apostila unisa quimica geral e expremental1

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Deise Zamboni Schaffer
Química Geral e 
Experimental I
Revisada por Deise Zamboni Schaffer (janeiro/2013)
É com satisfação que a Unisa Digital oferece a você, aluno(a), esta apostila de Química Geral e Ex-
perimental I, parte integrante de um conjunto de materiais de pesquisa voltado ao aprendizado dinâmi-
co e autônomo que a educação a distância exige. O principal objetivo desta apostila é propiciar aos(às) 
alunos(as) uma apresentação do conteúdo básico da disciplina.
A Unisa Digital oferece outras formas de solidificar seu aprendizado, por meio de recursos multidis-
ciplinares, como chats, fóruns, aulas web, material de apoio e e-mail.
Para enriquecer o seu aprendizado, você ainda pode contar com a Biblioteca Virtual: www.unisa.br, 
a Biblioteca Central da Unisa, juntamente às bibliotecas setoriais, que fornecem acervo digital e impresso, 
bem como acesso a redes de informação e documentação.
Nesse contexto, os recursos disponíveis e necessários para apoiá-lo(a) no seu estudo são o suple-
mento que a Unisa Digital oferece, tornando seu aprendizado eficiente e prazeroso, concorrendo para 
uma formação completa, na qual o conteúdo aprendido influencia sua vida profissional e pessoal.
A Unisa Digital é assim para você: Universidade a qualquer hora e em qualquer lugar!
Unisa Digital
APRESENTAÇÃO
INTRODUÇÃO ............................................................................................................................................... 5
1 SUBSTÂNCIA E MISTURA ................................................................................................................. 7
1.1 O Método Científico .......................................................................................................................................................7
1.2 Classificação da Matéria ................................................................................................................................................8
1.3 Propriedades da Matéria ...............................................................................................................................................9
1.4 Gráficos de Mudança de Estado ................................................................................................................................9
1.5 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................10
1.6 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................11
2 MODELOS ATÔMICOS ...................................................................................................................... 13
2.1 Histórico dos Modelos Atômicos ............................................................................................................................13
2.2 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................15
2.3 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................15
3 ESTRUTURA ATÔMICA ..................................................................................................................... 17
3.1 Dimensões do Átomo .................................................................................................................................................17
3.2 Partículas Subatômicas ..............................................................................................................................................17
3.3 Isótopos ............................................................................................................................................................................18
3.4 Átomos e Íons ................................................................................................................................................................19
3.5 Distribuição Eletrônica ...............................................................................................................................................19
3.6 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................22
3.7 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................22
4 CLASSIFICAÇÃO E PROPRIEDADES PERIÓDICAS ......................................................... 25
4.1 Tabela Periódica ............................................................................................................................................................25
4.2 As Configurações Eletrônicas ...................................................................................................................................26
4.3 O Raio Atômico ..............................................................................................................................................................27
4.4 O Raio Iônico ..................................................................................................................................................................28
4.5 Raio Covalente e Raio de Van der Waals ..............................................................................................................28
4.6 A Energia de Ionização ...............................................................................................................................................29
4.7 A Afinidade Eletrônica ................................................................................................................................................29
4.8 A Eletronogatividade ..................................................................................................................................................29
4.9 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................30
4.10 Atividades Propostas ................................................................................................................................................31
5 LIGAÇÕES QUÍMICAS ....................................................................................................................... 33
5.1 Ligação Iônica ................................................................................................................................................................33
5.2 Ligação Covalente ........................................................................................................................................................34
5.3 Ligação Metálica ...........................................................................................................................................................35
5.4 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................36
5.5 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................37
SUMÁRIO
6 FORÇAS INTERMOLECULARES .................................................................................................. 39
6.1 Ligações Intermoleculares ........................................................................................................................................39
6.2 Polaridade Molecular ..................................................................................................................................................396.3 Forças de Van der Waals e os Tipos de Interações ............................................................................................40
6.4 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................41
6.5 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................43
7 TEORIA ATÔMICA MOLECULAR ................................................................................................ 45
7.1 Estudo das Massas ........................................................................................................................................................45
7.2 Constante de Avogadro .............................................................................................................................................46
7.3 O Conceito de Mol ........................................................................................................................................................46
7.4 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................47
7.5 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................48
8 TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS E ESTEQUIOMETRIA ............................................... 49
8.1 Transformações Químicas .........................................................................................................................................49
8.2 Leis Ponderais ................................................................................................................................................................50
8.3 Estequiometria ..............................................................................................................................................................51
8.4 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................52
8.5 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................53
9 CONSIDERAÇÕES FINAIS ............................................................................................................... 55
RESPOSTAS COMENTADAS DAS ATIVIDADES PROPOSTAS ..................................... 57
REFERÊNCIAS ............................................................................................................................................. 63
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Prezado(a) aluno(a),
No curso de Engenharia, você estudará muitas ciências básicas, entre elas, a Química, e esse estudo 
tem como objetivo desenvolver em você, futuro(a) Engenheiro(a), o pensamento analítico, ou seja, de-
senvolver a sua habilidade de pensar uma questão levando em consideração os vários fatores existentes 
e suas inter-relações. A Química é uma ciência que estuda os fenômenos naturais relacionados à estru-
tura da matéria. Na disciplina Química Geral e Experimental I, você entrará em contato com o modelo 
científico vigente e aprenderá que ciência é um processo sempre em evolução. Irá aprender conceitos 
que poderão auxiliá-lo(la) na sua vivência profissional, desenvolvendo um pensamento crítico que o(a) 
auxiliará a escolher a teoria mais adequada na resolução dos problemas.
Gostaríamos de apresentar a você os conteúdos deste curso:
ƒƒ Substância e mistura;
ƒƒ Desenvolvimento histórico dos modelos científicos;
ƒƒ Estrutura atômica;
ƒƒ Classificação e propriedades periódicas;
ƒƒ Ligações químicas;
ƒƒ Forças intermoleculares;
ƒƒ Teoria atômica molecular;
ƒƒ Transformações químicas;
ƒƒ Estequiometria.
Espero que você aproveite bem o nosso curso e que a Química possa constituir uma importante 
ferramenta no desenvolvimento de suas habilidades. 
Abraços,
Deise Zamboni Schaffer
INTRODUÇÃO
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A Ciência é uma forma de interpretar os fe-
nômenos da natureza e se fundamenta na obser-
vação criteriosa, na experimentação e na interpre-
tação lógica dos fenômenos que a natureza nos 
apresenta. O desenvolvimento científico ocorre 
em um ciclo denominado “MÉTODO CIENTÍFICO”, 
representado no esquema a seguir:
SUBSTÂNCIA E MISTURA1 
1.1 O Método Científico
As observações de um fenômeno podem 
ser avaliadas por meio de medidas (tempo, peso, 
distância etc.). Em Ciência, as Leis são sempre NA-
TURAIS, ou seja, não são feitas pelo homem (por 
exemplo, a Lei da Gravidade), e constituem-se na 
observação da repetição dos fenômenos naturais. 
Já a Hipótese, é uma explicação provisória que pre-
cisa ainda de novas experiências para ser confirma-
da e, se após experimentação, não for contestada, 
torna-se Teoria (esta sim é uma elaboração do pen-
samento humano).
Com o desenvolvimento da tecnologia, no-
vos instrumentos de observação estão disponíveis 
aos homens para aprimorar a interpretação dos fe-
nômenos naturais; dessa forma, as Teorias Científi-
cas permanecem em constante evolução.
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Definimos Matéria como tudo que tem mas-
sa e ocupa espaço no Universo; portanto, quase 
tudo o que nos cerca pode ser considerado maté-
ria (água, ar, solo, madeira, ferro etc.).
A matéria é constituída basicamente por 
Substâncias Simples, Substâncias Compostas e 
Misturas.
1.2 Classificação da Matéria
Como exemplo, poderemos citar:
Moléculas de gás oxigênio (O2) Moléculas de água (H2O)
Fonte: http://resumos.webnode.com.br/resumos/a3%C2%AA%20serie/
a1%C2%BA%20bimestre/quimica/.
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A Matéria, qualquer que seja a sua classifica-
ção, pode sofrer dois tipos de fenômenos:
ƒƒ Fenômeno Químico: aquele no qual 
ocorre uma modificação na estrutura das 
moléculas que formam o material;
ƒƒ Fenômeno Físico: aquele no qual não 
ocorre modificação na estrutura molecu-
lar e, portanto, poderá ser reversível. 
AtençãoAtenção
A matéria pode ser constituída de Subs-
tâncias Puras Simples (aquelas cujas mo-
léculas são formadas pelo mesmo tipo 
de átomo), Substâncias Puras Compostas 
(aquelas cujas moléculas são formadas de 
átomos diferentes) ou Misturas (sistema 
constituído de moléculas diferentes).
Todo material, seja ele uma substância pura 
(simples ou composta) ou uma mistura, apresen-
ta PROPRIEDADES EXTENSIVAS (aquelas que 
dependem da quantidade) e PROPRIEDADES IN-
TENSIVAS (aquelas que não dependem da quanti-
dade) e o estudo dessas propriedades nos permite 
desenvolver materiais novos com características 
importantes para o desenvolvimento tecnológico.
