metal => família VIIA – apresenta 7 e – na última camada / ganha 1 elétron ; 
 
 Perde 1e - 
 Xx xx 
 Na . x Cl xx => [ Na ]1+ ..... [ . x Cl xx ]1 - => F. I : Na1+Cl1- ou NaCl(s) 
 xx xx 
 
 
b) 12 Mg
0 e 17Cl
0 
 
resolução: 
 
. Pela Distribuição Eletrônica – 
41 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 perde 2 e - 
12 Mg
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 12Mg 
2+ : 1s2 2s2 2p6 ( CÁTION ) 
 
 ganha 1 e - 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17Cl
1- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( ÂNION ) 
 
porém, são necessários dois átomos de cloro, visto que, de cada vez, um átomo de 
magnésio perde 2 elétrons e, cada cloro ganha 1 elétron : 
 
 
 Resposta : Mg 2+ Cl 1- => F . I : Mg2+Cl2
1- ou MgCl2 
 
 
 .Pelas Estruturas de LEWIS – 
 
Mg – Metal Alcalino Terroso – Família IIA – apresenta 2 e – na última camada / perde 2 
elétrons ; 
 
Cl – Não Metal – Família VIIA – apresenta 1 e – na última camada / ganha 1 e – elétron por 
vez ; 
 
 xx xx 
 x Cl xx [ . x Cl xx ] 1- 
Mg : xx xx 
 => [ Mg ] 2+ = > F . I : Mg2+Cl2
1- ou MgCl2 
 xx xx 
 x Cl xx [ . x Cl xx ] 1- 
 xx xx 
 
 
 
 
42 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
. GENERALIZAÇÃO PARA A OBTENÇÃO DA FÓRMULA IÔNICA: 
 
 - Cátion C X+ ; Ânion AY- 
 
 
 C X+ ……. AY- = > F . I : CXAY 
 
 
OBS . : 
 
- Em uma fórmula iônica, a soma total das cargas elétricas ( cátions e ânions ) deve resultar 
igual a zero . 
 
- Para um elemento químico E , pertencente a uma família periódica A qualquer , é possível a 
identificação desta família , fazendo-se a distribuição eletrônica do um elemento e 
observando-se a configuração de sua última camada . Dessa forma, de um modo geral, tem-
se : 
 
. METAL ( perde elétrons ) 
 
- da família IA, se possuir 1 e- na última camada => perde 1 e- 
- da família IIA, se possuir 2 e- na última camada ; => perde 2 e- 
- da família IIIA, se possuir 3 e- na última camada ; => perde 3 e- 
 
. NÃO METAL ( ganha elétrons ) 
 
- da família VA, se possuir 5 e- na última camada ; => ganha 3 e- 
- da famíla VIA, se possuir 6 e- na última camada ; => ganha 2 e- 
- da família VIIA, se possuir 7 e- na última camada ; => ganha 1 e- 
 
 
43 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 EXERCÍCIOS 
 
1) Através das estruturas de LEWIS, obtenha a fórmula iônica ( F . I ) para : 
 
a- 20Ca e 35Br 
b- 13Al e 8O 
c- 12Mg e 7N 
d- 19K e 8
O 
 
2) Obter as fórmulas iônicas formadas pelos seguintes íons : 
 
 
a- Li1+ ... Br1 - h) Li 1+ ... O 2 - o) Na1+ ... [ Fe(CN)6 ]
4 - 
 
b- Mg 2+ ... F1 - I ) K1+ … ( NO3 )
1 - p) Li1+ ... ( S2O3 )
2 - 
 
c- Ca 2+… O2 - j) Fe 2+ ... ( SO4 )
2 - q) Al 3+ ...( P2O7 )
4 - 
 
d- Al 3+ ... S2 - k) Fe3+ ... ( SO4 ) 
2 - r) Na1+ … ( HCO3 )
1 - 
 
e- ( NH4 )
1+ ... ( CO3 )
2 - l) K 1+ … ( Cr2O7 )
2 – s) ( NH4 )
1+ ... ( PO4 )
3 - 
 
f- Sr 2+ … P3 – m) Na1+ … ( NO3 )
1 - t ) Co3+ … ( SO3 )
2 - 
 
g- Al 3+ ... ( SO4 ) 
2 - n) K 1+ … ( MnO4 )
1 - u) Zn2+ ...( OH )1 - 
 
3) O alumínio ( Z = 13 ) forma com um elemento E um composto na proporção de 1 : 3 . O 
elemento químico E pode ter qual número atômico ? Justifique. 
 
