Slides para Quimica Geral

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1
QUÍMICA GERAL 
Renata Vasques da Silva Tavares
Bibliografia
Normas de segurança no laboratório
No laboratório É OBRIGATÓRIO o uso de 
equipamento de proteção individual (EPI).
Jaleco
Deve ser: * algodão
* mangas longas 
* para baixo do joelho
Óculos de 
segurança
Calças compridas e 
sapatos fechados
Normas de segurança no laboratório
Sempre que 
tiver dúvidas 
consulte o seu 
professor.
Ao realizar cada experimento, leia antes o roteiro.
O laboratório não é lugar 
para brincadeiras!!
Normas de segurança no laboratório
Não toque com os dedos nos produtos químicos. Caso 
alguma substância caia na sua pele, lave com bastante 
água e avise imediatamente o professor.
Sobre a sua bancada deixe apenas o material em uso. 
Cadernos, pastas, livros e agasalhos devem ficar na 
bancada lateral.
Seja observador e anote todas as 
observações e conclusões durante o 
procedimento
Normas de segurança no laboratório
Substâncias inflamáveis não devem ser 
aquecidas diretamente no fogo direto. 
Uma opção neste caso é usar o banho-maria.
2
Normas de segurança no laboratório
Quando trabalhar com substâncias 
corrosivas, use luvas de borracha. 
Para tocar nestas substâncias 
deve-se usar bastão de vidro ou 
pinças.
Sempre que for necessário misturar substâncias que 
reagem violentamente deve-se fazê-lo com muito cuidado.
NUNCA DEVE-SE ADICIONAR ÁGUA NO ÁCIDO!!!
O CORRETO É ADICIONAR ÁCIDO NA ÁGUA!!!
ELE NELA
Normas de segurança no laboratório
Substâncias tóxicas devem ser 
manipuladas na capela. Nunca pipete 
com a boca este tipo de substâncias, 
USE UMA PÊRA.
Toda vez que for necessário utilizar 
fósforo ou bico de Bunsen, verifique 
se não existe líquidos inflamáveis 
nas proximidades.
Pequenos incêndios podem ser 
abafados com uma toalha.
Normas de segurança no laboratório
Quando for aquecer vidro ou porcelana, mantenha o rosto 
afastado.
Durante o aquecimento de um 
tubo de ensaio, NUNCA apontes 
a extremidade aberta do tubo 
para o seu lado ou para um dos 
seus colegas, pois o produto que 
está a sendo aquecido pode ser 
projetado e provocar 
queimaduras graves.
Nunca deve-se respirar gases ou vapores diretamente de um 
recipiente, pois pode se tratar de uma substância tóxica. Em 
vez disso, traga com a mão um pouco do vapor até você.
Limpar o material com detergente, enxaguá-lo várias 
vezes com água de torneira e depois com jatos de 
água (utilizar a pisseta).
Verifica-se a limpeza, deixando escoar a água, isto é, 
se a película líquida inicialmente formada nas 
paredes escorre uniformemente, sem deixar 
gotículas presas, a superfície está limpa.
Caso seja necessária uma limpeza mais rigorosa, 
existem soluções especiais para esse objetivo. 
Limpeza
Cada frasco com sua tampa
Mantenha limpa sua bancada 
e seus materiais de trabalho.
Você não deve jogar na pia restos de reagentes ou produtos de 
reações. Existem frascos de descarte apropriados para isto.
Ao sair do laboratório lave as mãos e verifique se os 
equipamentos estão desligados.
Classificações da matéria
ELEMENTO QUÍMICO
O átomo é a menor partícula que ainda 
caracteriza um elemento químico 
Mas e o átomo?
�A cada elemento é dado um único símbolo químico (uma
ou duas letras).
�Os elementos são a base de constituição da matéria.
SUBSTÂNCIA PURA MISTURA
3
SUBSTÂNCIA PURA
� Tem composição química definida 
� Possuem propriedades químicas e físicas constantes. Ex. densidade, 
ponto de fusão e ebulição. 
Ex: açúcar, água, alumínio, oxigênio
SUBSTÂNCIAS SIMPLES SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS
� Moléculas formadas por um 
único tipo de elemento químico. 
� Não pode ser decomposta em 
substâncias mais simples. 
� Moléculas formadas por dois 
ou mais elementos químicos, 
unidos, em proporções bem 
definidas e constantes. 
� Pode ser representada por um fórmula porque tem composição fixa. Substância Fórmula Representação
Gás 
hidrogênio H2
Gás oxigênio O2
Gás ozônio O3
SUBSTÂNCIAS SIMPLES
Substância Fórmula Representação
Água H2O
Sal de cozinha NaCl
Açúcar C12H22O11
SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS
SUBSTÂNCIA SIMPLES
O2
É uma substância simples ou um 
elemento químico?
E o O3?
Os compostos abaixo são iguais ou diferentes?
C2H6O
C
C
O
H
HH
HH
H
C2H6O
C
H
H
H
O C
H
H
H
etanol éter dimetílico
CH3CH2OH CH3OCH3
ISOMEROS
ELEMENTO QUÍMICOX
MISTURA
� Formada por duas ou mais substâncias, que mantém suas identidade 
própria, não reagindo entre si.
MISTURAS HOMOGÊNEAS MISTURAS HETEROGÊNEAS
� A matéria é totalmente uniforme;
� Pode ser separada por meios
físicos;
� São chamadas de soluções.