São exemplos de Propriedades Extensivas: 
Massa, Volume e Comprimento; e de Propriedades 
Intensivas: Ponto de Fusão (PF), Ponto de Ebuli-
ção (PE), Densidade e Cor, pois não dependem da 
quantidade do material, portanto não podem ser 
somados (por exemplo, 1 litro de água ebule a 100 
ºC e 1 atm de pressão; 2 litros de água irão ebulir 
exatamente nas mesmas condições).
Existem outras propriedade intensivas que 
possuem uma nomenclatura bastante específica.
Exemplos:
ƒƒ ductibilidade: capacidade do material 
em ser transformado em fios;
ƒƒ maleabilidade: capacidade do material 
em ser transformado em lâminas;
ƒƒ dureza: resistência do material a riscos;
ƒƒ propriedades organolépticas: aquelas 
que “despertam” os nossos sentidos, tais 
como: cor, cheiro e sabor.
As PROPRIEDADES INTENSIVASsão as que fa-
zem a diferenciação dos vários tipos de materiais 
que existem na natureza. Elas nos auxiliam na aná-
lise desses materiais. 
1.3 Propriedades da Matéria
Os Fenômenos Físicos são basicamente as 
mudanças de estado (solidificação, evaporação, 
liquefação, sublimação, condensação e ebulição). 
Sabemos que o estado físico do material é uma ca-
racterística intensiva, mas que depende de fatores 
externos como a pressão e a temperatura. 
Observou-se, experimentalmente, que as 
Substâncias Puras (Simples ou Compostas), ao 
mudarem de estado físico, mantêm a temperatura 
constante; isso ocorre pois toda energia adiciona-
da ao sistema estará sendo usada para a separação 
das moléculas.
Lembre-se de que o que diferencia os esta-
dos físicos sólido, líquido e gasoso é a distância en-
tre as moléculas.
Já quando aquecemos uma mistura, quando 
esta começa a mudar de estado físico, não obser-
vamos uma constância na temperatura.
1.4 Gráficos de Mudança de Estado
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Esse fato nos auxilia na diferenciação de 
substâncias puras de misturas. Veja os exemplos 
de gráficos a seguir:
Observamos, nesse gráfico, que abaixo de 0 
°C, a água está no estado sólido (S) e, ao aquecer-
mos até o PF, a temperatura se mantém constan-
te (patamar no gráfico) e coexistem as duas fases, 
ou seja, sólida e liquida (S+L); o mesmo ocorre no 
PE, com as duas fases existindo ao mesmo tempo 
(líquida e gasosa) e a temperatura se mantendo 
constante.
Isso não ocorre quando temos uma mistura 
comum, como veremos no próximo gráfico.
Nesse gráfico do aquecimento da água com 
sal de cozinha, observamos que não ocorre pata-
mar em que a temperatura se mantém constante 
– isso é característico de misturas –, porém exis-
tem misturas especiais que apresentam compor-
tamento semelhante ao das substâncias puras na 
mudança de fase.
Elas são chamadas Misturas Azeotrópicas, 
as quais apresentam o mesmo comportamento 
das substâncias puras somente durante a ebulição 
(por exemplo, a mistura de água e álcool etílico); e 
Misturas Eutéticas, nas quais o patamar de tem-
peratura constante ocorre apenas durante a fusão, 
como o que ocorre com algumas ligas metálicas.
 Até agora, falamos de propriedades dos ma-
teriais do ponto de vista macroscópico, ou seja, 
propriedades que conseguimos perceber com 
os nossos sentidos. No próximo capítulo, vamos 
adentrar no universo microscópico, ou seja, estare-
mos estudando fenômenos que não conseguimos 
perceber de forma direta só com nossos olhos; 
para isso, é importante desenvolvermos o pensa-
mento analítico. 
Fonte: http://www.infoescola.com/fisica/calor-latente-e-calor-
especifico/.
Fonte: http://geocities.ws/saladefisica8/termologia/estado.
html.
AtençãoAtenção
As Substâncias Puras (simples ou com-
postas) sempre apresentarão temperatura 
constante durante as mudanças de estado 
físico. As misturas comuns não apresen-
tam temperatura constante durante as 
mudanças de estado.
1.5 Resumo do Capítulo
No primeiro capítulo, é importante que você observe que as propriedades extensivas da matéria 
são aquelas que podem ser somadas, já as propriedades intensivas são características do material e não 
podem ser somadas, como cor, ponto de ebulição etc. 
Note também que as substâncias puras se diferenciam das misturas, entre outros fatores, pelo fato 
de manterem a sua temperatura constante durante as mudanças de fase físicas, embora existam misturas 
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especiais (azeotrópicas e eutéticas), que têm gráficos de mudança de fase semelhantes ao apresentado 
pelas substâncias puras.
1.6 Atividades Propostas
1. Observe a tabela a seguir:
No interior de um freezer a -18 °C, estarão, no estado sólido, as substâncias:
a) Água, bromo e etanol.
b) Água, oxigênio e etanol.
c) Água, oxigênio e cloreto de sódio.
d) Água, bromo e cloreto de sódio.
2. Defina propriedade intensiva e propriedade extensiva e dê um exemplo de cada.
3. NÃO é considerada uma reação química a:
a) formação de neve.
b) digestão de alimentos.
c) conversão do vinho em vinagre.
d) dissolução de um comprimido efervescente em água.
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4. O gráfico representa a curva de resfriamento da água pura à pressão constante de 1 atm.
Assinale verdadeiro (V) ou falso (F) em cada uma das seguintes afirmativas:
( ) O fenômeno que ocorre na região B da curva é a solidificação e há duas fases em equilí-
brio.
( ) Na região C da curva, há somente a fase sólida.
( ) Nas regiões B e D da curva, a temperatura permanece constante.
( ) Na região D da curva, coexistem em equilíbrio as fases sólida e líquida.
A sequência correta é
a) V - V - F - V.
b) V - F - V - F.
c) V - F - F - F.
d) F - V - V - V.
e) F - F - V - V.
5. Classifique cada um dos materiais como substância simples, substância composta ou mistura:
ƒƒ Soro fisiológico
ƒƒ Água mineral
ƒƒ Água destilada
ƒƒ Gás nitrogênio
ƒƒ Diamante
ƒƒ Gás carbônico
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Recordando o que falamos no primeiro ca-
pítulo sobre o desenvolvimento do pensamento 
científico, as teorias sobre a natureza dos átomos 
foi evoluindo juntamente à tecnologia, que nos 
propiciou instrumentos para melhorar a observa-
ção de fenômenos que nossos olhos não enxerga-
riam. Dessa forma, é útil conhecermos o histórico 
dos modelos (teorias) atômicos dos vários filósofos 
e cientistas que contribuíram com o desenvolvi-
mento do pensamento científico.
ƒƒ 450 a.C. – Leucipo: a matéria pode se 
dividir em partículas cada vez menores;
ƒƒ 400 a.C. – Demócrito: considerado o pai 
do atomismo grego, foi o primeiro a dar 
a denominação de átomo para o que se-
ria (na percepção dele) a menor partícula 
de matéria;
ƒƒ 1661 – Boyle: foi o autor do livro Scep-
tical chemist, no qual defendeu o ato-
mismo e deu o primeiro conceito de ele-
mento com base experimental;
ƒƒ 1808 – Dalton: primeiro modelo atômi-
co com base experimental. O átomo é 
uma partícula maciça, como uma boli-
nha, e indivisível; 
ƒƒ 1834 – Faraday: estudo quantitativo de 
eletrólise, através do qual surgiu a ideia 
da eletricidade associada aos átomos;
ƒƒ 1859: primeiras experiências de descar-
gas elétricas em gases à pressão reduzi-
da (ao redor de 10 mmHg). Descoberta 
dos “raios”, posteriormente chamados 
catódicos (os primórdios da tecnologia 
da televisão);
ƒƒ 1874 – Stoney: admitiu que a eletrici-
dade estava associada aos átomos em 
quantidades muito pequenas. Primeira 
ideia de quantização da carga elétrica;
ƒƒ 1879 – Crookes: primeiras experiências 
de descarga elétrica a alto vácuo;
ƒƒ 1895 – Röentgen: descoberta dos raios 
X;
ƒƒ 1896 – Becquerel: descoberta da ra-
dioatividade;
ƒƒ 1897 – Thomson: descargas elétricas 
em alto vácuo (tubos de Crookes) leva-
ram à descoberta do elétron. O átomo 
seria uma partícula maciça, mas não in-
divisível, como era a ideia de Dalton. Se-
ria formado por uma geleia com carga 
positiva, na qual estariam incrustados os 
elétrons (modelo do pudim de passas). 
Determinação da relação carga/massa 
(e/m) do elétron;
ƒƒ 1898 – Marie Curie: descoberta do po-
lônio e do rádio;
ƒƒ 1900 – Max Planck: teoria do quantum 
(quantidade finita de energia);
ƒƒ 1905 – Einstein: teoria da relatividade. 
Relação entre massa e energia (e = mc2). 
Conseguiu explicar o que seria o efeito 
fotoelétrico. Denominação fóton para o 
quantum de energia radiante (luz);
ƒƒ 1909 – Millikan: determinação da carga 
do elétron;
MODELOS ATÔMICOS2 
2.1 Histórico dos Modelos Atômicos
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ƒƒ 1911 – Rutherford: o átomo não é ma-
ciço nem indivisível. O átomo seria for-
mado por um núcleo muito pequeno, 
com carga positiva, no qual estaria con-
centrada praticamente toda a sua massa. 