a- 11 b- 3 c- 9 d- 31 e- 5 
 
 
44 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
4) Fazer a distribuição eletrônica dos elementos representados por símbolos genéricos nos 
itens abaixo e indicar se eles possuem a tendência a formar cátion ou ânion . 
Fornecer a carga elétrica que cada íon iria adquirir no caso de estabelecer uma ligação iônica 
com outro elemento. 
 
a- 13A b- 20B c- 7X d- 35Y e- 37M f- 34N 
 
5) Forneça a fórmula iônica de todos os compostos iônicos que podem ser obtidos a partir dos 
cátions e ânions formados pelos elementos fornecidos no exercício anterior ( utilize os 
símbolos genéricos dados ) . 
 
6) Sobre o composto constituído por um elemento do grupo 2 e outro do grupo 17 da tabela 
periódica , é incorreto afirmar que : 
 
a- quando fundido ou em solução, é capaz de conduzir corrente elétrica 
b- é um sólido cristalino com alto ponto de fusão 
c- é insolúvel em água 
d- sua fórmula iônica pode ser representada por : AB2 
e- é formado pela atração elétrica entre pares iônicos 
 
7) Dentre as fórmulas químicas abaixo, indique aquelas que representam substâncias iônicas 
: 
 
K2O ; H2O ; H2S ; CO2 ; N2O5 ; Cl2O7 ; NaNO2 ; Ba(NO3)2 ; NaOH ; CaCl2 
; HNO3 ; Al2O3 ; CuSO4 ; CH4 ; C3H8 ; K2Cr2O7 ; Mg(OH)2 ; C2H6O ; KBr ; 
( NH4 )2CO3 ; CaCO3 ; C2H2 ; SO3 ; Na2CO3 ; AlF3 ; LiH ; H2SO4 
 
 
 
 
 
 
45 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 LIGAÇÃO COVALENTE – O MODELO DA LIGAÇÃO MOLECULAR : 
 
A chamada LIGAÇÃO COVALENTE ou LIGAÇÃO MOLECULAR, é o tipo de união química 
que se dá entre átomos que apresentam a tendência de receber elétrons. Estas ligações 
atômicas ocorrem devido ao compartilhamento de pares de elétrons entre os átomos 
ligantes . 
De uma forma geral e principal, pode-se dizer que uma ligação covalente ocorre quando : 
 
- NÃO METAL se liga a um NÃO METAL 
- NÃO METAL se liga a HIDROGÊNIO 
 
Exemplo : união entre átomos de Bromo ( Br ) - halogênio, família VIIA 
 
 xx xx 
 xx Br x x Br xx => Br – Br 
 xx xx 
 
 par covalente compartilhado 
 
10) Ligação Covalente e suas Representações através de Fórmulas Químicas 
 
Fórmula Eletrônica de Lewis ( F.E ) Fórmula Estrutural Plana ( F.E.P ) Fórmula Molecular ( 
F .M ) 
 
 xx xx 
 xx Cl x x Cl xx Cl – Cl Cl2 
 xx xx 
 1 ligação cov. simples 
 xx 
 H x x Cl xx H – Cl HCl 
 xx 
 1 ligação cov. simples 
46 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
Fórmula Eletrônica de Lewis ( F.E ) Fórmula Estrutural Plana ( F.E.P ) Fórmula Molecular ( 
F .M ) 
 
 . . . . 
 O : : O O = O O2 
 . . . . 1 ligação cov. dupla 
 
 xx xx 
 x x 
 N x x N N  N N2 
 x x 
 1 ligação tripla 
 
 . . . . 
 O : : C : : O O = C = O CO2 
 . . . . 
 2 ligações cov. duplas 
 
- Conceito de Molécula 
 
MOLÉCULA é um conjunto de átomos unidos por ligação covalente, cuja carga elétrica total 
de sua estrutura é zero, ou seja , uma molécula é sempre um sistema eletricamente neutro . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
- PROPRIEDADES GERAIS DOS COMPOSTOS COVALENTES ( ou MOLECULARES ) : 
 
