Livro de Química Geral pdf.

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QUÍMICA 
I
PROF.A ELISA RAFAELA
BONADIO BELLUCCI
“A Faculdade Católica Paulista tem por missão exercer uma 
ação integrada de suas atividades educacionais, visando à 
geração, sistematização e disseminação do conhecimento, 
para formar profissionais empreendedores que promovam 
a transformação e o desenvolvimento social, econômico e 
cultural da comunidade em que está inserida.
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emissão de conceitos.
Diretor Geral | Valdir Carrenho Junior
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SUMÁRIO
AULA 01
AULA 02
AULA 03
AULA 04
AULA 05
AULA 06
AULA 07
AULA 08
AULA 09
AULA 10
AULA 11
AULA 
PRÁTICA 1
AULA 
PRÁTICA 2
AULA 
PRÁTICA 3
AULA 
PRÁTICA 4
AULA 
PRÁTICA 5
05
17
28
39
50
62
73
85
96
106
118
129
135
139
141
145
INTRODUÇÃO À QUÍMICA
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA
PROPRIEDADES PERIÓDICAS E LIGAÇÃO QUÍMICA I 
LIGAÇÃO QUÍMICA II - FORÇA INTERMOLECULAR
INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA
FUNÇÕES INORGÂNICAS
TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR E REAÇÕES QUÍMICAS
REAÇÕES QUÍMICAS EM SOLUÇÃO AQUOSA
SOLUÇÕES E SOLUBILIDADE
CINETICA E EQUILIBRIO QUÍMICO
EQUILÍBRIO QUÍMICO II
INTRODUÇÃO À QUÍMICA EXPERIMENTAL
PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURA
MOLÉCULAS POLARES E APOLARES
PREPARAÇÃO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÃO
ÁCIDOS, BASES E SAIS
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INTRODUÇÃO
A disciplina de Química Geral é composta por aulas teóricas e práticas a fim de 
apresentar ao aluno os fundamentos relacionados à química. Os conhecimentos 
adquiridos servirão de base para as demais disciplinas do curso de Engenharia Civil, 
pois será apresentada a linguagem empregada na Química e ensinado como respeitar 
as regras, convenções e notações, além disso, os conhecimentos adquiridos servirão 
para melhorar o raciocínio químico e a atuação profissional do aluno egresso.
Por que devemos estudar química? Simplesmente pelo fato de que há Química 
em tudo que nos cerca. O estudo da Química torna possível melhorar a qualidade 
de vida das pessoas, pois através dela podem ser desenvolvidos novos materiais 
para indústria, novos equipamentos, remédios eficientes e tratamentos para certas 
doenças, aumentando a expectativa de vida. A Química é empregada na conservação de 
alimentos, na agricultura, na construção civil, na indústria farmacêutica e de cosméticos, 
entre outras centenas de processos. Saber sobre química é mais do que apenas 
memorizar conceitos e fórmulas, mas saber aplicar os conhecimentos aprendidos no 
seu cotidiano de forma a preservar o meio ambiente e contribuir para a construção 
de um mundo melhor. 
Durante este curso, serão apresentadas as teorias atômicas, a tabela periódica e suas 
propriedades, estudo da matéria com suas transformações e propriedades. Portanto, 
ao final deste curso, você, aluno, será capaz de utilizar a tabela periódica, identificar 
ligações químicas entre átomos e intermoleculares, correlacionar as ligações químicas 
com as propriedades das substâncias, representar fórmulas químicas, identificar os 
tipos de substâncias orgânicas e inorgânicas, as reações químicas. Também será 
possível entender os conceitos de mol, massa atômica, massa molecular. Durante as 
aulas práticas, experimentos serão conduzidos para melhorar a fixação dos conceitos 
aprendidos em aulas teóricas. 
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AULA 1
INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Fonte: https://pixabay.com/photos/periodic-system-chemistry-medical-3014163/
1.1. A importância da química e do estudo científico
As substâncias químicas formam tudo que está à nossa volta, entre elas, nossas 
roupas e nosso corpo. O conhecimento sobre as substâncias químicas do corpo humano 
nos ajuda a entender suas doenças e procurar suas curas, devido a este conhecimento, 
vivemos mais, visto que as doenças passaram a ser geradas a partir do momento 
que todo o processo que as envolvia foi compreendido. A química, conhecida como 
“ciência central” é importante em todas as frentes do estudo científico e é útil na 
compreensão de outras disciplinas como Biologia, Geologia, Ciência dos Materiais, a 
própria Medicina, Física e, em especial, para este curso, as Engenharias.
Mas, do que se trata a Química? Química é a ciência que estuda os conceitos da 
matéria, entre eles, suas propriedades, estruturas e transformações. Já a matéria é 
conhecida como tudo aquilo que ocupa espaço e tem massa. Estamos constantemente 
em contato com a matéria. No entanto, há coisas que podemos observar (enxergar) 
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e que não é matéria, a luz é um exemplo, pois podemos enxergá-la, mas não possui 
massa, portanto não é considerada matéria. 
A química é estudada através da observação de experimentos de medida de 
propriedades de substâncias químicas e suas reações. Através desse experimento é 
elaborado um modelo que tenta explicar o que foi observado pela organização dos 
dados obtidos, mais conhecido como método científico. Nestes modelos, inicialmente, é 
criada uma hipótese sobre um fato baseado em experiência direta que pode ser rejeitada 
ou sustentada através da análise dos dados. Quando a hipótese é confirmada, nasce 
uma teoria. Entretanto, essa teoria não é uma verdade absoluta, visto que os cientistas 
entendem que suas observações podem ser derrubadas por novas explicações. Se 
novos fatos são descobertos e se opõem à teoria existente ou a teoria não passa em 
novos testes, ela pode ser eliminada ou atualizada. As teorias são constantemente 
testadas, algumas foram tão estudadas que se tornaram refinadas ao ponto de serem 
denominadas leis.
1.2. A Matéria
A matéria é estudada através de suas mudanças, e essas variações podem ser físicas 
ou químicas. As propriedades físicas são aquelas que podemos medir sem alterar 
a natureza do material, como por exemplo, massa e densidade. Já as propriedades 
químicas referem-se aos tipos de variações químicas que a substância pode sofrer, 
como por exemplo, corrosão e combustão. 
ANOTE ISSO
Massa é medida através do uso de balança por meio de comparação do objeto 
com algum padrão. Densidade é a razão entre a massa do objeto e o volume que 
ele ocupa. 
Densidade 
g__
L( )= 
massa (g)__________
volume (L)
A matéria pode ser encontrada na natureza em três diferentes estados ou fases: 
sólida, líquida ou gasosa (Figura 1.1).
Os sólidos são rígidos e preservam sua forma mesmo quando colocados em 
recipiente, apresentando forma e volume fixos. Apresentam estrutura extremamente 
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organizada e suas partículas não possuem velocidade, apenas vibram em posições 
fixas;
Os líquidos também possuem volume fixo, no entanto, são fluídos, ou seja, suas 
partículas apresentam velocidade e se adaptam ao recipiente no qual foi colocado 
assumindo sua forma. A estrutura de líquidos são mais ou menos organizadas; 
Os gases, embora fluídos como os líquidos, possuem a capacidade de expandir-se, 
ocupando todo volume do recipiente, pois as partículas se movimentam em todas as 
direções com alta velocidade e sua estrutura é completamente desorganizada. 
A teoria cinético-molecular da matéria diz que toda matéria consiste em partículas 
extremamente pequenas (átomos, moléculas ou íons) que estão em constante 
movimento. Muitas vezes a matéria é uma mistura de substâncias químicas e contém 
um número limitado deelementos. 
Figura 1.1 – Representação das partículas da matéria nos estados sólido, líquido e gasoso. 
Fonte: Feitosa, Barbosa, Forte (2016).
Os átomos são partículas pequenas ao ponto de não poderem se tornar menores. 
Moléculas são grupos de átomos unidos através das ligações químicas (que serão 
estudadas ainda neste curso) formando uma unidade com propriedades distintas do 
átomo. Em um sistema particulado é possível observar a matéria a nível microscópico 
e atingir o nível das partículas que a compõem como átomos e moléculas. 
1.2.1. Substâncias puras e Misturas
As substâncias puras são um tipo de matéria formada por unidades químicas 
iguais, sejam átomos ou moléculas e, por isso, possuem um conjunto de propriedades 
únicas e características que possibilitam ser identificadas e reconhecidas. Exemplos de 
substâncias puras: água, etanol, prata. As substâncias puras podem ser identificadas 
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pelo aspecto, odor, sabor, entre outras propriedades, como ponto de fusão e de ebulição 
(temperaturas que na pressão atmosférica, materiais sólidos se tornam líquidos e 
líquidos se tornam gases, respectivamente). Uma outra característica da substância 
pura é que esta não pode ser separada em duas ou mais espécies diferentes a 
temperaturas ordinárias. 
As misturas possuem duas ou mais substâncias puras que mantêm suas 
propriedades características e que podem ser separadas por técnicas físicas. 
Exemplos de misturas: ar, leite, cimento, etc. As misturas podem ser classificadas 
como homogênea e heterogênea. Quando duas ou mais substâncias se encontram 
na mesma fase, tem-se uma mistura homogênea, também conhecida como solução. 
Quando dissolvemos uma colher de açúcar em água e a composição da mistura é 
a mesma em toda extensão da solução, então temos uma mistura homogênea. O 
mesmo não ocorre quando misturamos limalha de ferro com grãos de areia, pois eles 
se mantêm separados, portanto, trata-se de uma mistura heterogênea. As misturas 
heterogêneas são aquelas em que a mistura não é uniforme em sua composição. Outro 
exemplo de mistura heterogênea, mas que nesse caso parece uniforme aos olhos, é o 
leite, pois mesmo parecendo ter uma textura lisa, uma aproximação revelaria glóbulos 
de gordura e de proteínas no líquido em composição diferente por sua extensão.