Ao redor do núcleo, ficariam os elétrons, 
neutralizando sua carga. Este é o mode-
lo do átomo nucleado, um modelo que 
foi comparado ao sistema planetário, em 
que o Sol seria o núcleo e os planetas se-
riam os elétrons;
ƒƒ 1913 – Bohr: modelo atômico funda-
mentado na teoria dos quanta e susten-
tado experimentalmente com base na 
espectroscopia. Distribuição eletrônica 
em níveis de energia. Quando um elé-
tron do átomo recebe energia, ele salta 
para outro nível de maior energia (salto 
quântico), portanto mais distante do nú-
cleo. Quando o elétron volta para o seu 
nível de energia primitivo (mais próximo 
do núcleo), ele cede a energia anterior-
mente recebida sob forma de uma onda 
eletromagnética (luz), ou seja, emite um 
fóton;
ƒƒ 1916 – Sommerfeld: modelo de trajetó-
rias elípticas para o elétron. Introdução 
dos subníveis de energia;
ƒƒ 1920 – Rutherford: caracterização do 
próton como sendo o núcleo do átomo 
de hidrogênio e a unidade de carga po-
sitiva. Previsão de existência do nêutron;
ƒƒ 1924 – De Broglie: modelo da dualida-
de partícula-onda para o elétron;
ƒƒ 1926 – Heisenberg: princípio da incer-
teza, ou seja, é impossível prever a posi-
ção e a velocidade de um elétron simul-
taneamente;
ƒƒ 1927 – Schrödinger: Modelo Matemáti-
co para o átomo através da Equação de 
função de onda para o elétron;
ƒƒ 1932 – Chadwick: descoberta do nêu-
tron. 
É importante notar que, com essa linha do 
tempo histórica, os cientistas seguiram o ciclo do 
pensamento científico descrito no nosso capítulo 
1, ou seja, à medida que novos instrumentos de 
observação e pesquisa foram surgindo, novas teo-
rias foram se consolidando, mas nem sempre inva-
lidaram as teorias anteriores. Todas elas coexistem 
e se complementam.
Mesmo sabendo hoje que o átomo não é a 
menor partícula da matéria, mantém-se o nome 
dado por Demócrito (em grego, átomo significa 
indivisível).
Em ciência, temos que substituir o conceito 
de CERTO e ERRADO por ADEQUADO e INADE-
QUADO, pois, dependendo com o que você esti-
ver trabalhando, poderá usar uma teoria atômica 
antiga, como a de Dalton, e ser adequado (por 
exemplo, quando lidamos com grande quantida-
de de massa dos elementos), já se você estiver tra-
balhando com nanotecnologia, a teoria de Dalton 
será inadequada, pois não contempla o modelo 
quântico.
Pretendemos que você possa ter uma no-
ção ampla dos modelos atômicos, entretanto, no 
nosso próximo tema, vamos desenvolver a ideia 
do modelo atômico mais atual, ou seja, o modelo 
quântico, sem nos aprofundarmos nos conceitos 
matemáticos que o modelo quântico exige.
AtençãoAtenção
Os modelos atômicos são representações 
que evoluem juntamente ao desenvolvi-
mento da tecnologia. Não podemos falar 
em modelo certo ou errado, mas sim em 
ADEQUADO ou INADEQUADO ao que 
pretendemos estudar.
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Neste capítulo, você deve ter percebido que os modelos de estrutura atômica evoluíram ao longo 
da história da ciência e continuarão evoluindo com o avançar da tecnologia, que nos possibilita uma 
melhor observação da natureza.
O modelo de Dalton (bolinha), o de Thomson (com a existência de cargas negativas e positivas), o 
de Rutherford-Bohr (modelo planetário), até o modelo Orbital (probabilidade matemática de se encon-
trar o elétron), considerando Heisenberg (é impossível prever ao mesmo tempo a posição e a velocidade 
de um elétron), bem como o modelo quântico de Schrödinger, nos possibilitaram o avanço de inúmeras 
tecnologias, como, por exemplo, a nanotecnologia. 
2.2 Resumo do Capítulo
1. O que o modelo de Bohr contribuiu para o conhecimento da estrutura atômica?
2. Qual a contribuição do modelo atômico de Heisenberg? 
2.3 Atividades Propostas
Saiba maisSaiba mais
Gostaria de sugerir a você um pequeno resumo de artigo e links de sites que poderão auxiliá-lo no conhecimento sobre 
modelos atômicos:
O modelo atômico de Dalton propôs que a matéria é constituída de minúsculas partículas empilhadas, por exemplo, como um 
amontoado de laranjas. Em que o átomo é uma minúscula esfera maciça, impenetrável, indestrutível, indivisível e sem carga,e que 
todos os átomos de mesmo elemento, eram considerados por ele, como idênticos. Este modelo recebeu o nome de modelo atômico 
da bola de bilhar.
Já Thomson, experimentalmente, provou que o átomo possui carga positiva e negativa, através de uma ampola de Crookes, em 
que raios catódicos poderiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas negativas. Assim concluiu que, estas partículas 
negativas faziam parte de qualquer átomo e recebeu o nome de elétron. O modelo atômico de Thomson propôs que o átomo fosse 
um fluido com carga positiva de formato quase esférico, no qual os elétrons estavam dispersos.
Posteriormente, em 1911 Rutherford realizou o experimento da folha de ouro, em que uma folha de ouro muito fina foi bombardea-
da por partículas alfa (partículas positivas), grande parte das partículas atravessou a folha em trajetórias retilíneas, porém outras 
sofriam desvio. Desta forma, Rutherford concluiu que o átomo é formado por espaços vazios (onde as partículas alfa atravessaram) 
e por um núcleo central (onde as partículas foram desviadas). Portanto, o átomo é formado por um núcleo muito pequeno, com 
carga positiva e ao redor do núcleo orbitam os elétrons, como no sistema planetário, porém os elétrons ao longo do tempo perderia 
energia e espiralaria e cairia no núcleo. Veja o esquema do experimento: 
Em 1924 de Broglie introduziu o conceito de ondas de matéria, pois para 
que o elétron ocupe apenas níveis discretos de energia é necessário que se 
comporte como onda. Assim, o átomo pode se comportar como onda e 
partícula.
Já Schrödinger formulou uma equação que descreve como as ondas ma-
teriais mudam sob a influência de forças externas. Esta equação represen-
ta as possibilidades do que pode acontecer a determinado sistema.
Fonte: Silva et al. (2008).
Visite o site: http://www.cienciamao.if.usp.br. Fonte: aparicio@iqm.unicamp.br () QG107 - 1s/2009.
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Rutherford, através de seus experimentos, 
sugeriu que um átomo teria um diâmetro da or-
dem de grandeza de 10-8 cm. A eletrosfera é cerca 
de 10 a 100 mil vezes maior que o núcleo. Para ima-
ginarmos melhor a diferença de tamanho entre a 
eletrosfera e o núcleo atômico, pense que, se o nú-
cleo for do tamanho de uma bola de futebol, a ele-
trosfera desse átomo seria do tamanho do estádio 
inteiro do Maracanã.
Hoje, entendemos a lógica dessa diferença 
de tamanho, pois, se na eletrosfera temos apenas 
elétrons (com carga negativa), eles sofrem intensa 
repulsão entre eles, de forma a se espalharem. Já 
no núcleo, apesar de termos os prótons (carga po-
sitiva), que também sofrem repulsão mútua, existe 
o nêutron (sem carga elétrica) para equilibrar a re-
pulsão entre um próton e outro.
ESTRUTURA ATÔMICA3 
3.1 Dimensões do Átomo
3.2 Partículas Subatômicas
Os átomos não são bolinhas maciças como a 
hipótese de Dalton. Eles possuem em seu interior 
outras partículas menores e as três mais significati-
vas para o nosso estudo são os PRÓTONS, os NÊU-
TRONS e os ELÉTRONS.
Partícula Massa (g)
Carga
Coulomb Unidade de Carga
Elétrons 9,10939.10-28 -1,6.10-19 -1
Prótons 1,67262.10-24 +1,6.10-19 +1
Nêutrons 1,67493.10-24 Zero 0
Perceba que a massa do Próton e do Nêutron 
são praticamente iguais e que a massa do elétron é 
muito menor do que a do próton ou nêutron (ob-
serve a potência). Dessa forma, quando queremos 
nos referir à massa atômica, deveremos levar em 
consideraçãoapenas a massa do próton e do nêu-
tron e desprezar a massa do elétron. Não que ele 
não tenha massa, mas é insignificante comparada 
com a das outras duas partículas. É como se qui-
séssemos pesar dois elefantes em uma balança e 
depois colocássemos uma formiguinha junto para 
pesar.
Deise Zamboni Schaffer
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Então, definimos Massa Atômica (A) como a 
soma das massas dos Prótons (P) e Nêutrons (N). 
A= P+N 
Também é necessário definir um número de 
identificação do átomo, já que temos uma quanti-
dade grande de átomos diferentes. Dessa necessi-
dade, foi preciso pensar em uma partícula estável 
(permanece no átomo) e foi escolhido o Próton, já 
que possui carga observável (o nêutron não possui 
carga elétrica) e está no núcleo atômico. O elétron, 
por estar na camada externa do átomo (eletrosfe-
ra), entra e sai do átomo com grande facilidade.
Então, definimos o Número Atômico (Z) 
como o número de identificação do átomo, que 
corresponde ao número de Prótons do seu núcleo.