. dependendo do caso um composto molecular pode se apresentar, nas condições ambientes, 
ou no estado gasoso, ou no estado líquido, ou no estado gasoso : 
 
 Substância Fórmula Molecular Estado Físico ( a 25 0C e 1 atm ) 
 Gás hidrogênio H2 (g ) gasoso 
 Água H2O(l) líquida 
 Sacarose C12H22O11 sólido 
 
 
. quando comparado com os compostos iônicos, os compostos moleculares apresentam 
baixos pontos de fusão e de ebulição ; 
. alguns compostos moleculares são solúveis em água, outros não ; tudo depende da 
natureza química do composto molecular e das condições em que se dá a dissolução ; 
. dependendo da natureza química do composto covalente, ele pode ou não formar eletrólitos 
, conduzindo ou não corrente elétrica ( fundido ou dissolvido na água ) ; 
 
- Dissolução da sacarose / C12H22O11 
 lâmpada não acende 
água 
 
 dissolução 
 
 
 moléculas de sacarose moléculas de sacarose dissolvidas 
 ( solução não eletrolítica ) 
 
Na dissolução das moléculas de sacarose na água, há apenas a separação dessas partículas 
e a sua distribuição por entre as moléculas do solvente ( água ), sem no entanto haver 
qualquer tipo de modificação na estrutura química das moléculas do açúcar . 
48 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 água 
- Dissolução de HCl em água : H – Cl H+ ( aq ) + Cl- ( aq ) 
 
 lâmpada acende 
água 
 ionização 
 H – Cl (l) H+(aq) Cl-(aq) 
 
 
 moléculas de HCl íons produzidos durante a dissolução( solução eletrolítica ) 
 
 
. IONIZAÇÃO: é o processo de formação de íons que ocorre quando certas substâncias 
moleculares são dissolvidas na água ; a presença da água é determinante na formação dos 
íons . 
 
 
 O MODELO DA “ LIGAÇÃO COORDENADA ” OU “ LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA ” 
 
A chamada ligação COVALENTE DATIVA, é um tipo de ligação covalente que ocorre quando 
um dos átomos ligantes, que já atingiu a estabilidade com 8 elétrons na última camada, se 
une a um outro átomo envolvido na ligação e que, necessita ainda, de 2 elétrons para 
completar a sua camada de valência. O átomo que já adquiriu estabilidade por meio de 
ligações covalentes anteriores, compartilha um de seus pares de elétrons com o átomo 
que dele necessita . 
Essa ligação não difere em nada da ligação covalente estudada anteriormente, a não ser pelo 
fato de que o par de elétrons compartilhado, ser proveniente do átomo que já se encontra 
previamente estabilizado. 
 
 
 
49 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 . . . . . . . . 
 : A : B : => : A : B : 
 . . . . . . . . 
 átomo já previamente átomo instável 
 estável par dativo compartilhado 
 
OBS . : 
 
. a ligação dativa é indicada por um seta orientada no sentido do átomo que já é estável 
previamente, para o átomo que necessita compartilhar o par de elétrons , porém , a sua 
indicação também pode ser feita por traços assim como na “ ligação covalente normal ” ; 
 
. no instante da ligação, num primeiro momento, átomos iguais não apresentam a tendência 
de se unirem ; 
 
 
Exemplo : formação das ligações na molécula do gás dióxido de enxofre SO2 
 
 . . . . . . 
 : O : : S : O : ; O = S O 
 . . 
 fórmula eletrônica de Lewis fórmula estrutural plana 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 EXERCÍCIOS 
 
11) Dadas as fórmulas moleculares abaixo, montar as fórmulas eletrônica ( F. E ) e 
estrutural plana( F.E.P ) ), para cada caso . Utilize a Tabela Periódica para o conhecimento 
das famílias periódicas dos elementos envolvidos nas ligações . 
 
a- H2 f- CS2 l- C2H6 q- C2H2 
b- O2 g- C2H4 m- O3 r- ( NH4 )
+ 
c- N2 h- PCl3 n- SO2 s- ( H3O )
+ 
d- HCl i- NH3 o- SO3 t- BeCl2 ( atenção ) 
e- Br2 j- H2O p- CO u- BF3 ( atenção ) 
 
 
. ATENÇÃO: 
 
- o átomo de Be fica estável com apenas 4 elétrons na última camada ; 
 
- o átomo de B fica estável com apenas 6 elétrons na última camada ; 
 
 
 As Ligações Covalentes e as Substâncias do tipo “ HxEyOz” ( ácidos oxigenados ) 
 
Os modelos das ligações covalente normal e dativa são muito úteis para explicar a estrutura 
molecular dos ácidos oxigenados, representados genericamente por HxEyOz . 
 