As misturas, como dito anteriormente, podem ser purificadas, ou seja, podemos 
separar seus componentes por meio de técnicas físicas como filtragem, no caso de 
uma mistura heterogênea de água com areia ou com o uso de ímã, quando se tem uma 
mistura de areia com limalhas de ferro. Tratando-se de misturas homogêneas, como 
é o caso da solução de água com açúcar, pode-se utilizar técnicas de aquecimento, 
evaporação até a secura e condensação do vapor. 
ISTO ESTÁ NA REDE
Assista a este vídeo e entenda melhor como ocorre a separação de misturas 
homogêneas por destilação simples e fracionada. Disponível em: https://www.
youtube.com/watch?v=qBZ2tngUQGk. Acesso em: 10/08/2021.
Assista a este vídeo e conheça diferentes técnicas para separação de misturas 
heterogêneas. Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=fDK2N-FvwI0. 
Acesso em: 10/08/2021.
https://www.youtube.com/watch?v=qBZ2tngUQGk
https://www.youtube.com/watch?v=qBZ2tngUQGk
https://www.youtube.com/watch?v=fDK2N-FvwI0
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1.2.2. Elementos e compostos
Elementos e compostos podem constituir uma substância. Elemento é o termo 
utilizado para designar uma substância que não pode ser reduzida ou separada a uma 
substância mais simples e são representados por símbolos do alfabeto pelos cientistas 
(sempre com a primeira letra em maiúsculo e a segunda em minúsculo, por exemplo, 
Ag) e podem ter origem do latim (aurum, Au – ouro) ou, em sua grande maioria, do 
inglês. Os elementos são compostos por átomos de apenas um tipo, portanto, o átomo 
é a menor partícula de um elemento. 
Quando há uma substância pura composta por átomos de dois ou mais elementos 
a chamamos de composto químico e suas novas propriedades (cor, dureza, ponto 
de fusão, etc.) substituem as propriedades originais dos elementos. A composição 
do composto pode ser representada pelas fórmulas químicas, como por exemplo a 
água, representada pela fórmula H2O (hidrogênio, H, é seguido do subscrito 2 que se 
refere ao número de átomos de hidrogênio na molécula e o símbolo de oxigênio, O, 
aparece sem subscrito indicando que há apenas um átomo de oxigênio na molécula).
1.3. Estrutura atômica
1.3.1. Modelos atômicos
Modelo Atômico de Dalton (Bola de bilhar)
Fonte: https://pixabay.com/photos/eight-ball-8-ball-8-ball-eight-3721944/
No final do século V a.c., um filósofo grego de nome Demócrito, acreditava que 
toda matéria era formada por partículas muito pequenas e indivisíveis e as chamou 
de átomo, que no grego significa indivisível. No entanto, essa teoria era baseada em 
https://pixabay.com/photos/eight-ball-8-ball-8-ball-eight-3721944/
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crenças. Foi em 1808, que o químico inglês, John Dalton, apresentou a teoria baseada 
em evidências de que:
1. a matéria é formada por pequenas partículas indivisíveis (átomos); 
2. os átomos de um mesmo elemento são idênticos e possuem as mesmas 
propriedades químicas, massa e tamanho; 
3. os compostos químicos são formados por átomos de dois ou mais elementos 
químicos e em qualquer composto a razão entre os números de átomos de 
quaisquer elementos são constantes e quase sempre números inteiros; 
4. reações químicas resultam apenas em rearranjo, separação ou combinação de 
átomos, estes não aparecem e desaparecem, nem mesmo se transformam em 
outro elemento e, por fim, 
5. as moléculas são uma combinação de átomos que agem como uma unidade. 
Para Dalton, os átomos eram esferas maciças e indivisíveis como bolas de bilhar.
Modelo de Thomson
No início do século XIX, cientistas verificaram que a eletricidade causava 
transformações químicas. Dos experimentos realizados pôde-se concluir que a matéria 
possuía algum caráter elétrico. Com a descoberta de elementos que emitem raios 
também se descobriu a radioatividade e estes raios foram chamados de radioativos.
Um estudo realizado em tubos de descarga de gás, conhecido como Tubo de raios 
catódicos, trouxe evidências de que o átomo era constituído de partículas menores 
através dos efeitos da corrente elétrica. Nestes tubos, o ar era removido quase totalmente 
e em cada uma de suas extremidades havia um pedaço de metal que funcionava 
como eletrodos. Quando os tais eletrodos eram submetidos a uma voltagem elevada, 
uma descarga elétrica que fluía do cátodo (eletrodo negativo) para o ânodo (eletrodo 
positivo) era observada. Essas descargas foram denominadas raios catódicos.
Sir Joseph John Thomson foi quem concluiu que o átomo não era uma partícula 
indivisível por meio desses experimentos utilizando os raios catódicos. Para Thomson, 
o átomo era composto por partículas ainda menores que possuíam carga e foi a 
partir daí que surgiu o primeiro modelo atômico baseado na existência de uma massa 
carregada positivamente incrustada com cargas negativas, chamadas de elétrons. 
Thomson comparou este modelo a um pudim de passas. 
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Figura 1.2 – Representação do modelo atômico de Thomson. 
Fonte: Modificado de https://br.pinterest.com/pin/340303315594463073/.
Modelo de Rutherford
De 1907 a 1911, o físico Ernest Rutherford testou o modelo de Thomson através de 
experiências que ajudaram a entender melhor a estrutura do átomo. Sendo o átomo 
eletricamente neutro, partículas carregadas positivamente existiam para que a carga 
líquida do átomo fosse zero, visto que os elétrons possuem carga negativa. Através 
de experimentos no tubo de descarga, observou-se que a massa dessas partículaspositivas era muito maior que as do elétron. Rutherford as chamou de prótons e as 
considerou partículas fundamentais da estrutura atômica.
No modelo atômico de Rutherford, o átomo possui um núcleo central que concentra 
praticamente toda massa do átomo, este núcleo contém cargas eletricamente positivas 
(prótons) e é envolvido por uma nuvem de partículas negativas (elétrons). O modelo 
de Rutherford podia ser comparado ao nosso sistema solar onde o núcleo seria 
representado pelo sol, enquanto os elétrons seriam os planetas. Foi em 1932, que 
um aluno de Rutherford descobriu a existência de uma partícula pesada, com massa 
pouco maior ao próton, e sem carga a qual chamaram de nêutron, estas partículas 
estariam localizadas no núcleo junto aos prótons. 
Teoria de Bohr
Até aqui vimos que os prótons e nêutrons se encontram no núcleo do átomo e 
os elétrons em um espaço ao redor do núcleo. Mas, como os elétrons se distribuem 
nesse espaço extra nuclear? Niels Bohr, em 1913, descobriu que a energia que os 
elétrons possuíam para se movimentar ao redor do núcleo tinham valores específicos 
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e que a menor energia possível é o estado fundamental. Ele sugeriu que o elétron 
se movesse ao redor do núcleo em órbita circular. No entanto, o elétron só poderia 
ocupar determinadas órbitas ou níveis de energia, nos quais ele é estável. Cada nível 
de energia passou a ser representado pela letra n e um número inteiro foi utilizado 
para enumerá-las (1,2,3...) de dentro para fora. Nas próximas aulas este assunto será 
melhor estudado, mas, por hora, tem-se que ter claro que os elétrons estão distribuídos 
em diferentes camadas ao redor do núcleo do átomo.
ANOTE ISSO
Resumo das Teorias: 
Dalton: o átomo é a menor partícula da matéria, maciço e indivisível;
Thomson: átomo divisível, com uma massa carregada positivamente incrustada de 
partículas negativas (elétrons);
Rutherford: o átomo possui núcleo - com prótons (com carga positiva) e nêutrons 
(partículas neutras) - e uma parte extra nuclear onde se encontram os elétrons (com 
carga negativa. 
1.3.2. Estrutura do átomo 
De que são feitos os átomos? Como vimos no modelo atual sobre os átomos, existem 
as partículas subatômicas, portanto, o átomo é constituído de prótons, elétrons e 
nêutrons. O átomo é formado por um centro pequeno e compacto denominado núcleo 
composto por prótons e nêutrons e por uma nuvem dispersa de elétrons conhecida 
como eletrosfera. 
Figura 1.3 – Representação do átomo.
Fonte: https://pixabay.com/illustrations/carbon-hydrogen-atom-molecule-2222968/
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Em um átomo eletricamente neutro, o número de prótons é igual ao número de 
elétrons. Visto que, no próton a carga é positiva e no nêutron, nula, o núcleo possui 
carga positiva e representa quase toda massa do átomo (mais que 99,9%). Importante 
saber que um elétron tem massa 2 mil vezes menor que um próton ou nêutron e estes 
possuem massa semelhante.
Unidade de massa atômica 
O átomo é tão leve que representar seu peso em gramas ou quilogramas não é 
conveniente, portanto, muitas vezes ela é expressada em unidade de massa atômica. 
ANOTE ISSO
1 unidade de massa atômica (u) = 1,6605 10-24 g
Partícula Carga Peso (gramas) Peso (u)
Elétron 1- 9,109383 10-28 0,0005485799
Próton 1+ 1,672622 10-24 1,007276
Neutro 0 1,67492710-24 1,008665
Tabela 1.1 – Propriedades das partículas subatômicas.
Fonte: Kotz et al. (2016, p. 57)
Número atômico (Z)
Todos os átomos podem ser identificados pelo número de prótons e nêutrons que 
neles contém. O número de prótons em um átomo é chamado de número atômico, 
geralmente representado pelo símbolo Z, e identifica o elemento. Atualmente, são 
conhecidos 116 elementos com número atômico entre 1 e 116. 
ANOTE ISSO
Na natureza, cada elemento tem um número de prótons específico para ele, ou seja, 
não existem diferentes elementos com o mesmo número de prótons.
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Número de massa (A)
O próton e nêutron possuem massa equivalentes a 1 u enquanto a massa do 
elétron é muito pequena em comparação às demais partículas subatômicas (Tabela 
1.1), portanto, para determinar a massa de um átomo se faz a contagem apenas 
dos prótons e nêutrons, e, desta forma, obtém-se o número de massa (A). Em geral, 
o número de massa é a soma do número de prótons com o número de nêutrons 
existente no núcleo do átomo.