 
Z = P
Para representarmos um átomo, iremos usar 
a convenção:
A
 Símbolo
Z
Sendo o Símbolo a primeira letra do nome 
do elemento (latim) maiúscula e, se houver uma 
segunda letra, será minúscula.
A= Z+N
Z= P
3.3 Isótopos
Verificamos que, no núcleo do átomo, temos 
os prótons e nêutrons e que suas massas são prati-
camente iguais. Hoje, entendemos que o nêutron 
é responsável por equilibrar a repulsão elétrica 
existente entre um próton e outro. Graças à exis-
tência do nêutron, o núcleo atômico é muito mais 
compacto que a eletrosfera do átomo.
Entretanto, a quantidade de nêutron em um 
átomo pode variar. Ela poderá ser igual ou, às ve-
zes, maior que a quantidade de prótons no núcleo. 
Dessa forma, como a massa atômica (A) é dada 
pela soma de prótons e nêutrons, então teremos 
átomos do mesmo elemento químico (mesmo Z), 
porém com massas diferentes.
A esse fenômeno damos o nome ISÓTOPOS.
Na natureza, existem isótopos de quase to-
dos os elementos químicos e os cientistas conse-
guem fabricar em laboratório isótopos para serem 
usados para fins tecnológicos diversos (desde a ge-
ração de energia até medicamentos e instrumen-
tos médicos).
Como exemplo, poderíamos citar o hidrogê-
nio que existe na natureza em três formas isotópi-
cas:
 1
1H 
2
1H 
3
1H
Hidrogênio comum Deutério (apelido) Trítio (apelido) 
Existe cerca de 76% Existe cerca de 21% Existe +/- 3% 
1 Próton 1 Próton 1 Próton
1 Elétron 1 Elétron 1 Elétron
0 Nêutron 1 Nêutron 2 Nêutrons
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Verificamos, portanto, que o átomo é forma-
do basicamente pelo núcleo, contendo prótons 
e nêutrons, e a eletrosfera, contendo os elétrons. 
Lembrando-nos da natureza dessas partículas, o 
elétron, por ter uma massa muito pequena, tem um 
comportamento dual (onda/partícula) já demons-
trado por Bohr e, no seu movimento randômico 
(indeterminado), ele por vezes escapa do átomo. 
Se em um átomo (que tem sempre neutralidade 
elétrica), temos a mesma quantidade de prótons 
(+) e elétrons (-), por isso a neutralidade atômica, 
quando um elétron escapa do átomo, este ficará 
com um número de prótons maior; dessa forma, 
não poderemos mais chamá-lo de átomo, pois ele 
já não está mais neutralizado.
Denominamos Íons os átomos que já não es-
tão neutros, ou seja, que perderam ou ganharam 
elétrons.
Existem dois tipos de Íons:
ƒƒ Cátions: Íon Positivo (+). O átomo PER-
DEU ELÉTRONS, portanto a quantidade 
de prótons (+) está maior que a de elé-
trons (-);
ƒƒ Ânions: Íon Negativo (-). O átomo GA-
NHOU ELÉTRONS, portanto a quantida-
de de prótons (+) está menor que a de 
elétrons (-).
A representação gráfica para íons será:
A carga
 Símbolo 
Z
3.4 Átomos e Íons
Através dos experimentos de Bohr, verificou-
se que os elétrons “vibram” em várias camadas 
e subcamadas, mas cada uma delas possui uma 
quantidade bem definida de energia (quantum). 
Observou-se a distribuição dos elétrons nas 
camadas quando, no experimento, se forneceu 
um quantum a mais de energia para o elétron; 
este, portanto, com mais energia tende a se afastar 
do núcleo (que é positivo e o atrai fortemente), 
mas, ao ser promovido, como ele nunca para de 
se movimentar, acaba por perder o quantum de 
energia extra que lhe foi fornecido; nesse instante, 
ele retorna à sua camada de origem e emite um 
fóton (LUZ) característico da energia da camada.
Existem elétrons “vibrando” em todos os 
comprimentos de ondas, mas a estrutura atômica 
se baseou nas 7 cores do espectro da LUZ VISÍVEL.
Assim, a seguir, iremos mostrar como é a dis-
tribuição dos elétrons nas 7 camadas ou níveis de 
energia: 
3.5 Distribuição Eletrônica
Núcleo
Camada
K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
Nível
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Denominou-se a primeira camada de K, pois 
ela está próxima ao núcleo atômico (K de Kern, que 
é núcleo em Alemão).
As camadas ou níveis de energia são forma-
dos de subcamadas ou subníveis de energia, de-
signados pelas letras s, p, d, f, g, h, i.
AtençãoAtenção
O átomo está estruturado em um núcleo, 
em que existem Prótons (+) e Nêutrons 
(0), e uma coroa ou eletrosfera, em que os 
Elétrons (-) estão organizados em níveis e 
subníveis quantizados de energia.
Subníveis conhecidos em cada nível de energia: 
Subnível 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f 
5g
6s 6p 6d
6f 6g 6h
7s
7p 7d 7f 
7g 7h 7i
Nível
1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
Subníveis em ordem crescente de energia (Aufbau): 
A ordem crescente de energia dos elétrons 
nesses subníveis nem sempre segue uma ordem 
geométrica (camadas), pois, assim como, quando 
olhamos para um arco-íris, não conseguimos defi-
nir bem aonde termina o amarelo e começa o ver-
de, por exemplo (existe uma sobreposição ener-
gética no limite das cores), nos subníveis a ordem 
crescente de energia foi mensurada e segue um 
diagrama em diagonais, que chamamos Regra de 
Aufbau. No esquema do diagrama a seguir, já adi-
cionamos no índice de cada subnível a quantidade 
máxima de elétrons que pode conter (essa quanti-
dade foi descrita por Ridberg) e a ordem crescente 
de energia se dá pelas linhas diagonais ao diagra-
ma, como você verá a seguir.
 
Diagrama de Aufbau
Os elétrons estão distribuídos, portanto, em 
níveis, subníveis e, de forma mais reduzida, em or-
bitais.
K 1s 2 
L 2s 2 2p 6 
M 3s 2 3p 6 3d 10 
N 4s 2 4p6 4d 10 4f 14
O 5s 2 5p 6 5d10 5f 14 5g 18
P 6s 2 6p6 6d 10 6f 14 6g 18 6h 22
Q 7s 2 7p6 7d 10 7f 14 7g 18 7h 22 7i 26
 
DicionárioDicionário
Orbital: é uma região do espaço de máxima 
probabilidade de se encontrar o elétron.
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Como podemos imaginar os elétrons (lem-
bre-se de que eles todos têm carga negativa) “ha-
bitando” espaços reduzidos como os orbitais?
Do ponto de vista elétrico, isso é difícil, pois 
cargas de mesmo sinal se repelem; entretanto, 
lembre-se de que os elétrons possuem movimento 
randômico e, entre esses movimentos indetermi-
nados, temos dois tipos que podemser antagôni-
cos entre si:
ƒƒ Movimento de rotação no Sentido Horá-
rio;
ƒƒ Movimento de rotação no Sentido Anti-
-horário.
A esses movimentos damos o nome de SPIN.
Graças ao SPIN, dois elétrons podem se “atrair 
magneticamente”, como ocorre com os polos opos-
tos de um imã, e, dessa forma, poderá existir em 
um orbital no máximo 2 elétrons (spins opostos).
Os números quânticos indicam a energia do 
elétron no átomo e a região. O número quântico 
principal (n) indica o nível de energia na camada. 
Varia de n = 1 a n = 7, respectivamente, no 1º, 2º, 
3º... nível de energia.
O número máximo de elétrons em cada nível 
é dado pela equação de Ridberg: x= 2n2. 
O número quântico secundário ou azimu-
tal (l) indica a energia do elétron no subnível. 
O número quântico de Spin (s) indica o mo-
mento magnético do elétron e pode ser represen-
tado por + ½ ou - ½, por convenção.
A seguir, você irá encontrar o espectro ele-
tromagnético, para observar que essas 7 camadas 
eletrônicas que estudamos são aquelas que os elé-
trons nos “apresentaram” dentro do comprimento 
de onda da luz visível. Lembre-se de que existem 
elétrons vibrando em outros comprimentos de 
ondas, como, por exemplo, no infravermelho e no 
ultravioleta, e já existem aparelhos capazes de “ob-
servar” isso em análise espectrofotométrica.
 
 
DicionárioDicionário
SPIN: é o movimento de rotação de um elétron 
que cria ao seu redor um campo magnético.
Esquema de espectro eletromagnético
Fonte: http://www.arq.ufsc.br/labcon/arq5656/Curso_Iluminacao/07_cores/luz_01.htm.
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No capítulo 3, você observou que a estrutura atômica que estudamos atualmente está baseada nas 
informações que os cientistas conseguiram a partir do espectro eletromagnético e de difração de raios X. 
Portanto, os elétrons (carga negativa) vibram na eletrosfera em 7 camadas, que correspondem ao espec-
tro da luz visível (K, L, M, N, O, P, Q), e em subníveis correspondentes ao número da camada (equação de 
Ridberg – s, p, d, f, g, h, i). Em um Orbital, podem haver, no máximo, dois elétrons, sendo estes de SPINS 
(movimento de rotação de um elétron) OPOSTOS e os elétrons desemparelhados em um orbital poderão 
participar de ligações químicas. A ordem crescente de energia dos subníveis é dada pelo diagrama de 
Aufbau.