- ROTEIRO BÁSICO PARA A MONTAGEM DAS FÓRMULAS ESTRUTURAIS DE 
SUBSTÃNCIAS DO TIPO HxEyOz: 
 
 
 
 
 
51 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
1º - Estabelecer ligações covalentes normais entre os átomos de hidrogênio e de oxigênio , 
formando grupos “ – OH “ ; devem ser montados tantos grupos – OH quantos forem 
possíveis, de acordo com a quantidade de átomos de hidrogênio e de oxigênio presentes na 
molécula ; 
 . . 
 . O . . H 
 . . 
 
2º - Ligar os grupos -OH no átomo central “ E “ ; 
 
 
3º - Após todos os grupos – OH terem sido ligados ao átomo central, se ainda restarem 
átomos a serem ligados, estes devem ser unidos também ao átomo central : por ligações 
covalentes normais de este ainda não tiver sido estabilizado completamente pelos grupos – 
OH ou por ligações covalentes dativas se o átomo central já estiver estável ; 
 
 
Exemplo : Montar as fórmulas eletrônica ( F .E ) e estrutural plana ( F .E . P ) para o ácido 
de fórmula molecular H2SO4 . Consulte a Tabela Periódica para o conhecimento das famílias 
periódicas dos átomos dos elementos envolvidos . 
 
Resolução : 
 
. pela consulta à Tabela Periódica, tem-se que : H ( “ IA “ ) ; O e S ( VIA ) 
. o H2SO4 apresenta 2 átomos de H e 4 átomos de O, portanto é possível a montagem de 2 
grupos -OH , restando 2 átomos de oxigênio : 
 
 
 
 
 
52 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
1º . Passo do roteiro : montagem dos grupos – OH 
 
 . . 
 H O = > . O . x H 
 H2SO4 . . 
 
 . . 
 H O => . O . x H 
 . . 
 O 
 
 O 
 
 
2º Passo do roteiro : ligar os grupos – OH no átomo central ( S ) 
 
 
 
 . . xx . . 
 H x . O . x S x . O . x H 
 . . xx . . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
3º . Passo do roteiro : ligação dos átomos restantes ( de O ) ao átomo central 
 
Como com a ligação dos grupos –OH ao átomo central de S , este já se estabiliza com 8 
elétrons na última camada, os átomos restantes de O só podem ser ligados a ele por ligação 
covalente dativa . 
 
 . . 
 : O : 
  
 . . xx . . 
 H x . O . x S x . O . x H 
 . . xx . . 
  
 : O : 
 . . 
 fórmula eletrônica 
 
 
 O H – O O 
 
 H – O – S – O – H ou S 
 
 H – O O 
 
 fórmula estrutural plana 
 
 
 
 
 
 
54 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
Observação: Exceções comuns – Ácidos Oxigenados do Fósforo 
 
 O 
 
. H3PO2 H – O – P – H 
 
 H 
 O 
 
. H3PO3 H – O – P – O – H 
 
 H 
 
 EXERCÍCIOS 
 
12) Dadas as fórmulas moleculares a seguir dosácidos oxigenados, montar as fórmulas 
eletrônica ( F. E ) e estrutural plana ( F.E.P ), para cada caso . Utilize a Tabela Periódica para 
o conhecimento das famílias periódicas dos elementos envolvidos nas ligações . 
 
a- HNO2 h- HClO2 
b- HNO3 i- HClO3 
c- H2CO3 j- HClO4 
d- H3PO4 k- HCNO 
e- H3PO3 
f- H3PO2 
g- HClO 
 
 
 
 
 
 
55 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 Ligações Covalentes – O Modelo da Teoria dos Orbitais Moleculares ( T .O .M ) 
 
Quando os átomos se unem por ligação covalente para a formação de uma molécula, os 
pares de elétrons por eles compartilhados, se formam a partir da interpenetração dos orbitais 
atômicos das eletrosferas desses átomos, que contém os elétrons ligantes . 
Portanto, quando da formação de uma molécula, haverá o surgimento de uma “região” do 
espaço em torno dos núcleos dos átomos que se ligam, originada pelo entrosamento dos 
orbitais atômicos, na qual será máxima a probabilidade se “encontrar” os pares de elétrons 
compartilhados . Esta “região” é denominada Orbital Molecular e, a teoria que prevê a 
formação destes orbitais é chamada Teoria dos Orbitais Moleculares . 
 