Sabendo o número de massa e o número de prótons podemos identificar o elemento. 
As informações sobre a estrutura do átomo abordadas podem ser representadas 
utilizando abreviaturas científicas por meio de símbolos, como o mostrado abaixo:
O elemento carbono é representado pela letra C e possui 6 prótons, 6 elétrons 
e 6 nêutrons, consequentemente, número de massa igual a 12 e o chamamos de 
carbono-12. Representado esse elemento utilizando símbolos, temos:
1.4. Íons
Como já mencionado anteriormente, os átomos são eletricamente neutros, já que 
o número de prótons e elétrons são iguais. Quando este número não está igualado, 
ou seja, quando há mais ou menos elétrons do que prótons, cria-se uma diferença 
de carga e a esta nova espécie deram o nome de íon. Previsivelmente, como o íon já 
não é um átomo, estes possuem comportamentos diferentes. 
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Ânion é como chamam os íons carregados negativamente, aquele em que o número 
de prótons é menor que o número de elétrons. Para a espécie oposta, onde o íon 
possui o número de prótons maior que o número de elétrons e consequentemente 
carga positiva foi dado o nome de cátion.
A representação desses íons é similar ao átomo, no entanto, deve ser adicionada 
a carga como índice no lado superior direito do símbolo atômico. A tabela 1.2 traz 
alguns exemplos de cátions ânions e sua nomenclatura. Os cátions têm a palavra “íon” 
adicionada anteriormente ao nome do elemento que o origina, enquanto aos ânions 
também é adicionado o sufixo –eto ao final. 
ANOTE ISSO
O número de prótons no núcleo de um átomo mantém-se sempre o mesmo, não 
existe perda ou ganho de prótons. Para formar o íon, o átomo tem que ganhar ou 
perder elétrons (carga negativa).
Nome do cátion Símbolo Nome do ânion Símbolo
Íon sódio Na+ Íon fluoreto F-
Íon lítio Li+ Íon cloreto Cl-
Íon potássio K+ Íon brometo Br-
Íon magnésio Mg2+ Íon sulfeto S2-
Íon alumínio Al3+ Íon nitreto N3-
Tabela 1.2 – Exemplos de íons e suas nomenclaturas
Fonte: BROWN, HOLME, 2017.
Um átomo pode perder ou ganhar mais de um elétron, como observado na Tabela 
1.2 nos íons magnésio, alumínio, sulfeto e nitreto. Os íons são chamados de íons 
monoatômicos quando contêm apenas um átomo. Íons poliatômicos são formados 
quando dois ou mais átomos se unem para formar um íon como o íon hidróxido (OH-) 
e o íon amônio (NH4
+) que contêm dois átomos.
1.5. Moléculas 
A molécula é uma combinação de dois ou mais átomos unidos através de forças 
químicas ou ligações químicas. Podendo conter átomos de um mesmo elemento ou 
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átomos de mais de um elemento unidos em razão definida e de carga neutra, tal qual 
os átomos.
Fonte:https://pixabay.com/illustrations/bistriflimide-anion-molecule-model-910304/
ANOTE ISSO
Moléculas não são necessariamente compostos químicos, pois em definição 
compostos químicos são formados por dois ou mais elementos. Neste caso, a 
molécula de hidrogênio (H2) não é um composto químico pois é formada pelo 
mesmo elemento. Diferentemente da água que, como dito no item 1.2.2, possui dois 
elementos. 
As moléculas podem ser diatômicas ou poliatômicas, na qual as moléculas diatômicas 
são formadas por apenas dois átomos iguais (O2, N2, I2) ou diferentes (CO, HCl) e as 
moléculaspoliatômicas são formadas por mais de dois átomos que também podem 
ser do mesmo elemento como o ozônio (O3) ou de elementos diferentes como amônia 
(NH3) e a água (H2O).
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AULA 2
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
E TABELA PERIÓDICA
2.1. Como os elétrons se posicionam no átomo
O físico Niels Bohr concluiu que os elétrons da eletrosfera não se moviam livremente 
ao redor do núcleo, e que ao invés disso, ficavam distribuídos em níveis de energia 
ou camadas eletrônicas. Essas divisões da eletrosfera foram representadas por letras 
maiúsculas K, L, M, N, O, P, Q e são associadas aos números quânticos principais 1, 
2, 3, 4, 5, 6 e 7, respectivamente. Em cada nível de energia (n) há um número máximo 
de elétrons que pode ser calculado através da fórmula:
2n2
onde n é o número quântico principal que representa a camada, por exemplo, n=3 
representa a camada M. A tabela 2.1 mostra a distribuição dos elétrons na camada. 
Camada 
e número 
quântico
Número 
de elétrons 
máximo*
Número de elétrons 
máximo com dos 
elementos conhecidos*
K = 1 2 2
L = 2 8 8
M = 3 18 18
N = 4 32 32
O = 5 50 32
P = 6 72 18
Q = 7 98 8
*considerando que até o momento foram descobertos elementos com até 118 elétrons.
Tabela 2.1 – Distribuição dos elétrons nas camadas.
Seguindo um fundamento sobre cargas elétricas, devemos lembrar que as cargas 
opostas se atraem e as cargas semelhantes se repelem. Dito isso, os elétrons (-) 
localizados nas camadas mais próximas do núcleo (+) possuem baixa energia, pois 
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o núcleo os atrai fortemente (exemplo a camada k). Os elétrons mais distantes do 
núcleo, em camadas de numeração mais alta, possuem maior energia e são mais 
fáceis de serem removidos (exemplo a camada Q).
As camadas são divididas em subcamadas (s, p, d, f, g, h, etc.) em ordem crescente 
de energia e, dentro delas, os átomos estão agrupados em orbitais. As orbitais são 
regiões do espaço que podem alocar até 2 elétrons. Essas subcamadas também 
são associadas a números quânticos secundários ou azimutal (l), no caso, 0, 1, 2 e 
3. A Tabela 2.1 mostra a distribuição dos elétrons nas subcamadas. Até o momento, 
os subníveis ou subcamadas ocupadas são o s, p, d e f, os demais ainda não estão 
ocupados. 
Camada e número quântico secundário Número de elétrons máximo*
s = 0 2
p = 1 6
d = 2 10
f = 3 14
Tabela 2.1 – Distribuição dos elétrons nas subcamadas.
Fonte: Adaptado de Feltre (2004).
Outra definição importante para conhecermos melhor sobre a distribuição eletrônica 
é a do número quântico magnético, representado por m, o qual indica o número de 
orbitais em cada subcamada. O número quântico magnético faz relação com o tipo 
de orientação do orbital no espaço. Seus valores são números inteiros que variam de 
–3 a +3, incluindo o zero. 
 
Tabela 2.3 – Representação gráfica dos orbitais s, p, d e f.
Fonte: Própria autoria.
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Já o spin, representa a direção da rotação do elétron no orbital e, para isso, são 
utilizadas flechas para simboliza-los. Lembrando que, nos orbitais pode haver até 
dois elétrons e que os elétrons possuem carga negativa, logo, tendem a se repelir. 
Para evitar esse fenômeno, elétrons de um mesmo orbital apresentam orientações 
opostas de rotação. Quando o elétron está sob a ação de um campo magnético, e sua 
rotação é no sentido horário, convencionou-se que o spin possui valor de +½. Caso 
a rotação seja no sentido anti-horário, o valor é de –½. Assim, mesmo possuindo 
cargas negativas, os elétrons podem estar juntos no mesmo orbital, devido à atração 
magnética formada.
Analisando o número de orbitais que cada subcamada pode ter (Figura 2.2), podemos 
concluir que:
• s² tem 1 orbital e, por isso, 2 elétrons com spins contrários; 
• p6, 3 orbitais e 6 elétrons com spins contrários; 
• d10, 5 orbitais e 10 elétrons com spins contrários; 
• f14, 7 orbitais e 14 elétrons com spins contrários.
Os números quânticos (número quântico principal, número quântico secundário, 
magnético e spin) são uma maneira de mostrar a posição do elétron ao redor do 
núcleo, em sentido figurado, seriam as informações do “endereço” do elétron. Já que 
os elétrons possuem uma posição específica no átomo.
2.1.1. Configuração ou distribuição eletrônica
A configuração eletrônica ou distribuição eletrônica se trata da descrição dos orbitais 
que os elétrons ocupam. Para orbitais que não possuem os dois elétrons, dizemos que 
estão incompletos e que são elétrons isolados ou desemparelhados. Para distribuir 
os elétrons, devemos seguir algumas orientações:
1. Os orbitais são preenchidos pelos elétrons na ordem crescente de energia;
2. Cada orbital deve acomodar até 2 elétrons;
3. Em cada subcamada, primeiro completamos os orbitais com elétrons com spin 
+½, até completar todo os orbitais, e depois voltamos preenchendo os orbitais 
com os elétrons de spin -½, como ilustrado na Figura 2.1. 
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Figura 2.1 – Configuração eletrônica no estado fundamental (mais baixa energia) para um átomo com 7 elétrons (Nitrogênio). 
Fonte: Adaptado de Wikipédia (https://pt.wikipedia.org/wiki/Regra_de_Hund).
Para melhor ilustrar essa representação, mais exemplos são mostrados a seguir:
A partir desses exemplos, chegamos à configuração eletrônica condensada: 
2.1.2. Distribuição eletrônica de Linus Pauling
De acordo com o químico norte-americano Linus Pauling, os elétrons estão distribuídos 
ao longo da eletrosfera respeitando uma ordem energética, que leva em consideração 
o nível e o subnível de energia. Linus Pauling esquematizou um diagrama para mostrar 
como os elétrons se distribuem, de acordo com a ordem energética, este diagrama 
está ilustrado na Figura 2.2.
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Figura 2.2. Diagrama de Linus Pauling e Distribuição eletrônica em ordem crescente de energia.
Fonte: Própria autoria.
Assim, seguindo o diagrama de Pauling, podemos montar a distribuição eletrônica 
de qualquer elemento químico, por exemplo os da Tabela 2.4.