3.6 Resumo do Capítulo
3.7 Atividades Propostas
1. O que são modelos atômicos?
2. Quais são as partículas estáveis constituintes dos átomos e como elas estão distribuídas?
3. Determine os números de prótons, elétrons, nêutrons, atômico e de massa das espécies quí-
micas a seguir:
 207 32 64
a) 82 Pb
 4+ b) 16 S
 2- c) 29Cu
4. Faça a distribuição eletrônica das espécies, seguindo sempre o diagrama de Aufbau. 
 39 36 36
 19K 16S 16S
2- 
5. Determine os números de prótons, elétrons, nêutrons, atômico e de massa das espécies quí-
micas a seguir:
 137 31 223 
a) 56 Ba
 2+ b) 15 P 
3- c) 87Fr
6. Analise a tabela:
Quais espécies são neutras?
ESPÉCIE NÊUTRONS PRÓTONS ELÉTRONS
X 20 17 17
Y 17 17 18
Z 78 79 78
W 18 18 18
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7. A distribuição eletrônica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 pode pertencer a:
a) 19F b) 39K+1 c) 19F- d) 39K e) 40Ca+2
 9 19 9 19 20
8. Qual será a distribuição eletrônica do átomo de 27Al:
 13
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s1 
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
d) 1s2 2s2 2p6 3p3 
e) 1s2 2s2 2p6 3s3 
9. Qual a distribuição eletrônica de um elemento de Z=20?
10. Qual será a distribuição eletrônica do cátion Ferro +3, cujo número atômico é 26?
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25
Após inúmeras tentativas dos cientistas do 
mundo inteiro de compilar de forma lógica e orga-
nizada os elementos químicos, em 1869, o cientista 
russo Mendeleev conseguiu organizar pela primei-
ra vez a tabela periódica que utilizamos atualmen-
te. Na época, Mendeleev conhecia apenas 70 ele-
mentos e, mesmo assim, a sua organização foi tão 
eficiente que conseguiu prever a descoberta dos 
outros elementos existentes na natureza e deixou 
lugar marcado para eles na tabela. Hoje, a tabela 
periódica conta com 118 elementos e, destes, 88 
são naturais, sendo o restante fabricado pelo ser 
humano em laboratório, alguns com uma existên-
cia tão curta que mal deu para estudá-los ou dar 
nome a eles. A seguir, um exemplo de tabela:
CLASSIFICAÇÃO E PROPRIEDADES 
PERIÓDICAS4 
4.1 Tabela Periódica
Fonte: http://grandeabobora.com/a-tabela-periodica-em-video.html.
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26
A atual tabela periódica dos elementos é di-
vidida em grupos e períodos. Cada coluna vertical 
é denominada grupo ou família e cada fila horizon-
tal é denominada período. Os grupos são divididos 
em A e B. Os grupos A são enumerados de IA até 
VIIA, mais o grupo 0 (zero). Os elementos desses 
grupos são conhecidos como elementos repre-
sentativos, cujo subnível de maior energia de seus 
átomos é s ou p. Os grupos B são enumerados de IB 
até VIIIB. Os elementos desses grupos são chama-
dos elementos de transição e o subnível de maior 
energia de seus átomos é d. A International Union 
of Pure and Applied Chemistry (IUPAC – União 
Internacional de Química Pura e Aplicada), que é 
uma organização internacional que regulamenta 
a nomenclatura de todos os compostos, no entan-
to, recomenda atualmente a numeração dos gru-
pos em algarismos arábicos de 1 a 18, da esquerda 
para a direita. Os períodos (linhas horizontais) são 
enumerados de 1 a 7 e as duas fileiras localizadas à 
parte da tabela são os elementos actinoides e lan-
tanoides, que constituem os elementos de transi-
ção interna, cujo subnível mais energético de seus 
átomos é f. O período em que um elemento está 
localizado indica o número de camadas eletrôni-
cas do elemento. Assim, por exemplo, o fósforo (P 
– Phosphorum) está localizado no 3o período, logo, 
tem 3 camadas ou níveis de energia. Nas famílias 
A (representativos) e nos grupos IB e IIB, o número 
da coluna indica o número de elétrons da cama-
da de valência do elemento. Assim, o oxigênio, por 
exemplo, que está no grupo 6A, apresenta 6 elé-
trons na última camada.
Alguns grupos de elementos representati-
vos muito comuns recebem nomes especiais, tais 
como:
ƒƒ Grupo IA: Metais Alcalinos;
ƒƒ Grupo IIA: Metais Alcalinos Terrosos;
ƒƒ Grupo VIA: Calcogênios;
ƒƒ Grupo VIIA: Halogênios;
ƒƒ Grupo 0 ou 18: Gases Nobres.
AtençãoAtenção
Número do período (linha horizontal) = 
Número de camadas eletrônicas.
Grupo A (elementos representativos) – o 
número do grupo = Número de elétrons 
na última camada.
Na tabela periódica, os átomos são orga-
nizados na ordem crescente de seus números 
atômicos. A periodicidade nas propriedades dos 
elementos é resultado da periodicidade nas con-figurações eletrônicas de seus átomos. Pode-se 
dizer que cada período é iniciado pela adição de 
um elétron a uma nova camada, mais externa, de-
nominada camada de valência. Os elétrons da 
camada de valência são responsáveis pela maneira 
de os átomos se combinarem entre si. Quando oito 
elétrons estão presentes na camada de valência, 
sua configuração é ns2 np6 (lembre-se de que n = 
número quântico principal e mostra a camada) e 
o elemento é um gás nobre. Esta é uma configura-
ção estável e os gases nobres têm pouca tendência 
a reagir. A configuração ns2 np6 é chamada octeto, 
porque consiste em um total de oito elétrons, e a 
generalização dessa configuração de estabilidade 
é conhecida como regra do octeto. Muitos elemen-
tos adquirem estabilidade através do octeto.
4.2 As Configurações Eletrônicas
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27
O raio de um átomo nos informa o seu “tama-
nho”, isto é, o volume atômico, e não é uma coisa 
fácil de ser calculada, não por dificuldades devido 
às técnicas experimentais, mas devido à interpre-
tação dos resultados. Por exemplo, na molécula 
de H2, o raio covalente (distância entre os núcleos 
de dois átomos ligados) é 0,074 nm (0,034 nm por 
átomo). No diamante, a distância de ligação entre 
dois átomos de carbono é 0,154 nm (0,077 nm por 
átomo). No entanto, na molécula de CH4, a distân-
cia entre um átomo de carbono e um átomo de hi-
drogênio, que supostamente seria dada por 0,034 
nm + 0,077 nm, ou seja, 0,114 nm, é 0,110 nm. Os 
métodos empregados são bem precisos e a discre-
pância de 0,004 nm não pode ser desprezada. Isso 
nos mostra que o raio efetivo do átomo não é cons-
tante, já que os elétrons sempre se movimentam e 
interagem a cada átomo vizinho. A contribuição de 
cada átomo na distância de ligação total depende 
da natureza da ligação, que, por sua vez, depende, 
em parte, das propriedades dos átomos.
Apesar das dificuldades, é possível reunir um 
conjunto de dados de raios atômicos aproximados 
obtidos de medidas de distâncias interatômicas. 
Os resultados demonstram uma variação periódica 
dos raios atômicos em função do número atômi-
co. O raio atômico decresce ao longo do período 
e abaixo dos grupos. Isso se deve ao fato de que, 
ao longo de um período, o número atômico au-
menta, isto é, o núcleo contém mais prótons, o que 
aumenta a carga nuclear. Isso provoca um aumen-
to na força de atração exercida sobre os elétrons, 
aproximando-os do núcleo. Como resultado, o raio 
atômico diminui.
É interessante notar que, na série dos ele-
mentos de transição, o decréscimo do raio atômico 
é discreto em relação à dos representativos. A es-
trutura de configuração eletrônica dos elementos 
de transição é caracterizada pelo aumento gradual 
de elétrons na penúltima camada e não na cama-
da de valência. Uma vez que os elétrons são colo-
cados entre o núcleo e a camada de valência, eles 
protegem parcialmente os elétrons da camada de 
valência da força de atração exercida pelo núcleo. 
Esse efeito, chamado efeito de blindagem, reduz 
a carga nuclear efetiva, mantendo os elétrons de 
valência do átomo. Portanto, o raio atômico ao 
longo das séries dos elementos de transição não 
decresce tão rapidamente como na dos represen-
tativos.      
No final da série dos elementos de transição, 
a subcamada (n -1)d se aproxima de sua popula-
ção máxima, 10 elétrons, aumentando o efeito de 
blindagem; consequentemente, as repulsões in-
tereletrônicas entre a camada (n -1)d e a camada 
de valência compensam quase completamente o 
aumento na carga nuclear, acarretando um menor 
aumento no tamanho do raio, principalmente nas 
séries dos elementos de transição interna, em que 
a subcamada (n -2)f, que é preenchida ao longo do 
período, comporta um grande número de elétrons 
(14, no máximo). Num mesmo grupo, o raio atômi-
co aumenta e, nos elementos representativos, esse 
aumento é bastante pronunciado. A carga nuclear 
é crescente no grupo e o núcleo tende a atrair mais 
fortemente os elétrons, porém o número de cama-
das eletrônicas também é crescente. Portanto, as 
repulsões intereletrônicas compensam essa atra-
ção nuclear, aumentando o raio atômico.