Orbital Molecular : é a região do espaço em torno dos núcleos dos átomos que formam uma 
molécula, na qual é máxima a probabilidade de se encontrar os pares de elétrons que são por 
eles compartilhados . 
 
 
- FORMAÇÃO DE MOLÉCULAS SIMPLES PELA “ T. O . M “ 
 
1) Formação da molécula do gás hidrogênio : H2(g) / H – H 
 
  (s+s) 
 1H
0 : 1s1 ... 
  => + => 
 1H
0 : 1s1 ... 
 O.A O.A O .M 
 H H H – H 
 
 
 
 
 
 
 
56 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
2) Formação da molécula do gás cloro : Cl2(g) / Cl – Cl 
 
 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
  
 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
 
 
 
 
  (p+p) 
  (p+p ) 
 
 => 
 
 O .M 
 
 Cl – Cl 
 
 O.A O.A 
 C l Cl 
 
 
3) Formação da molécula de HCl / H – Cl : 
 
 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
  => 
1H
0 : 1s1 ................................................................. 
 
57 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 
 
 
 
 + 
 
 
 
 O . A O . A 
 H Cl 
 
 
 
  (s+p) 
 
 
 
 
 
 
 O . M 
 H – Cl 
 
 
 
4) Formação da molécula do oxigênio gasoso : O2(g) / O = O 
 
 
8O
0 : 1s2 2s2 2p4 
 
   => 
 
8O
0 : 1s2 2s2 2p4 
58 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 + 
 
 
 
 
 
 O . A O . A 
 
 O O 
 
 
  (p+p) 
 
 
 
 
  (p+p) 
 
 
 
 
 
 
 
 O .M 
 O = O 
 
 
5) Formação da molécula de nitrogênio gasoso : N2(g) / N  N 
 
 
7N
0 : 1s2 2s2 2p3 
 
 
    => 
 
 
7N
0 : 1s2 2s2 2p3 
 
 
59 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 
 
 
 
 + 
 
 
 
 
 
 
 O . A O . A 
 N N 
 
 
  (p+p) 
 
 
 
  (p+p) 
 
  ( p + p )O . M 
 
 N  N 
 
. Classificação das Ligações Covalentes segundo o entrosamento dos orbitais 
 
 
 Ligação Covalente SIGMA (  ) : ocorre pelo entrosamento ( interpenetração ) frontal de 
orbitais, 
 
ou seja, pela interpenetração de orbitais ao longo de um mesmo eixo . 
 
 
  ( s+s )  ( s+p )  ( p+p ) 
 
 
 
60 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 
 Ligação Covalente PI (  ) : ocorre pelo entrosamento ( interpenetração ) paralela de 
orbitais , ou 
 
seja, pela interpenetração de orbitais em eixos laterais . 
 
 
  (p+p) 
 
 
 
 + => ou + =>  
(p+p) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pela observação dos esquemas de formação de moléculas simples, vistos anteriormente, 
pode-se generalizar que : 
 
 
    
 A – B ; A = B ; A  B 
   
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 EXERCÍCIOS 
 
 
1) O que se entende por orbital atômico ? E orbital molecular? 
 
 
2) Escreva os significados da notações abaixo : 
 
.  ( s+s )  ( s+p )  ( p+p )  (p+p) 
 
 
3) Qual a diferença entre uma ligação  ( p+p ) e  (p+p) ? 
 