Elemento Z Distribuição eletrônica
Cl (cloro) 17
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
K =2; L=8; M=7
Zr (Zircônio) 40
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s2 4d2
K =2; L=8; M=18; N=10; O=2
Pt (Platina) 78
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d8
K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, O = 16, P = 2
Tabela 2.4. Distribuição eletrônica de diferentes elementos químicos.
Fonte: Própria autoria.
ANOTE ISSO
É importante lembrar que a soma da distribuição dos elétrons, tanto nos subníveis 
como nas camadas, deve resultar no número atômico do átomo ou elemento, como 
mostrado no exemplo acima.
ISTO ESTÁ NA REDE
Para saber mais sobre o químico americano Linus Pauling e seus prêmios Nobel 
faça a leitura da reportagem indicada. Disponível em: https://revistagalileu.globo.
com/Sociedade/Historia/noticia/2021/02/quem-foi-linus-pauling-e-por-que-o-
quimico-ganhou-dois-premios-nobel.html. Acesso em 13/08/2021.
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2.1.3. Camada de valência
Camada de valência é o nome dado ao nível de energia dos elétrons localizados na 
camada mais externa na distribuição eletrônica. Para identificar a camada de valência, 
primeiro os elétrons devem ser distribuídos em ordem energética através do uso do 
Diagrama ilustrado na Figura 2.2, em seguida, eles devem ser organizados por camadas. 
Desta forma, fica mais fácil observar o número de elétrons da camada de valência. 
Os elétrons localizados na camada de valência são os responsáveis pelas ligações 
químicas e são denominados elétrons de valência, além disso, esses elétrons são 
utilizados na estrutura de Lewis. 
A Estrutura de Lewis, como o nome já diz, foi a representaçãoelaborada pelo químico 
Gilbert Lewis. Esta notação mostra o símbolo do elemento químico rodeado por pontos 
iguais representando os elétrons na camada de valência do átomo deste elemento (o 
número de pontos é exatamente igual à quantidade de elétrons de valência). O núcleo 
e as camadas preenchidas de elétrons do átomo são representados pelo símbolo do 
elemento (Figura 2.3). A Estrutura de Lewis será muito importante quando no estudo 
das ligações químicas. 
Figura 2.3 – Estrutura de Lewis para os átomos dos elementos Bromo, Nitrogênio, Selênio e Cálcio. 
Fonte: Wikipédia (https://pt.wikipedia.org/wiki/Estrutura_de_Lewis).
ANOTE ISSO
Não se pode encontrar a camada de valência sem que antes seja feita a distribuição 
dos elétrons em ordem crescente de energia
Por volta do ano de 1916, Lewis, em conjunto com o cientista Walter Kossel, 
perceberem a existência de um grupo de átomos que se encontravam isolados, e 
que não participavam de ligações químicas. A esse grupo foi dado o nome de gases 
nobres. Mas, o que isso tem a ver com camada de valência? Pois bem, foi descoberto 
que na camada de valência desses átomos havia oito elétrons que a preenchiam, 
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com exceção do Hélio (He), que possui 2 elétrons na última camada. A esse fato foi 
relacionada a estabilidade desses átomos e essa teoria ficou conhecida como regra 
do octeto.
2.1.4. Distribuição eletrônica para íons
Íons são os átomos que ganharam ou perderam elétrons na camada de valência, 
pois esses elétrons apresentam maior energia e estão mais distantes do núcleo, assim, 
a distribuição eletrônica dos íons se mantém semelhante à dos átomos. No entanto, 
para realizar a distribuição eletrônica de um cátion, fazemos primeiro a distribuição 
eletrônica do átomo neutro e em seguida tiramos o elétron mais externo, já que o cátion 
é resultado da perda de elétrons. Por exemplo: o cálcio tem a seguinte configuração 
eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 4s2 (20 elétrons). O íon cálcio é resultado da perda de 
2 elétrons (Ca2+), tendo assim a seguinte configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
(18 elétrons).
Fazemos o mesmo para realizar a distribuição eletrônica de um ânion, porém 
adicionamos o elétron. O ânion formado pelo cloro possui distribuição eletrônica igual 
a 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Quando o cloro recebe um elétron, tornando-se o ânion Cl-, sua 
configuração passa a ser: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Resumindo, a distribuição eletrônica 
consiste em colocar ou retirar elétrons da camada de valência, após feita a distribuição.
2.2. Tabela Periódica
2.2.1. Origem 
Por volta dos anos 1930, teve-se a primeira observação de que haviam elementos 
com propriedades iguais e números atômicos semelhantes. Os cientistas procuraram 
encontrar um padrão sobre esses comportamentos. Em 1864, um cientista inglês 
fez uma nova tentativa de organizar os elementos, onde os elementos químicos 
com propriedades similares foram distribuídos em linhas horizontais contendo sete 
elementos cada um em ordem crescente de massas, no entanto, essas ideias foram 
rejeitadas, mas foram consideradas as precursoras das ideias de Mendeleev, anos 
mais tarde.
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Mendeleev foi quem, em 1869, desenvolveu a tabela periódica que é utilizada até 
hoje (Figura 2.4). Nesta tabela, os elementos foram distribuídos em ordem crescente 
de massa atômica, iniciando com o hidrogênio. Observou-se uma periodicidade e uma 
regularidade quando os elementos foram organizados, dando o nome de lei periódica. 
O mais interessante da tabela de Mendeleev foi sua ideia em deixar espaços vazios na 
tabela, como se previsse que novos elementos existentes fossem descobertos, o que 
realmente aconteceu. A tabela periódica ajudou e ajuda até hoje o estudo da química.
Li
3
6,94
número atômico
símbolo químico
nome
peso atômico (massa atômica relativa)
Tabela periódica
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Licença de uso Creative Commons BY-NC-SA 4.0 - Use somente para fins educacionais
Caso encontre algum erro favor avisar pelo mail luisbrudna@gmail.com
Versão IUPAC/SBQ (pt-br) com 5 algarismos significativos, baseada em DOI:10.1515/pac-2015-0305 - atualizada em 28 de janeiro de 2021
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
18
2928272625242322212019 36353433323130
12
4
11
3
1 2
5 6 7 8 9 10
13 14 15 16 17 18
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
55
87
56
88
57 a 71
89 a 103
72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
118104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
Og
KrBrSeAsGeGa
Al Si P S Cl Ar
B C N O F Ne
He
Zn
Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Cn Nh Fl Mc Lv Ts
Cd In Sn Sb Te I Xe
Dy Ho
Cf Es
Er Tm
Fm Md
LuYb
LrNo
CuNiCoFeMnCrVTi
TaHf W
ScCa
Mg
Be
K
Na
Li
H
Sr
Cs Ba
Ra
Rb Y Zr Nb
Re Os Ir Pt Au
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg
TcMo Ru Rh Pd Ag
PrCeLa
PaThAc
Nd
U
Pm
Np
Sm
Pu
Eu
Am
Gd Tb
Cm Bk
Fr
beríliolítio
hidrogênio
cálcio
magnésio
potássio
sódio
rubídio
césio bário
frâncio rádio
estrôncio
crômiovanádiotitânioescândio
ítrio zircônio
háfnio
rutherfórdio
tântalo tungstênio
seabórgiodúbnio
nióbio molibdênio
lítio
ferromanganês
rênio ósmio
bóhrio hássio meitnério darmstádtio roentgênio
tecnécio rutênio
cobreníquelcobalto zinco
irídio platina ouro mercúrio
ródio paládio prata cádmio
oganessôniolivermório tennesso
criptôniobromoselênioarsêniogermâniogálio
alumínio silício fósforo enxofre cloro argônio
boro carbono nitrogênio oxigênio flúor neônio
hélio
tálio chumbo bismuto polônio astato radônio
nihôniocopernício fleróvio moscóvio
índio estanho telúrioantimônio iodo xenônio
actínio tório protactínio urânio neptúnio plutônio amerício cúrio berquélio califórnio einstênio férmio mendelévio laurêncionobélio
lantânio cério praseodímio samáriopromécioneodímio európio gadolínio térbio disprósio hôlmio érbio túlio itérbio lutécio
63,546(3)58,69358,93355,845(2)54,93851,99650,94247,86744,95640,078(4)
24,305
9,0122
39,098
22,990
6,94
1,008
83,798(2)79,90478,971(8)69,723
26,982 28,085 30,974 32,06 35,45 39,95
10,81 12,011 14,007 15,999 18,998 20,180
4,0026
65,38(2)
85,468
132,91
87,62
137,33
88,906 91,224(2)
178,486(6) 180,95 183,84 186,21 190,23(3) 192,22 195,08 196,97 200,59 204,38
92,906 95,95 101,07(2) 102,91 106,42 107,87 112,41 114,82
74,92272,630(8)
207,2 208,98
118,71 121,76 127,60(3) 126,90 131,29
138,91 140,12 140,91 144,24 150,36(2) 151,96 157,25(3) 158,93 162,50 164,93 167,26 168,93 173,05 174,97
232,04 231,04 238,03
Figura 2.4 – Tabela Periódica atual. 
Fonte: https://www.tabelaperiodica.org.
A Tabela periódica também nos fornece informações importantes e úteis sobre 
os elementos químicos, como número atômico (Z) e massa atômica. Observando 
a Figura 2.4 vemos a existência de uma legenda, que aproximada torna mais fácil a 
visualização de como estão apresentadas estas informações, veja abaixo:
https://www.tabelaperiodica.org
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A massa atômica representa a massa de todos os isótopos de um elemento, portanto, 
é calculada através da média das massas dos isótopos de um elemento químico 
multiplicado por sua abundância na natureza (média ponderada). Como exemplo, 
podemos utilizar o Cloro (Cl) pois existem o cloro-35 e o cloro 37, cuja massa do átomo 
corresponde a 34,97 u e 36,97 u e a abundância é de 75,77% e 24,33%, respectivamente. 