 
4.3 O Raio Atômico
AtençãoAtenção
O Raio Atômico aumenta nos grupos de 
cima para baixo, já que, dessa forma, au-
menta o número de camadas eletrônicas, 
e, nos períodos, da direita para esquerda, 
pois está no sentido contrário ao aumen-
to do Z (carga de prótons no núcleo). 
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Um caso interessante que devemos perceber 
em relação ao raio de um átomo é a alteração no 
tamanho deste quando o átomo se transforma em 
um íon. O raio de um íon é chamado raio iônico. 
Quando comparamos um átomo neutro com seu 
íon, a carga efetiva do núcleo sobre os elétrons per-
manece constante, pois o número atômico não se 
altera, porém, como o número de elétrons em um 
íon é sempre diferente do número de elétrons do 
átomo neutro, ocorrerá uma diferença no raio atô-
mico decorrente dessa situação. Por exemplo, um 
átomo de sódio, cuja configuração é 1s2  2s2 2p6 3s1, 
quando perde seu elétron 3s1, logicamente, perde 
também a terceira camada inteira, o que leva à re-
dução do raio. Além disso, o menor número de elé-
trons facilita a atração nuclear sobre a nuvem ele-
trônica restante, contribuindo para a redução do 
raio. Podemos generalizar que um cátion é sempre 
menor do que o átomo neutro que o originou.
Por outro lado, o cloro, por exemplo, cuja 
configuração é 1s2 2s2 2p5, quando recebe um 
elétron, aumenta seu número de elétrons e, con-
sequentemente, as repulsões intereletrônicas na 
sua camada 2p. Isso contribui para uma expansão 
da nuvem eletrônica, que aumenta o raio iônico. 
Portanto, um ânion é sempre maior do que o áto-
mo neutro que o originou. É importante ressaltar 
que só se devem fazer comparações entre espécies 
isoeletrônicas (que possuem o mesmo número de 
elétrons) ou entre um íon e seu átomo neutro cor-
respondente. Outras comparações não teriam sen-
tido.
4.4 O Raio Iônico
AtençãoAtenção
O átomo neutro é sempre maior que seu 
cátion.
O átomo neutro é sempre menor que seu 
ânion.
Além do raio atômico e do raio iônico, po-
demos ainda falar em raio covalente e raio de Van 
der Waals. O raio atômico corresponde ao raio do 
átomo em seu estado neutro, ou seja, sem se com-
binar; o raio iônico corresponde ao raio de um íon, 
ou seja, do átomo que ganha ou perde elétrons; e 
o raio covalente corresponde ao raio de um átomo 
que forma uma ligação covalente. O raio covalente 
é menor que o raio iônico, devido ao fato de o áto-
mo não receber elétrons, mas compartilhar, fazendo 
com que a expansão da nuvem eletrônica seja me-
nos intensa, já que o elétron não pertence somen-
te a um átomo.
Para exemplificar o conceito de raio de Van 
der Waals, vamos imaginar uma substância diatô-
mica no estado sólido. Nesse estado, as moléculas 
“encostam-se” umas às outras. Podemos esquema-
tizar as moléculas desenhando átomos com raios 
aparentes. Então, dá a impressão de que uma mo-
lécula está distanciada uma da outra.
Veja que o raio de Van der Waals, portanto, 
corresponde à metade da distância entre os nú-
cleos de dois átomos da substância (rA; rB) que se 
encostam e pertencem a moléculas diferentes. Trata-
-se de uma distância intermolecular.
4.5 Raio Covalente e Raio de Van der Waals
Fonte: http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/
estructura-enlaces.
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29
Quando um átomo isolado, em seu estado 
fundamental, absorve energia, o elétron pode se 
transferir de um nível energético quantizado para 
outro (vimos isso no capítulo 2). Se a energia for-
necida for suficiente, o elétron pode ser“arranca-
do” do átomo, originando um íon positivo (cátion). 
O elétron mais facilmente removível é aquele que 
possui maior energia (último a ser distribuído) e 
está menos atraído pelo núcleo. A energia de io-
nização é a energia mínima necessária para remo-
ver um elétron de um átomo isolado, no seu esta-
do fundamental. Uma vez que um átomo isolado 
está livre da influência de átomos vizinhos, o termo 
implica um átomo no estado gasoso. No caso de 
íons com mais de um elétron removível, dizemos 
que a energia necessária para remover o primeiro 
elétron é a primeira energia de ionização. Para o se-
gundo elétron, a segunda energia de ionização (que 
será sempre maior que a anterior) e assim por dian-
te. A energia de ionização geralmente é dada em 
kJ/mol (quilojoules por mol).
A energia de ionização também é uma pro-
priedade periódica e varia com o número atômico. 
Em geral, quanto maior a carga nuclear do elemen-
to, maior a atração dos elétrons pelo núcleo e mais 
difícil é a sua ionização. Portanto, a energia de ioni-
zação tende a aumentar através do período. 
         
4.6 A Energia de Ionização
4.7 A Afinidade Eletrônica
4.8 A Eletronogatividade
Um átomo pode receber um elétron, tor-
nando-se um íon negativo (ânion). Esse processo 
é normalmente acompanhado por uma liberação 
de energia e tal energia mede a intensidade que 
o átomo atrai o seu elétron. A afinidade eletrôni-
ca de um átomo é definida como a quantidade de 
energia envolvida no processo em que um átomo 
isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe 
um elétron, formando um ânion. Como a energia é 
liberada, a quantidade de energia para o processo 
é negativa. Portanto, quanto mais negativo for o 
valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência 
de o átomo receber o elétron.   As afinidades ele-
trônicas, em geral, têm valores menos negativos ao 
longo de um grupo (descendo), porque a camada 
de valência está progressivamente mais distante 
do núcleo e a blindagem da camada interna com-
pensa o aumento da carga nuclear. Como a ener-
gia de ionização, a afinidade eletrônica também é 
expressa em kJ/mol.
Se você estava preocupado(a) com a com-
plexidade dos conceitos anteriores, fique calmo(a). 
Para a Engenharia, a propriedade periódica mais 
relevante é a Eletronegatividade; as anteriores 
apenas “semeiam o seu terreno intelectual” para a 
eletronegatividade. 
OK! Respire fundo e vamos lá...
Numa ligação covalente, o par eletrônico é 
compartilhado entre dois átomos. Isso significa 
que o par é atraído simultaneamente para o nú-
cleo de ambos os átomos, resultando numa com-
petição pelos elétrons. Essa atração é medida por 
uma grandeza chamada eletronegatividade, que 
é definida como a tendência relativa de um átomo 
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em atrair o par de elétrons da ligação. A eletronega-
tividade tende a crescer da esquerda para a direita 
através de um período na tabela periódica, devido 
ao aumento da carga nuclear. Essa tendência é ge-
ralmente uniforme entre os elementos represen-
tativos. A eletronegatividade decresce à medida 
que a camada de valência se torna mais afastada 
do núcleo e à medida que o efeito de blindagem 
compensa amplamente o aumento da carga nu-
clear. Assim, os elementos com maior eletronega-
tividade são os ametais à direita, particularmente 
os da parte superior direita da tabela periódica. Os 
elementos com as mais baixas eletronegatividades 
são os metais, particularmente os que se encon-
tram na parte inferior esquerda da tabela periódi-
ca.
Para facilitar o seu aprendizado, importante 
será a observação espacial de como variam essas 
propriedades ao longo da tabela periódica.
Veja a seguir um esquema da variação das 
propriedades periódicas citadas: 
No capítulo 4, você percebeu a lógica com que Mendeleev estruturou a tabela periódica. As linhas 
horizontais (períodos) equivalem ao número de camadas eletrônicas que o átomo possui e as linhas 
verticais (grupos ou famílias) representam a configuração da última camada eletrônica dos elementos 
(grupo A ou representativo) e dizem respeito ao tipo de ligação que se espera desses átomos.
Quanto às propriedades periódicas, o tamanho atômico diz respeito à carga nuclear e ao número 
de camadas eletrônicas e a afinidade eletrônica, potencial de ionização e eletronegatividade são proprie-
dades que se “movimentam” na tabela, ao contrário do tamanho atômico.
É importante notar que a eletronegatividade (capacidade do átomo de atrair elétrons para si quan-
do combinado) é imprescindível para o estudo das ligações químicas. 
Fonte: http://reocities.com/Vienna/Choir/9201/periodicidade_quimica.htm.
4.9 Resumo do Capítulo
Química Geral e Experimental I
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31
1. As sucessivas energias de ionização do nitrogênio estão representadas no gráfico.
a) EXPLIQUE a variação observada nos valores de energia de ionização entre o primeiro e o 
quinto elétron.
b) EXPLIQUE por que o valor da energia de ionização do sexto elétron é muito maior do que a 
do quinto. Dados: N (Z = 7).
2. Julgue e comente as afirmações a seguir:
I. Quanto menor o raio do íon, maior será sua quantidade de elétrons quando comparado com 
seu átomo.
II. O potencial de ionização aumenta à medida que o raio atômico aumenta em uma família.
III. A afinidade eletrônica será maior quando o raio atômico diminuir.
3. Analise as colunas a seguir e estabeleça a correta associação entre elas, de acordo com a clas-
sificação periódica.