 
4) Indique nas estruturas abaixo, as ligações sigma e as ligações pi : 
 
 H 
 | 
a- O b- H – O – N = O c- H – C  C – H d- H – C – H e- H – C = C – H 
 / \ | | | 
 H H H H H 
 
 
g- O = C = O 
 
 
5) Faça a montagem das moléculas abaixo, de acordo com a Teoria dos Orbitais Moleculares 
( como 
os exemplos mostrados anteriormente ) . Consulte a Tabela Periódica para o conhecimento 
dos números atômicos dos elementos envolvidos em cada caso . 
 
a- H2O d- OF2 
 
b- PH3 e- F2 
 
c-NCl3 f- HNO2 ( * desafio ) 
 
 
 
 
62 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 A LIGAÇÃO METÁLICA – O MODELO DA LIGÃÇÃO ENTRE METAIS 
 
É basicamente o tipo de ligação que ocorre entre os metais e, que se dá, pela força de 
atração elétrica verificada entre os íons ( cátions ) formados pelos átomos do metal e os 
elétrons livres que são “desprendidos” de sua camada de valência . 
 
 Exemplos: 
 Mar de elétrons ou nuvem eletrônica 
 
 
 
. Representação: Me ou Men ( n é um nº indeterminado ) 
 
Obs.: A ligação metálica não segue a Regra do Octeto 
 
 
 
 
 
http://profs.ccems.pt/PauloPortugal/CFQ/Investigando_a_Estrutura_das_Molculas/Estrutura_das_Molculas.html
63 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
Capítulo 5 
 
 
GEOMETRIA DE MOLÉCULAS SIMPLES 
 
- TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÕNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA 
 
De acordo com essa Teoria, existem forças de repulsão elétrica entre os pares de 
elétrons ligantes ( compartilhados ) ou não ( não compartilhados ) das camadas de valência ( 
última camada ) dos átomos que se unem para a formação das moléculas, conferindo a estas 
um certo aspecto geométrico . 
 
. QUADRO RESUMO DE GEOMETRIA MOLECULAR 
 
Número de pares de elétrons em torno do 
átomo central 
Disposição dos pares de elétrons, ângulo 
entre eles e geometria molecular 
02 pares A – B – A 1800 LINEAR 
 
03 pares 
 . . 
 B 
 A A ângulo  ANGULAR 
 
 A 
 | 
 B 1200 TRIANGULAR 
 A A ou TRIGONAL PLANA 
 
04 pares 
 . . 
 B ângulo  ANGULAR 
 A . . A 
64 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 . . 
 B PIRAMIDAL 
 A | A 
 A 
 
 A 
 
 B 1090 28’ TETRAÉDRICA 
 A A 
 A 
 
 
. OBS. : 
 
- Toda Molécula diatômica ( biatômica ) apresenta geometria LINEAR ; 
- Para efeito da determinação da geometria molecular, as ligações duplas ( = ) , triplas (  ) e 
dativas ( ) devem ser contadas como se fossem um único par compartilhado ; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
65 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 EXERCÍCIOS 
 
1) Complete o quadro : 
 
Fórmula Molecular 
(FM) 
Fórmula Eletrônica 
(FE) 
Fórmula Estrutural 
Plana ( FEP ) 
Geometria 
 
H2 
 
H . . H 
 
H – H 
 
Linear 
O2 
H2O 
NH3 
CH4 
CO2 
BF3 
BeH2 
H2S 
CCl4 
HCCl3 
N2 
SO2 
O3 
SO3 
PCl3 
HCl 
CO 
HCN 
 
 
 
 Recomendação: por uma questão de espaço, resolva este exercício no caderno 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
66 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
2) Represente as fórmulas eletrônica e estrutural plana dos ácidos oxigenados abaixo, 
determinando 
a geometria de suas moléculas e indicando a quantidade de ligações sigma e pi presentes na 
estrutura de cada um deles. (Consulte a Tabela Periódica para o conhecimento das famílias 
periódicas dos elementos envolvidos em cada caso) . 
 
a – H2CO3 b- HNO3 c- H2SO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
67 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
Capítulo 6 
 
POLARIDADE 
 
- ELETRONEGATIVIDADE ( EN ) 
 
 É a força de atração que átomos ligantes exercem sobre os pares de elétrons que estão 
sendo compartilhados entre eles . 
 
 A x x B 
 força de atração do átomo A força de atração do átomo B 
 sobre o par sobre o par 
 Eletronegatividade do átomo A Eletronegatividade do átomo B 
 
. Variação da Eletronegatividade na Tabela Periódica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 As setas indicam o sentido de aumento da EN