A massa atômica do cloro é calculada da seguinte forma:
Massa Atômica= × 34,97 u
75,77_____
100( )+ × 36,97 u
24,23_____
100( ) =35,4527 u
A massa atômica será bastante importante nas próximas aulas, pois é utilizada 
para calcular a massa molecular de um composto.
 
2.2.2. Períodos e grupos – Distribuição dos elementos na Tabela Periódica
Mendeleev organizou os elementos em períodos (linhashorizontais) e simultaneamente 
em grupos ou famílias organizadas em colunas (vertical). Os elementos que possuem 
propriedades físicas e químicas semelhantes estão alocados em um mesmo grupo 
(coluna). No mesmo período, as propriedades variam grandemente entre os elementos, 
mas eles possuem o mesmo número de camadas eletrônicas.
A tabela periódica possui 18 colunas que podem ser numeradas de duas maneiras, 
a primeira é a numeração contínua de 1 a 18 e a segunda é a identificação com 
números de 1 a 8 seguidos das letras A ou B (observa-se a existência de 3 colunas 
identificadas como 8B). Os elementos do grupo A são conhecidos como elementos do 
grupo principal, enquanto os do grupo B são os elementos de transição. Os períodos 
foram numerados de 1 a 7.
2.2.3. Classificação dos Elementos
Os elementos químicos podem ser classificados em metais, ametais ou metalóides 
(Figura 2.5). 
Metais: elementos químicos que se apresentam no estado sólido em temperatura 
ambiente e sob pressão atmosférica, com exceção do mercúrio (que é líquido nessas 
condições). Conduzem eletricidade e são bons condutores de calor. O cobre (Cu), 
por exemplo, é usado em fios devido a sua condutividade elétrica ser melhor que a 
de outros metais. Os metais possuem a capacidade de formar fio (dúcteis), lâmina 
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(maleável) e liga com outros metais. Outra similaridade entre os metais é que eles 
tendem a doar elétrons formando cátions. 
Não metais ou ametais: são menos numerosos que os metais, mas apresentam 
significativa importância devido às suas funções na química dos seres vivos, por 
exemplo, por formarem as moléculas que constituem o corpo humano. Diferente dos 
metais, os ametais não são bons condutores de energia (principal diferença), nem 
maleáveis, lustrosos ou dúcteis e, principalmente, formam ânions (tendem a ganhar 
elétrons). Alguns amentais são sólidos (como carbono fósforo ou iodo), outros líquidos 
(bromo) e dez deles são gases (H, O, N, F, Cl, hélio, neônio, argônio, criptônio e xenônio).
Metalóides ou semimetais: são aqueles elementos difíceis de classificar no grupo 
dos metais ou ametais citados acima devido às suas características. Kortz et al. 
(2012), em seu livro, definiram os metalóides como elementos que possuíam algumas 
características físicas de metal, como o antimônio, que conduz eletricidade como um 
metal, no entanto, sua química é similar à de um ametal como o fósforo. 
Figura 2.5. Classificação dos elementos da Tabela Periódica. 
Fonte: Modificado de https://o.quizlet.com/Cc8l8s3YxrxnNEftip40RQ.png.
2.2.4. Periodicidade
Os grupos, por apresentarem similaridades químicas entre seus elementos, foram 
classificados em:
• Metais alcalinos (Grupo 1ª ou coluna 1– exceto hidrogênio): sólidos à temperatura 
ambiente e reativos com água formando H2 e soluções alcalinas (hidróxido do 
metal);
• Metais alcalinos terrosos (Grupo 2A ou coluna 2): ao reagirem com a água 
também formam soluções alcalinas e seus óxidos também formam soluções 
alcalinas, por isso alcalino terrosos;
https://o.quizlet.com/Cc8l8s3YxrxnNEftip40RQ.png
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• Halogênios (Grupo 7A ou coluna 17): grupo de não metais cujos elementos se 
apresentam na forma de gases, líquidos ou sólidos. Elementos desse grupo 
são os mais reativos e reagem fortemente com metais alcalinos formando sais, 
como o cloreto de sódio (sal de cozinha ou de mesa);
• Gases nobres (Grupo 8A ou coluna 18): são gases não tão abundantes na 
natureza e pouco reativos. 
As propriedades dos elementos se alteram gradualmente conforme sua posição 
na coluna, e isso é chamado de periodicidade. Por exemplo, os metais alcalinos são 
metais moles e podem ser cortados com uma faca, no entanto conforme “desce” na 
coluna, mais mole fica o metal. Ainda, sobre os metais do Grupo A, o ponto de fusão 
e ebulição, que já são considerados relativamente baixos, diminuem de cima para 
baixo na coluna. A mesma tendência é observada em relação à força em que ocorre 
a reação do metal com água, quanto mais abaixo na coluna, mais violenta será a 
reação. O ponto de fusão e ebulição dos gases nobres vai diminuindo ao passo que 
se desce na coluna. O mesmo comportamento é observado nos halogênios.
ANOTE ISSO
Todos os elementos do grupo 1A são metais, exceto o hidrogênio, que é um não 
metal.
2.3. Configuração eletrônica e posição na Tabela Periódica
Quando a Tabela periódica foi construída, não se sabia o porquê das similaridades 
entre os elementos da mesma coluna, não havia como explicar. Mas, quando foi 
descoberta a configuração eletrônica é que se descobriu que elementos da mesma 
coluna possuem a mesma configuração eletrônica na camada de valência, ou a camada 
mais externa. Por exemplo, analisemos o grupo 1A, todos têm um elétron na camada 
de valência. 
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AULA 3
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
E LIGAÇÃO QUÍMICA I
3.1. Relações atômicas
Isótopos
Os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que apresentam o mesmo 
número atômico (Z), mas o número de massa entre eles é diferente. Os átomos de um 
mesmo elemento possuem número igual de prótons e, para que o número de massa seja 
diferente, os isótopos também possuem diferente número de nêutrons. Por exemplo, o 
elemento carbono tem 6 prótons (como visto anteriormente), no entanto, na natureza 
existem carbonos com 6, 7 e 8 nêutrons, resultando em número de massa igual a 
12 (mais abundante), 13 e 14 respectivamente. Outro exemplo são os isótopos do 
hidrogênio ilustrados na Figura 3.1. Em muitos casos, um ou mais isótopos de um 
elemento podem ser radioativos.
3 
Figura 3.1 – Ilustração dos isótopos de hidrogênio, conhecidos como A) hidrogênio; B) deutério e C) trítio. 
Fonte: Chang (2010).
Isóbaros
Os isóbaros são átomos de diferentes elementos que possuem o mesmo número 
de massa (A) e diferentes números de prótons. Como exemplos, temos os elementos 
cálcio (Z=18) e argônio (Z=20), e ambos possuem número de massa igual a 40.
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Isótonos
Os isótonos são diferentes elementos que possuem o mesmo número de nêutrons. 
Consequentemente, possuem diferentes números de prótons e números de massa. 
Como exemplo, podemos citar o boro (A=11; Z=5) e o carbono (A=12; Z=6), pois ambos 
possuem 6 nêutrons. 
3.2. Propriedades Periódicas
As propriedades periódicas são a periodicidade (tendência) de algumas das 
características dos elementos químicos de acordo com sua localização na 
Tabela Periódica. Foi observado que semelhanças nas propriedades químicas 
de elementos dependem diretamente da configuração eletrônica das camadas 
de valência do átomo. Tais propriedades são influenciadas por níveis eletrônicos 
mais internos de acordo com o número atômico desses elementos. Resumidamente, as 
propriedades periódicas tendem a aumentar ou diminuir razoavelmente com o aumento 
do número atômico ao longo dos períodos e dos grupos. Raio atômico ou tamanho 
do átomo, energia de ionização, afinidade eletrônica, eletronegatividade, energia de 
ionização, ponto de fusão e de ebulição são as principais propriedades periódicas.
Raio atômico ou tamanho do átomo
O raio atômico se refere ao tamanho do átomo. Quanto maior o número de níveis 
de energia ou camadas, maior será o tamanho do átomo. Quanto maior o número de 
prótons (número atômico), maior será a força de atração entre o núcleo e os elétrons 
do átomo, o que resulta em um raio atômico menor.
Raio atômico pode ser calculado através da distância entre os centros dos núcleos 
de dois átomos do mesmo elemento dividido por dois, ou seja, é a metade da distância 
entre o núcleo de dois átomos ligados em estado sólido, como mostrado na Figura 
3.2A. O cálculo é feito desta maneira porque os orbitais dos átomos não são rígidos, 
ou seja, nãopossuem limites bem estabelecidos para ser feito utilizando apenas um 
átomo.
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A) B) 
Figura 3.2 - Representação do A) do raio atômico através da metade da distância entre dois átomos do mesmo elemento; B) do tamanho do átomo de 
acordo com a posição do seu elemento na Tabela Periódica. 
Fonte: https://www.tabelaperiodicacompleta.com/propriedades-periodicas/.
Periodicamente, como mostrado na Figura 3.2B, o tamanho do átomo tende a ser 
maior ao longo dos períodos da direita para a esquerda devido à diminuição da força 
de atração entre núcleo e elétrons da camada de valência ou mais externos. Nos 
grupos observa-se um aumento do raio atômico à medida que estão mais abaixo na 
tabela, pois aumenta o número atômico, consequentemente, o tamanho dos orbitais 
dos elétrons mais externos aumenta e estes passam mais tempo afastados do núcleo.
Energia de ionização
Energia de ionização é a energia necessária para remover o elétron mais externo de 
um átomo no estado gasoso, formando um íon com carga de uma unidade a mais do 
que a do estado inicial (exemplo: M (g) 🡪 M+(g) + e-). Quanto maior o tamanho do átomo, 
menor será a energia para que isso aconteça. Assim, a energia de ionização aumenta 
da esquerda para a direita e debaixo para cima na tabela periódica (Figura 3.3).
Figura 3.3 – Representação da energia de ionização segundo o local que o elemento se encontra na Tabela Periódica. 
Fonte: https://www.tabelaperiodicacompleta.com/propriedades-periodicas/.