I. K a) Halogênio
II. Ba b) Alcalino
III. He c) Alcalino terroso
IV. S d) Calcogênio
V. Br e) Gás nobre
4. Na classificação periódica, a energia de ionização dos elementos aumenta:
a) das extremidades para o centro, nos períodos.
b) das extremidades para o centro, nas famílias.
c) da direita para a esquerda, nos períodos.
d) de cima para baixo, nas famílias.
e) de baixo para cima, nas famílias.
4.10 Atividades Propostas
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33
Como observamos nos capítulos anterio-
res, as configurações eletrônicas nos demonstram 
muitas propriedades dos átomos, por isso elas fo-
ram decisivas na organização da tabela periódica.
Na tabela, você observou que os grupos 4, 5, 
6 e 7A (elementos representativos) configuram-se 
em elementos ditos Ametais e o grupo 8A ou 18 
é um grupo de Ametais chamados Gases Nobres. 
Pois bem, esse nome (Nobres) foi dado pois esse 
grupo de elementos não se combina na natureza.
O fato de não se combinarem denota estabi-
lidade energética. Dessa forma, os outros elemen-
tos da tabela se combinam entre si para adquiri-
rem a estabilidade energética que os Gases Nobres 
têm naturalmente. 
Observe também que a maioria dos elemen-
tos da tabela é considerada Metais (todos os gru-
pos à esquerda até o 3A) e o que caracteriza um 
Metal é o fato de eles terem 1, 2 ou 3 elétrons na 
última camada (camada de valência), possuírem 
baixa afinidade eletrônica e, portanto, grande ten-
dência de perder elétrons e se transformarem em 
cátions.
Dessa forma, estudaremos a seguir as liga-
ções que esses elementos fazem para adquirir es-
tabilidade.
LIGAÇÕES QUÍMICAS5 
Ocorre entre Metal (baixa eletronegativida-
de) e Ametal (alta eletronegatividade).
Os compostos caracterizam-se por serem 
sempre sólidos na temperatura ambiente, por te-
rem altos PE e PF e, quando dissolvidos em água 
ou fundidos, serem transmissores de corrente elé-
trica.
Exemplificamos com o cloreto de sódio (sal 
de cozinha):
Na Cl 
 
 O Na perderá um elétron e o Cl receberá um 
elétron, portanto haverá a formação dos íons Na+ 
e Cl_.
Na+ Cl-
Fonte: http://www.poli.usp.br/d/pqi21102.pdf.
Note que, ao se formaremos íons, ocorre 
uma atração eletrostática intensa, por isso com-
postos iônicos são sempre sólidos na temperatura 
ambiente e formam conglomerados de cátions e 
ânions que chamamos “cristal iônico”, como exem-
plificado na figura a seguir:
 
5.1 Ligação Iônica
Fonte: http://www.poli.usp.br/d/pqi21102.pdf.
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Nas ligações iônicas, iremos observar dois 
tipos de fórmulas, a Fórmula de Lewis, que nos 
mostra a última camada eletrônica, e a Fórmula do 
Composto, que nos dá a proporção da combina-
ção entre os elementos:
 NaCl 
 Fórmula de Lewis Fórmula do Composto
Mas repare que não importa a fórmula nem 
o tipo de ligação, a regra será sempre a mesma, ou 
seja, o elemento mais eletronegativo irá ao lado di-
reito da fórmula.
Fonte: http://www.poli.usp.br/d/pqi21102.pdf.
A ligação covalente ocorre entre um ametal e 
outro ametal ou entre ametal e Hidrogênio (já que 
este, apesar de ter um elétron na camada, não é 
metal). Caracteriza-se por ter um compartilhamen-
to de elétrons em nível orbital (lembre-se de que 
podem existir no máximo 2 elétrons em cada orbi-
tal, sendo estes de SPINS opostos). Os compostos 
covalentes são característicos por terem baixos PE 
e PF, podem existir na natureza nos três estados fí-
sicos (sólido, líquido ou gasoso) e não são condu-
tores de eletricidade em nenhum estado físico.
Na ligação covalente, já temos mais um tipo 
de formulação, que é a fórmula estrutural.
Na fórmula estrutural, cada par de elétrons 
compartilhado será representado por um traço 
simples (–), que chamamos de ligação sigma; se 
houver mais um compartilhamento, será em um 
orbital paralelo ao primeiro e iremos representar 
por um traço duplo (=) que chamaremos ligação 
pi.
5.2 Ligação Covalente
Fonte: http://www.profpc.com.br/hibrida%C3%A7%C3%A3o.htm.
AtençãoAtenção
Fórmulas Químicas
Elemento MENOS ELEMENTO MAIS
ELETRONEGATIVO ELETRONEGATIVO
Esquema de Formulação
Química Geral e Experimental I
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A fórmula do composto, no caso de compos-
tos covalentes, também pode ser chamada fór-
mula molecular, mas a regra de formulação será a 
mesma do item anterior, ou seja, quando combinar 
elementos diferentes, aquele mais eletronegativo 
virá à direita da fórmula. Veja alguns exemplos:
As ligações covalentes comuns são efetua-
das de maneira que cada átomo contribua com 
um elétron do par compartilhado. No entanto, 
quando um átomo não pode mais efetuar ligações 
covalentes por já ter atingido o seu octeto, pode, 
se ainda houver pares disponíveis, efetuar ligações 
covalentes coordenadas ou dativas, em que o par 
eletrônico é cedido por apenas um dos átomos da 
ligação. Essa ligação é feita para completar o oc-
teto do átomo que ainda precisa se estabilizar e 
costuma-se representá-la por uma seta, partindo 
do átomo que cede o par eletrônico para o átomo 
que o recebe. Entretanto, é importante deixar claro 
que uma ligação covalente coordenada não é dife-
rente de uma ligação covalente comum. “Comum” 
e “coordenada” são apenas termos convenientes 
para indicar a origem dos elétrons do par compar-
tilhado.
Fonte: http://www.profpc.com.br/hibrida%C3%A7%C3%A3o.htm.
Fonte: http://www.profpc.com.br/hibrida%C3%A7%C3%A3o.htm.
5.3 Ligação Metálica
O corre entre metais (aqueles que possuem 
1, 2 ou 3 elétrons na última camada) e não possui 
fórmula estrutural, nem de Lewis, uma vez que 
seus compostos são representados pelo símbolo 
do próprio elemento metálico com índice zero, 
que indica a ligação entre vários átomos do mes-
mo metal, salvo quando temos ligas metálicas 
(combinação de metais diferentes), que represen-
taremos com o nome liga e o símbolo dos elemen-
tos constituintes.
Os compostos metálicos são sempre sólidos 
(com exceção do mercúrio, que é líquido) na tem-
peratura ambiente, assim como os compostos iô-
nicos; entretanto, os metais conduzem a corrente 
elétrica no estado sólido (o que não acontece com 
compostos iônicos), já que possuem elétrons livres 
em sua constituição. Esses elétrons são provenien-
tes da ligação entre elementos de baixa eletrone-
gatividade, então, ao se combinarem, criam um 
fluxo de elétrons fracamente ligados ao material. 
Os compostos metálicos também possuem altos 
PE e PF. Veja a figura de um composto metálico:
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Neste capítulo, você observou que as ligações químicas ocorrem por uma tendência natural dos 
átomos de estabilizarem os seus conteúdos energéticos.
Os elementos metálicos (aqueles localizados no lado esquerdo da tabela periódica e que têm 1, 2 
ou 3 elétrons na camada de valência) têm tendência de perder os elétrons periféricos e os Ametais e o 
Hidrogênio têm tendência a ganhar elétrons em suas camadas mais externas.
Dessa forma, a ligação iônica ocorre entre metais e ametais, formando, assim, compostos com cá-
tions (átomo que perdeu elétron) e ânions (átomos que ganharam elétrons).
A Ligação covalente ocorrerá entre Ametais e Ametais e entre Hidrogênios e será um compartilha-
mento de elétrons entre os átomos. Já a ligação metálica ocorrerá entre metais e tem como característica 
possuir um “mar de elétrons” livres, o que faz com que os compostos metálicos possam transmitir a cor-
rente elétrica.
Fonte: http://portaldoprofessor.mec.gov.br/
fichaTecnicaAula.html?aula=18645.
AtençãoAtenção
Ligação Iônica: Metal e Ametal;
Ligação Covalente: Ametal e Ametal;
Ligação Metálica: Metal e Metal.
Saiba maisSaiba mais
A água é formada pela reação entre dois 
gases oxigênio (O2), ligação covalente, 
e hidrogênio (H2), também ligação co-
valente. Por que a água (H2O), também 
ligação covalente, não é gasosa na tem-
peratura ambiente, como o H2 e o O2?
Porque a ligação molecular entre o oxi-
gênio e o hidrogênio é muito forte. Am-
bos os gases têm capacidades diferentes 
para atrair elétrons. O oxigênio atrai um 
número maior dessas partículas e fica 
com carga negativa, enquanto o hidro-
gênio cede elétrons e fica com carga po-
sitiva. Como cargas opostas se atraem, as 
moléculas se unem, formando o líquido. 
A passagem do estado gasoso para o lí-
quido ocorre porque o estado físico de 
qualquer substância depende da força 
de atração entre suas moléculas. Essa 
força é fraca para substâncias simples, 
ou seja, formadas por átomos do mes-
mo elemento. Como a água é formada 
por dois elementos diferentes, a força 
aumenta. 