O aumento da energia de ionização ao longo da fileira se deve ao fato de que os 
elétrons mais externos dos elementos dessa fileira estão localizados na mesma camada, 
no entanto, o número de prótons no núcleo aumenta ao longo desta mesma fileira, 
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resultando em uma força de atração muito maior sofrida pelo elétron na camada de 
valência por ação do núcleo, tornado mais difícil sua remoção. 
Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica é a variação energética ou energia liberada por um átomo 
no estado gasoso ao receber um elétron, formando um íon gasoso. Muitos átomos 
da tabela tendem a ganhar elétrons para aumentar sua estabilidade e formar ânions, 
liberando energia (reação exotérmica, ΔE<0). Contudo, há átomos que possuem 
afinidade energética positiva (reação endotérmica, ΔE>0), ou seja, não formam ânions 
estáveis, como é o caso dos gases nobres. 
Na tabela periódica, a afinidade eletrônica tende a aumentar com o aumento da força 
atrativa entre o átomo e o elétron adicionado a ele, aumentando assim a liberação de 
energia. Em resumo, a afinidade eletrônica aumenta ao longo dos períodos, enquanto 
nos grupos, aumenta de baixo para cima, como mostrado na Figura 3.4.
Figura 3.4 – Tendência da afinidade eletrônica de acordo com a posição do elemento na Tabela Periódica. 
Fonte: https://www.tabelaperiodicacompleta.com/propriedades-periodicas/.
Eletronegatividade
A eletronegatividade é bastante usada, pois medir a afinidade eletrônica dos átomos 
não é simples. Eletronegatividade pode ser definida como a capacidade dos átomos 
de atrair elétrons que participam de ligações químicas ou como a tendência dos 
átomos de ganhar elétrons na camada valência e se ligar com outros átomos. Na 
tabela periódica, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da esquerda para 
a direita (Figura 3.5).
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Figura 3.5 – Tendência eletronegatividade de acordo com a posição do elemento na Tabela Periódica. 
Fonte: https://www.tabelaperiodicacompleta.com/propriedades-periodicas/.
ANOTE ISSO
O flúor é o elemento mais eletronegativo, enquanto os gases nobres não participam 
de ligações químicas em condições normais por não terem eletronegatividade. O 
aumento da eletronegatividade pode ser representado pela escala abaixo:
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > ... > H ... Metais
A eletronegatividade é uma propriedade importante para o estudo das ligações 
químicas. 
3.3. Ligação Química 
Como aprendido na Aula 1, os compostos químicos são formados por grupos de 
átomos ligados. Como ocorre essa ligação? Veremos que essas ligações ocorrem 
devido às poderosas forças de atração entre os átomos, conhecidas como ligações 
químicas. Por que estudar as ligações químicas? Porque o tipo de ligação que mantém 
os átomos de uma substância unidos e a disposição desses átomos em sua estrutura 
influenciam nas propriedades destas substâncias químicas.
3.3.1. Fórmula Química
Uma fórmula química descreve o composto de acordo com os elementos que 
é constituído. As fórmulas moleculares descrevem a composição atômica de uma 
molécula de forma eficiente, como no caso do etileno, representado pela fórmula 
molecular C2H4, o que significa que cada molécula dessa substância possui dois átomos 
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de carbono e quatro de hidrogênio. A fórmula empírica nos mostra a proporção relativa 
entre os elementos presentes, que de acordo com o exemplo do etileno, teria proporção 
de 1:2, portanto, a fórmula empírica é CH2. A fórmula empírica nos fornece somente 
a relação entre os elementos, por isso, utiliza-se o índice n no inferior da fórmula, da 
seguinte forma: (CH2)n. 
3.3.2. Regra do Octeto
Em 1916, Gilbert N. Lewis observou que os gases nobres possuíam a camada 
de valência preenchida com oito elétrons (com exceção do Hélio que tem camada 
de valência preenchida com 2, 1s2). Esta observação explicaria o elevado grau de 
estabilidade nas configurações eletrônicas desses gases e, consequentemente, a sua 
baixa reatividade. 
Participar de reações químicas foi a maneira encontrada pelos elementos químicos 
de adquirirem a estabilidade igual à dos gases nobres. É através das reações que 
ocorrem o rearranjo de elétrons de valência que são formadas as ligações entre átomos, 
e ao final, cada átomo termina com oito elétrons de valência como os gases nobres. 
Os elementos químicos podem fazer dois tipos básicos de ligações: as ligações iônicas 
e as ligações covalentes. 
A regra do octeto é o nome do fenômeno observado no qual os elementos dos 
grupos 1A -7A tendem a reagir a ponto de completar a camada de valência com oito 
elétrons através do ganho, perda ou compartilhamento de elétrons de outros átomos. 
3.3.3. Ligação iônica
Há duas maneiras de o átomo conseguir completar sua camada de valência. Neste 
item, estudaremos a forma em que um átomo se liga a outro através da perda ou 
ganho de elétrons, tornando-se um íon. Neste caso, a força de atração eletrostática 
entre os íons positivos e negativos os mantêm ligados formando um composto iônico. 
A esta ligação é dado o nome de ligação iônica, que pode ser definida como a força 
de atração que mantém íons negativos e positivos unidos
Para que ocorra essa transferência de elétrons de um íon para outro, o átomo que 
doa elétrons deve apresentar menor eletronegatividade que o átomo que o recebe e 
a diferença de eletronegatividade entre os átomos tem que ter valor maior ou igual 
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a 1,9. No geral, metais doam elétrons facilmente, enquanto os ametais apresentam 
alta afinidade eletrônica. A ligação iônica se dá entre metal e ametal e entre metal e 
hidrogênio.
ANOTE ISSO
Para facilitar, metais do grupo principal formam cátions com carga numericamente 
igual ao número do grupo, por exemplo, o sódio (grupo 1A) forma cátion de carga 
+1, enquanto o cálcio (grupo 2A) forma carga +2. Os átomos do grupo 7A e 6A 
formam ânions com carga igual à do grupo subtraindo 8. 
Lembrando da regra do octeto, podemos afirmar que um átomo com quase oito 
elétrons de valência (Grupo 6A e 7A) tende a ganhar elétrons para chegar a oito e assim 
atingir certa estabilidade como os gases nobres, formando um ânion.Quando o átomo 
possui um ou dois elétrons na camada de valência (Grupo 1A e 2A), ele tende a perder 
esses elétrons, também para ficar com configuração eletrônica próxima a de um gás 
nobre, formando um cátion.
A exemplo, o cloreto de sódio é formado pelo metal sódio (baixa eletronegatividade) 
e o ametal cloro (alta eletronegatividade). Neste composto iônico o único elétron na 
camada de valência do sódio (1s2 2s2 2p6 3s1) é transferido para a última camada do 
cloro (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5). Utilizando a estrutura de Lewis, temos:
Figura 3.6 – Representação do composto cloreto de sódio através da estrutura de Lewis. 
Fonte: Própria autoria.
Sobre os compostos iônicos, como o cloreto de sódio, podemos afirmar que:
• Formam redes de cargas alternadas na forma sólida, ou seja, um arranjo 
tridimensional de íons, como mostrado na Figura 3.7; 
• Os compostos iônicos são sólidos, com elevado ponto de fusão e ebulição;
• Conduzem corrente elétrica quando em solução como, por exemplo, dissolvidos 
em água, 
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• Quanto mais diferença eletronegativa entre os elementos, ou seja, quanto mais 
distantes na tabela periódica, maior a tendência da ligação iônica entre eles.
Figura 3.7 – Estrutura de um cristal de cloreto de sódio. 
Fonte: https://pixabay.com/vectors/crystal-structure-nacl-chemical-148812/.
ANOTE ISSO
Para saber a fórmula do composto iônico formado por íons, coloque o cátion com 
sua específica carga antes do ânion, também com sua carga, e então cruze as 
cargas. Como mostrado abaixo:
As cargas passam a ser os índices na substância formada. Quando for carga e 
índice iguais a 1, podemos deixar subentendido o valor:
Mg2+Cl1- = Mg2+Cl- 🡪 Mg1Cl2 = MgCl2
3.3.4. Ligação Covalente
Diferente da ligação iônica, átomos que possuem baixa diferença eletronegativa 
(menor o valor de 1,9) se ligam através do compartilhamento de elétrons. Pois, muitos 
compostos químicos possuem elementos pertencentes ao grupo dos não-metais, por 
isso, para adquirir a configuração de um gás nobre, estes elementos compartilham seus 
elétrons com outro elemento não metálico, de forma a obter um octeto de elétrons.
A ligação covalente se dá quando há o compartilhamento de um a três pares de 
elétrons entre átomos formando o chamado composto molecular. Como ocorre esse 
compartilhamento de elétrons? Em teoria, cada átomo contribui juntamente com um 
https://pixabay.com/vectors/crystal-structure-nacl-chemical-148812/
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elétron na formação de um par eletrônico que estabilizará esses dois átomos ao mesmo 
tempo. Os elétrons compartilhados ficam dispostos entre dois núcleos, levando a uma 
atração entre eles. O compartilhamento de um par de elétrons é conhecido como 
ligação simples, representada por uma única linha entre os átomos dos elementos. 
H • + • H 🡪 H __ H
Observe que, no exemplo acima, o átomo de hidrogênio compartilha seu elétron da 
camada de valência com o outro hidrogênio, e assim, vice-versa. Desta forma, ambos 
ficam com dois elétrons na camada de valência, tornando-se mais estáveis com a 
configuração eletrônica igual à do Hélio (gás nobre).
2 átomos de Hidrogênio Molécula de Hidrogênio
Figura 3.7 – Representação da ligação covalente entre átomos de hidrogênio. 
Fonte: Própria autoria.
A ligação covalente ocorre entre ametal e ametal, ametal e hidrogênio e entre hidrogênio 
e hidrogênio devido à diferença de eletronegatividade entre esses elementos. De 
acordo com o grau de compartilhamento desses pares de elétrons, a ligação formada 
pode ser polar ou apolar, e estas estão relacionadas com a diferença eletronegativa 
entre os átomos (Tabela 3.1). No geral, na ligação covalente apolar os elétrons são 
compartilhados de modo igual, enquanto na polar, este compartilhamento é desigual. 
Diferença de eletronegatividade 
entre os átomos ligados Tipo de Ligação Mais provável que ocorra entre
Menos de 0,5 Covalente apolar Dois não metais ou um não 
metal e um metalóideDe 0,5 a 1,9 Covalente polar
Mais que 1,9 Iônica Metal e não metal
Tabela 3.1 Classificação das ligações químicas de acordo com a diferença de eletronegatividade entre os átomos.
Fonte: BETTELHEIM et al., 2019.
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Ligação covalente apolar
A ligação covalente apolar é uma ligação com pouca diferença de eletronegatividade 
entre os átomos ligados, portanto, como mencionado anteriormente, os pares de 
elétrons são compartilhados igualmente. No compartilhamento de elétrons entre dois 
átomos de hidrogênio (Figura 3.7), ambos se tornaram estáveis, pois os dois elétrons 
pertencem a dois átomos ao mesmo tempo.
Neste tipo de ligação, o par de elétrons está localizado exatamente no meio, entre 
os núcleos de hidrogênio. O par de elétrons não se move para um lado ou para o outro, 
pois a atração do núcleo pelo elétron tem a mesma força. A densidade eletrônica é 
igual entre os átomos como mostrado na Figura 3.9.
Ligação covalente polar
A ligação covalente polar é resultado de um compartilhamento desigual de elétrons, 
em que o átomo com maior eletronegatividade fica com uma fração maior do elétron 
compartilhado (maior densidade eletrônica), adquirindo uma carga parcial negativa 
(δ-). Consequentemente, ao átomo de menor eletronegatividade lhe resta uma fração 
menor do elétron (menor densidade eletrônica), criando uma carga parcial positiva 
(δ+). Esta diferença de cargas cria na molécula um dipolo (dois pólos).
Por exemplo, o flúor é mais eletronegativo que o hidrogênio de acordo com a escala 
da eletronegatividade gerada a partir da posição do elemento na tabela periódica. 
Portanto, na molécula HF (ácido fluorídrico), o par de elétrons compartilhado fica mais 
próximo do flúor (ele atrai mais o par de elétrons que o hidrogênio) e a representação 
desse fenômeno pode ser ilustrada como o da Figura 3.9B.
A) B)
Figura 3.9 – Representação da densidade eletrônica de A) ligação covalente apolar entre átomos de flúor (F2) e B) ligação covalente polar entre átomos de 
flúor e hidrogênio (HF). 
Fonte: https://docplayer.com.br/110624349-Polaridade-das-moleculas.html
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ANOTE ISSO
As ligações iônicas são todas ligações polares. Moléculas formadas por dois 
átomos iguais são sempre apolares (F2, H2, O2).
3.3.5. Ligação Metálica
Os átomos de metais possuem grande facilidade em perder os elétrons da camada 
de valência e se transformarem em íons de carga positiva, pois metais apresentam 
baixa eletronegatividade. Quando sólidos, os átomos dos metais estão agrupados 
e ordenados de forma geométrica por unidades repetidas formando uma rede. Os 
elétrons cedidos pelos metais se mantêm livres formando uma nuvem eletrônica 
dentro do retículo e interagem com os cátions (íons metálicos), resultando no que 
chamamos de ligação metálica. 
Figura 3.10 – Exemplo de ligação metálica, onde sinais positivos (+) representam cátions e sinais negativos (-) representam elétrons livres flutuando na 
nuvem eletrônica. 
Fonte: https://wikiciencias.casadasciencias.org/wiki/index.php/Ligação_metálica.
Os elétrons livres conferem algumas propriedades dos metais, entre elas, boa 
condutibilidade elétrica e térmica, maleabilidade, ductilidade, ou seja, podem ser 
deformados até que se rompam, pontos de fusão e ebulição elevados, além de 
resistência e brilho.
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AULA 4
LIGAÇÃO QUÍMICA II - 
FORÇA INTERMOLECULAR
Na aula anterior vimos que existem forças de interação entre os átomos que levam 
à ligação entre eles e mantêm a molécula unida.
As forças entre as moléculas também são bastante importantes, pois, ainda que mais 
fracas que as ligações químicas em uma molécula, são responsáveis pela organização 
da estrutura e das propriedadesde matérias no estado condensado (sólido ou líquido). 
A estrutura de qualquer sólido cristalino ou amorfo é determinado por essas forças 
intermoleculares. Antes de estudar sobre as forças intermoleculares, devemos ter 
conhecimento dos conceitos de repulsão entre os elétrons da camada de valência, 
geometria molecular e também sobre as polaridades da molécula, originada pelos 
dipolos das ligações químicas.
4.1. Força de repulsão e geometria molecular
As propriedades químicas e físicas dos compostos químicos estão intimamente 
ligadas à geometria de suas moléculas constituintes. O modelo conhecido como A 
Teoria da Repulsão entre os Pares de Elétrons da Camada de Valência (RPECV) é que 
permite prever tal geometria baseado na estrutura eletrônica do composto. Esse modelo 
se baseia na ideia de que os pares de elétrons da camada de valência, os livres (não 
ligantes) e os que estão ligados (ligantes) ficam distribuídos aos pares e se mantêm 
afastados parar reduzir a repulsão entre si. A geometria molecular estável tem como 
base a geometria eletrônica que minimiza a repulsão entre estes pares de elétrons.
Utiliza-se a estrutura de Lewis para saber quantos pares de elétrons estão associados 
ao átomo central (átomo que se une a outros) para, assim, prever a geometria molecular. 
As diferentes disposições espaciais possíveis darão origem a diferentes geometrias, 
como geometria linear, angular, triangular ou trigonal plana, pirâmide trigonal ou 
piramidal e tetraédrica. 
Três diferentes situações podem ser encontradas:
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1. Quando todos os elétrons do átomo central se ligam apenas por ligações simples 
(compartilha apenas um par de elétrons com cada átomo que o cerca) e não 
há nenhum elétron livre (não ligante), temos:
• Geometria linear, quando o átomo central está ligado a dois átomos, por 
exemplo quando o berílio (Grupo 2A) forma ligações com o flúor formando 
o BeF2 (Figura 4.1A);
• Geometria triangular planar, quando o átomo central possui três elétrons 
e estes formam pares compartilhados com outros três átomos que se 
posicionam a 120° uns dos outros, como quando o boro forma o BF3 (Figura 
4.1B);
• Geometria tetraédrica ocorre quando o átomo central está ligado a quatro 
átomos, com quatro pares de elétrons compartilhados, formando ângulo de 
109,5°. As moléculas formadas pelo átomo de carbono, por exemplo o CH4, 
formam geometria tetraédrica (Figura 4.1C).
A) B) C)
Figura 4.1 – Representação da geometria A) linear; B) triangular e C) tetraédrica. 
Fonte: https://descomplica.com.br/blog/materiais-de-estudo/quimica/o-que-e-a-geometria-molecular/. FEITOSA, BARBOSA, FORTE, 2016.
ANOTE ISSO
• A geometria da molécula é determinada pelo número de pares de elétrons 
(ligantes e não ligantes) em torno do átomo central;
• Toda molécula formada por dois átomos sempre possui geometria linear.
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2. Quando o átomo central possui pares de elétrons livres que ocupam um lugar 
no espaço e influenciam na geometria molécula. Desta forma, temos:
• Geometria piramidal ou pirâmide trigonal, que ocorre na molécula de amônia 
(NH3), por exemplo. O nitrogênio possui um par de elétrons livres e três 
elétrons estão ligados a três átomos de nitrogênio, neste caso, o ângulo 
formado entre ligações entre N e H é 107,5°, pois o par de elétrons livres 
ocupa espaço maior que os elétrons compartilhados (Figura 4.2A). 
• Geometria angular ocorre quando o átomo central possui dois pares de 
elétrons livres enquanto dois pares estão compartilhados. A molécula de 
água é um exemplo, pois o oxigênio possui seis elétrons na camada de 
valência e, quando formada a molécula de água, dois pares de elétrons não 
se ligam (Figura 4.2B). 
A) B)
Figura 4.2 – Geometria A) piramidal da molécula de amônia e B) angular da molécula de água. 
Fonte: FEITOSA, BARBOSA, FORTE, 2016.
3. Quando há múltiplas ligações, no caso ligações duplas e triplas, a geometria 
molecular não é afetada, pois os pares de elétrons das ligações múltiplas ocupam 
o mesmo espaço da ligação simples. Um exemplo, mostrado na Figura 4.3A, 
seria a molécula de gás carbônico (CO2), pois as duas ligações duplas contam 
como ligações simples e, portanto, apresentam geometria linear. No entanto, a 
molécula de dióxido de enxofre (SO2) apresenta geometria angular (Figura 4.3B), 
pois o enxofre apresenta um par de elétrons livres.
A) B) 
Figura 4.3 – Representação da geometria molecular do A) gás carbônico e do B) dióxido de enxofre, ambos com múltiplas ligações. 
Fonte: FEITOSA, BARBOSA, FORTE, 2016.
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Por fim, deve-se enfatizar que a geometria molecular é determinada pela distribuição 
espacial dos pares de elétrons das ligações existentes e dos pares não ligados ao 
redor do átomo central, pois eles exercerão uma força de repulsão nas ligações e 
mudarão seus ângulos. A geometria dependerá do número de pares de elétrons do 
átomo central. 
4.2. Polaridade da molécula
A geometria molecular influencia a polaridade das moléculas e, consequentemente, 
as interações intermoleculares. Geralmente, moléculas que são formadas por um átomo 
central ligado a grupos iguais localizados à mesma distância de forma simétrica são 
apolares. A molécula de CO2 (Figura 4.4), por exemplo, possui ligações CO polares devido 
à diferença de eletronegatividade entre carbono e oxigênio, no entanto, a molécula é 
apolar pois os átomos de oxigênio estão à mesma distância do átomo central, anulando 
a eletronegatividade entre carbono e oxigênio. 