5.4 Resumo do Capítulo
Química Geral e Experimental I
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37
1. Linus Pauling, falecido em 1994, recebeu o prêmio Nobel de Química em 1954, por seu tra-
balho sobre a natureza das ligações químicas. Através dos valores das eletronegatividades 
dos elementos químicos, calculados por Pauling, é possível prever se uma ligação terá caráter 
covalente ou iônico. 
Com base nos conceitos de eletronegatividade e de ligação química, pede-se: 
a) Identificar dois grupos de elemento da Tabela Periódica que apresentem, respectivamente, 
as maiores e as menores eletronegatividades;
b) Que tipo de ligação apresentará uma substância binária, formada por um elemento de 
cada um dos dois grupos identificados? 
2. Observe as seguintes fórmulas eletrônicas (fórmula de Lewis):
 
Consulte a Classificação Periódica dos Elementos e escreva as fórmulas eletrônicas das molé-
culas formadas pelos seguintes elementos: 
a) fósforo e hidrogênio; 
b) enxofre e hidrogênio; 
c) flúor e carbono. 
3. Um determinado elemento A apresenta a seguinte distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
4s1. Pergunta-se: que tipo de ligação químicao elemento A faz com outro elemento (B) que 
possui número atômico igual a 35? Justifique sua resposta.
5.5 Atividades Propostas
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4. As substâncias X, Y e Z, sólidas à temperatura ambiente, apresentam as propriedades físicas 
resumidas na tabela adiante. 
Com base nesses dados, conclui-se que: 
a) X é uma substância iônica; Y e Z são substâncias covalentes. 
b) X é uma substância iônica; Y é um metal; Z é uma substância covalente. 
c) X é uma substância covalente; Y e Z são substâncias iônicas. 
d) X e Y são substâncias covalentes; Z é uma substância iônica. 
e) X, Y e Z são substâncias iônicas.
5. O alumínio e o cobre são largamente empregados na produção de fios e cabos elétricos. A 
condutividade elétrica é uma propriedade comum dos metais. Esse fenômeno deve-se: 
a) à presença de impurezas de ametais, que fazem a transferência de elétrons. 
b) ao fato de os elétrons nos metais estarem fracamente atraídos pelo núcleo. 
c) à alta afinidade eletrônica desses elementos. 
d) à alta energia de ionização dos metais. 
e) ao tamanho reduzido dos núcleos dos metais.
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Você já notou através dos capítulos anterio-
res que tudo é formado por átomos e que, com ex-
ceção dos gases nobres, todos os demais átomos 
se combinam e formam ligações químicas. Cada 
uma das ligações que vimos tem o seu conteúdo 
energético próprio, ou seja, consegue-se medir a 
energia de cada ligação iônica, covalente ou me-
tálica e isso é particularmente útil, pois se você, 
como engenheiro(a), quiser desenvolver novos 
materiais, é necessário saber os conteúdos ener-
géticos de cada ligação para sintetizar substâncias 
novas. 
Mas, além dos conteúdos energéticos de 
cada ligação, não podemos esquecer também que 
os compostos e moléculas não existem isolados, ou 
seja, quando pensamos na substância água (H2O), 
devemos lembrar que são inúmeras moléculas de 
H2O interagindo (se atraindo e se repelindo) umas 
com as outras e essas forças ENTRE as moléculas 
são responsáveis pelos fenômenos e propriedades 
macroscópicas das substâncias, como estado físico 
(sólido, líquido ou gasoso), solubilidade, maleabi-
lidade etc. (você viu algumas dessas propriedades 
no capítulo de substância e mistura). Se essas for-
ças não existissem, todas as substâncias que exis-
tem na natureza seriam gasosas.
As forças que existem entre as moléculas 
(forças intermoleculares) não são tão fortes como 
as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito 
importantes, sobretudo, quando se deseja tra-
balhar com as propriedades macroscópicas das 
substâncias, tais como: PE, PF Solubilidade, Capila-
ridade, Tensão Superficial e outras que vimos nos 
capítulos anteriores. 
FORÇAS INTERMOLECULARES6 
6.1 Ligações Intermoleculares
6.2 Polaridade Molecular
Nas moléculas diatômicas (formadas por 
apenas dois átomos), quando os átomos se ligam, 
formando uma molécula, existe entre eles uma 
“disputa” pelos elétrons em função da diferença de 
eletronegatividade.
Quando um deles é mais eletronegativo que 
o outro, conseguirá mantê-lo mais próximo de si 
por mais tempo. Dessa forma, podemos dizer que 
o lado da molécula que possui o átomo mais ele-
tronegativo fica um pouco mais negativo, enquan-
to o lado do átomo menos eletronegativo fica um 
pouco mais positivo. Temos, então, uma como Mo-
lécula Polar, por exemplo: HCl, CO, HBr e NO.
Quando os dois átomos de nossa molécula 
têm a mesma eletronegatividade, portanto são do 
mesmo elemento e nenhum deles é capaz de atrair 
os elétrons por mais tempo que o outro. Dessa for-
ma, nenhum dos lados ficará mais positivo ou mais 
negativo. Dessa forma, teremos uma Molécula 
Apolar, como, por exemplo, no H2, O2, Cl2 e N2.
Quando duas moléculas se aproximam, há 
uma interação de seus campos magnéticos, o que 
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40
faz surgir uma força entre elas. Essas forças variam 
de intensidade, dependendo do tipo da molécula 
(polar ou apolar) e, no caso das polares, do grau de 
polaridade delas.
AtençãoAtenção
A teoria cinética dos gases assume que a 
distância entre as moléculas em um gás é 
tão grande que praticamente não existe 
força de atração entre elas. Em estado lí-
quido e sólido, as moléculas estão muito 
próximas e a força atrativa é bem mais in-
tensa; é o que define as propriedades da 
substância.
As interações intermoleculares são chama-
das genericamente Forças de Van de Waals, em 
homenagem ao seu descobridor. Elas são de dife-
rentes tipos e magnitudes, tais como: 
ƒƒ Íon x molécula polar: é a força mais for-
te e sua magnitude pode ser compatível 
à de uma ligação covalente;
ƒƒ Molécula polar x molécula polar: ocor-
re entre moléculas polares da mesma 
substância ou de substâncias diferentes, 
ambas polares. Essa força é muito conhe-
cida como dipolo x dipolo ou dipolo per-
manente;
Metanol e Triclorometano
ƒƒ Ligações de hidrogênio ou Pontes 
de Hidrogênio: sempre que tivermos 
Hidrogênio (Ametal com baixa eletro-
negatividade) ligado a um átomo com 
grande eletronegatividade (F, O ou N), o 
hidrogênio forma ligações polares muito 
fortes. Seus polos interagem fortemente 
com outras moléculas polares, formando 
uma forte rede de ligações intermolecu-
lares. Esta é a força intermolecular mais 
forte que existe. Só perde em magnitude 
para a força das próprias ligações entre 
os átomos;
ƒƒ Molécula polar x molécula apolar: co-
nhecida como interação dipolo x dipolo 
induzido, ocorre porque moléculas po-
lares (dipolos permanentes) conseguem 
distorcer a distribuição de carga em ou-
tras moléculas vizinhas, através de po-
6.3 Forças de Van der Waals e os Tipos de Interações
Fonte: http://webquimica108.blogspot.com/.
Fonte: http://hermes.ucs.br/ccet/defq/naeq/
material_didatico/textos_interativos_27.htm.
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41
larização induzida. Uma interação desse 
tipo é uma interação fraca. Essas intera-
ções são responsáveis, por exemplo, pela 
solubilidade de gases, como o O2 (apo-
lar) em água;
Propanona e hexano
ƒƒ Molécula apolar x molécula apolar: 
o movimento constante das moléculas 
permite que, em determinado momento, 
moléculas apolares consigam induzir um 
dipolo em sua molécula vizinha e esta, 
uma vez polarizada, dê sequência ao 
efeito. Essas forças são chamadas forças 
de dispersão e também recebem a deno-
minação Forças de London, pois o físico 
polonês Fritz London foi quem estudou 
essas interações primeiramente. Ele su-
geriu que moléculas apolares poderiam 
se tornar dipolos temporários quando, 
em sua movimentação, “se esbarram”. 
Fonte: http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/
especiais/revista_especiais_forcas_intermoleculares.
html.
Ligação Força Magnitude aproximada (KJ/mol)
Química
Covalente 10-100
Iônica 100-1000
Intermolecular
Dispersão 0.1- 2
Íon-dipolo 2.0 -10
Ligação de H 10-40
Comparação entre as forças:
AtençãoAtenção
Dispersão (London)˂Força de Dipolo Permanente˂Ligação (ponte) de Hidrogênio.
Ligações Intermoleculares de Hidrogênio (Pontes de Hidrogênio) são as forças en-
tre moléculas mais fortes que existem.
6.4 Resumo do Capítulo
Neste capítulo, vimos a importância das forças INTERMOLECULARES, que só perdem em magnitu-
de para as forças de ligações entre os átomos. Se as ligações que vimos nos capítulos anteriores (iônica, 
covalente e metálica) são as responsáveis pela conexão entre ÁTOMOS, as forças INTERMOLECULARES 
são as responsáveis pela conexão entre as MOLÉCULAS e COMPOSTOS e isso fornece uma série de carac-
terísticas macroscópicas, tais como: SOLUBILIDADE, PE, PF, VISCOSIDADE, TENSÃO SUPERFICIAL, CAPILA-
RIDADE etc., propriedades essas