A molécula de água, no entanto, é polar, pois sua geometria angular faz com que a 
molécula não seja simétrica, gerando um momento dipolar (μ) líquido ou resultante 
(Figura 4.4).
Figura 4.4 – Representação das polaridades das moléculas de gás carbônico e água. 
Fonte: FEITOSA, BARBOSA, FORTE, 2016.
O momento dipolar (μ) é utilizado como medida para representar a polaridade de 
uma ligação e pode ser calculado através da multiplicação entre a carga elétrica (δ) 
de cada átomo e a distância (d) entre eles, de acordo com a fórmula abaixo: 
μ = d . |δ|
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Trata-se de uma grandeza vetorial que apresenta módulo, direção e sentido e é 
indicado por uma seta orientada do polo positivo para o negativo (do menos para o 
mais eletronegativo), como mostrado na estrutura abaixo:
Fonte: Adaptado de: https://br.pinterest.com/pin/811140582858497613/.
O momento dipolar resultante (μR), soma de todos os vetores da molécula, é o que 
determina se a molécula é polar (μR ≠ 0) ou apolar (μR = 0), como mostrado na Figura 
4.5. 
Figura 4.5 – Moléculas polar (água) e apolar (tetracloreto de carbono). 
Fonte: https://br.pinterest.com/pin/632966922612019753/.
Molecular apolares
Na ligação covalente diatômica, os elétrons compartilhados são atraídos 
simultaneamente pelos dois núcleos atômicos. Quando estas moléculas são formadas 
por átomos iguais, a força de atração sofrida será a mesma para ambos e, desta 
forma, não haverá formação de dipolo, resultando em uma molécula apolar. 
A partir de três átomos, cada ligação com cada átomo deverá ser avaliada e a 
soma dos vetores de cada ligação pode gerar um momento dipolar nulo ou não, 
mesmo se as ligações entre os átomos forem todas polares. Neste sentido, temos 
a molécula BF3, formada por três ligações polares com vetores direcionados para 
o flúor, o elemento mais eletronegativo. Como ilustrado na Figura 4.6, a geometria 
dessa molécula é triangular e a distribuição dos elétrons ao redor do boro se 
mostra de forma simétrica. Desta forma, o momento dipolar resultante é zero, 
pois os vetores se cancelam.
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Figura 4.6 – Estrutura da molécula apolar BF3 e momentos dipolare momento dipolar resultante. 
Fonte: Própria autoria.
Moléculas polares
Para que uma molécula seja polar, a soma vetorial dos momentos dipolares das 
ligações químicas deve ser diferente de zero. Em moléculas diatômicas, se os átomos 
que se ligam são de elementos diferentes, o átomo com maior eletronegatividade 
ficará carregado negativamente por atrair uma parcela maior de carga do par de 
elétrons compartilhado, enquanto o átomo menos eletronegativo fica com carga 
positiva, resultando em uma molécula polar. Para saber se moléculas com mais de 
dois átomos são polares, o momento dipolar resultante deve ser calculado. 
ANOTE ISSO
No geral, moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são moléculas 
polares, uma vez que o momento dipolar não é nulo. Moléculas diatômicas 
formadas por átomos iguais são apolares, pois o momento dipolar resultante é igual 
a zero. 
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4.3. Força intermolecular
Agora que vimos que a molécula pode ser polar ou apolar, ou seja, possui ou não 
carga, podemos entender melhor como as moléculas interagem entre si, pois a estrutura 
da matéria no estado condensado (sólidos ou líquidos) é determinada pelas forças 
de atração ou repulsão de átomos e moléculas. 
Estudamos, então, as forças intermoleculares, que nada mais são do que as ligações 
entre moléculas de substâncias. Essas forças são consideradas mais fracas que 
as ligações químicas entre átomos da mesma molécula, no entanto, são de grande 
importância para a estabilidade e equilíbrio da estrutura dessas substâncias.
Lembrando que os compostos iônicos e a maioria dos metais em condições ambientes 
estão sempre no estado sólido devido à forte força de atração que existe entre suas 
moléculas. E as substâncias covalentes podem ser encontradas nos estados sólido, líquido 
ou gasoso nas mesmas condições, pois o estado físico dessas substâncias depende 
das forças de atração entre suas moléculas.
Em síntese, as forças intermoleculares variam de intensidade dependendo do tipo 
da molécula envolvida (polar ou apolar). As ligações intermoleculares ocorrem entre 
apenas moléculas polares, entre moléculas polares e apolares e entre apenas moléculas 
apolares. Assim, os tipos de ligação intermolecular são:
Interação dipolo-dipolo ou dipolo permanente, que ocorre entre moléculas polares. 
Como visto antes, em ligações covalentes, as moléculas polares se formam através 
do deslocamento da densidade eletrônica. 
A densidade eletrônica fica maior no átomo mais eletronegativo, polarizando a 
molécula e criando dipolos positivos e negativos. Como um imã, o dipolo positivo de 
uma molécula atrai o negativo da outra molécula, gerando interação dipolo-dipolo 
(Figura 4.7).
Figura 4.7 – Interação dipolo-dipolo entre moléculas polares e iguais e diferentes. 
Fonte: FEITOSA, BARBOSA, FORTE, 2016.
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Interação dipolo-dipolo induzido ocorre entre a interação de uma molécula com 
dipolo intenso (molécula polar), que seja capaz de induzir a formação de um dipolo 
temporário em outra molécula, e uma molécula apolar próxima no espaço. A força 
desta interação dependerá do momento de dipolo da molécula polar e da facilidade 
que a apolar em deslocar sua densidade eletrônica, que incialmente é igualmente 
distribuída, para formação de carga ou dipolo (polarização da molécula). Para que 
isso ocorra, os elétrons da camada de valência da molécula apolar não devem estar 
fortemente ligados ao núcleo, assim, quanto maior o átomo, mais fácil a indução de 
carga. A interação dipolo-dipolo induzido fica melhor explicada através da Figura 4.8. 
Figura 4.8 - Interação dipolo-dipolo induzido entre moléculas de água e oxigênio. 
Fonte: FEITOSA, BARBOSA, FORTE, 2016.
Interação dipolo induzido-dipolo induzido mantêm unidas moléculas apolares. 
Embora a densidade ou nuvem de elétrons seja igualmente distribuída na molécula, 
em dado momento essa distribuição se torna desuniforme e gera um dipolo, pois os 
elétrons estão constantemente em movimento. Quando este dipolo induz a também 
formação de dipolo em outra molécula que esteja próxima a ele, então eles se unem 
pela força de atração entre as moléculas formadas. Por fim, estas moléculas se ligam 
através da interação de dois dipolos induzidos.
Ligação de hidrogênio ocorre em moléculas fortemente polarizadas, ou seja, 
quando há grande diferença eletronegativa. É a mais forte de todas as interações 
intermoleculares e os compostos que apresentam este tipo de ligações possuem 
elevados pontos de fusão e ebulição. Esse tipo de ligação ocorre quando o hidrogênio 
(polo positivo de uma molécula) se liga aos átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio de 
outra molécula (polo negativo). 
A água é um excelente exemplo de substância com moléculas fortemente ligadas 
através da interação entre átomos de hidrogênio e oxigênio (Figura 4.9), conferindo a 
ela algumas propriedades muito particulares como elevada capacidade calorífica e de 
vaporização. Essas propriedades permitem que a água absorva grandes quantidades de 
calor, sem sofrer significativo aumento de temperatura, pois a energia fica armazenada 
na ligação de hidrogênio.
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ISTO ESTÁ NA REDE
Leia sobre uma pesquisa baseada nas forças moleculares (ligação de 
hidrogênio) para desenvolver plástico utilizando proteína isolada de soja, ou 
seja, de origem vegetal. Disponível em: https://www.correiobraziliense.com.br/
tecnologia/2021/06/4930983-pesquisadores-da-inglaterra-desenvolvem-plastico-
feito-com-seda-vegana.html. Acesso em: 18/08/2021.
Fonte: https://pt.wikipedia.org/wiki/Ligação_de_hidrogênio
Força íon-dipolo é formada na ligação entre um íon e uma molécula com dipolo. 
Esta força intermolecular ocorre quando dipolos da molécula são atraídos por cátions 
ou ânions. Quanto maior a carga do íon, a intensidade do dipolo e proximidade entres 
eles, mais intensa será a força de atração. Por isso, a força íon-dipolo é considerada 
a mais forte entre todas as forças intermoleculares. 
4.4. Propriedades físicas do líquido devido às forças intermoleculares
Fonte: https://www.pexels.com/pt-br/foto/pingo-d-agua-40784/
https://www.correiobraziliense.com.br/tecnologia/2021/06/4930983-pesquisadores-da-inglaterra-desenvolvem-plastico-feito-com-seda-vegana.html
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https://www.pexels.com/pt-br/foto/pingo-d-agua-40784/
QUÍMICA I
PROF.a ELISA RAFAELA 
BONADIO BELLUCCI
FACULDADE CATÓLICA PAULISTA | 48
As responsáveis pelas propriedades físicas da matéria são as forças intermoleculares. 
Quanto maior a força intermolecular, maior a dificuldade que uma molécula terá para 
se afastar da outra. O ponto de fusão, por exemplo, é influenciado por essas forças, 
sendo maior em substâncias que apresentem interação molecular mais forte. As 
forças intermoleculares aumentam em força da seguinte forma:
Para a matéria ser transformada de sólido para líquido e de líquido para gás é 
necessário fornecer uma quantidade de energia suficiente para romper as ligações 
intermoleculares. Para isso, deve-se saber que a intensidade de energia necessária 
está diretamente relacionada com a força de atração entre as moléculas nas fases 
condensadas (líquida e sólida).
Pressão de vapor
A pressão de vapor é a pressão que o gás de uma determinada substância exerce 
para estar em equilíbrio com o líquido puro em um recipiente fechado. Explicando esse 
fenômeno, podemos dizer que as forças intermoleculares mantêm as moléculas de 
uma substância unidas mesmo estando em constante movimento e que, entre essas 
moléculas, pode haver uma elevada