Ex: água + açúcar, água + álcool
� Apresenta apenas uma fase;
� A matéria não é totalmente uniforme;
� Pode ser separada por meios
físicos;
Ex: água + óleo, água + areia
� Apresenta duas ou mais fases;
O leite é considerado uma mistura heterogênea.
Aspecto homogêneo a 
olho nu
Aspecto heterogêneo 
ao microscópio
Copo de leite
Líquido 
branco 
com 
gotículas 
de gordura
OBS: Toda mistura onde os componentes são todos 
gasosos sempre será homogênea!!!
MISTURA
4
Sistemas
Sistema é uma porção limitada do universo, considerada 
como um todo para efeito de estudo. 
SISTEMAS 
HOMOGÊNEOS
SISTEMAS 
HETEROGÊNEOS
Substância pura: Um componente.
Mistura homogênea: Mais de um 
componente
.
(Uma fase)
Substância pura:
Um componente em 
diferentes estados físicos.
Mistura:
Mais de um componente
(Mais de uma fase)
tudo o que é objeto da observação humana.
Sistemas 
homogêneos
Sistemas heterogêneos
Substância 
pura
Mistura Substância pura Mistura
Água
Álcool 
hidratado
Gelo: H2O(sól) +Água: H2O(líq)
Água + óleo
Sistema:
E por que o óleo é que fica em cima?
Que tipo de sistema representa a figura abaixo?
Observe as figuras abaixo e responda:
1) Qual(is) figura(s) representa(m) uma substância pura?
4) Qual(is) figura(s) representa(m) uma mistura?
5) Quantos átomos estão representados em cada figura?
7) Quantos elementos estão representados em cada figura?
6) Quantas moléculas estão representadas em cada figura?
2) Qual(is) figura(s) apresenta(m) substância(s) simples(s)?
3) Qual(is) figura(s) apresenta(m) substância(s) composta(s)?
A, B e C
A B C D
A, B e D
C e D
D
A-6, B-14, C-22 e D-19
A-0, B-9, C-6 e D-6
A-1, B-1, C-2 e D-4
O que o átomo?
* Na eletrosfera ficam os elétrons (com carga negativa).
* Os prótons e nêutrons apresentam praticamente a mesma 
massa relativa, mas os elétrons são bem mais leves. 
* O átomo é neutro.
* O átomo possui um núcleo e 
uma eletrosfera.
* O raio do átomo é 10.000 a 100.000 
vezes maior que o raio do núcleo.
* No núcleo ficam os prótons (com carga positiva) e os 
nêutrons (sem carga efetiva).
Estrutura atômica
5
Estrutura atômica: descrição de um átomo
lemento químico:
símbolo escrito em 
letra de forma.Z
Número atômico:
É igual ao número 
de prótons
A
Número de massa:
É igual ao número 
de prótons + 
número de 
nêutrons E
Átomos de um mesmo elemento químico devem obrigatoriamente 
possuir o mesmo número de prótons (Z). Z também é chamado de 
número atômico.
A ou
A = Z + N
Obs: o número 
de nêutrons não 
é mostrado, mas 
pode ser obtido 
subtraindo 
número de 
prótons Z, do 
número de 
massa A.
Para os átomos abaixo determine o A, N, Z e o número 
de elétrons.
Fe26
56
A =
Z =
N = 
e- = 
I53
127
A =
Z =
N = 
e- = 
Ti22
48
A =
Z =
N = 
e- = 
Ag47
108
A =
Z =
N = 
e- = 
Obs: Note que nos átomos, o número de 
prótons é sempre igual ao número de 
elétrons.
Isso ocorre pois os átomos são neutros!!!
E.1. Assinale a alternativa correta:
Osátomos de um mesmo elemento químico não precisam apresentar 
em comum:
a) Número atômico b) Número de prótons c) Número de nêutrons 
d) Símbolo químico
E.2. Átomos de 24Cr51 são utilizados em medicina, no diagnóstico de 
alterações ligadas aos glóbulos vermelhos. Explique o significado 
dos números que aparecem ao lado do símbolo do cromo nesta 
representação.
PARA RESOLVER!!
E.3. Considere o átomo do elemento químico Bromo, possuidor de 
35 prótons, 46 nêutrons e 35 elétrons. Escreva a representação 
correta para este átomo.
E.4. Quantos prótons, nêutrons e elétrons apresenta o átomo de 
25Mn55?
E.5. Complete a tabela a seguir, indicando quantos protons, 
nêutrons e elétrons possuem cada um desses átomos:
prótons
elétrons
nêutrons
1H17N138O176C12
E.6. Um dos átomos usados na construção de bombas é o plutônio 
(símbolo Pu) com 94 prótons, 94 elétrons e 145 nêutrons. Escreva a 
representação para este átomo.
O que são íons???
Os íons são formados quando os átomos perdem ou 
ganham elétrons. 
Em um íon: 
número de prótons ≠ número de elétrons
Cátion: formado quando um átomo perde elétron(s) e fica 
carregado positivamente (+).
26Fe+3 O íon férrico possui 23 elétrons (o átomo de ferro tinha 26 elétrons e perdeu três).
47Ag+ O íon prata possui 46 elétrons (o átomo de prata tinha 47 elétrons e perdeu um).
6
17Cl- O ânion cloreto possui 18 elétrons (o átomo de cloro tinha 17 elétrons e ganhou mais um).
16S-2
O íon sulfeto possui 18 elétrons 
(o átomo de enxofre tinha 16 elétrons e ganhou mais dois). 
Ânion: formado quando um átomo ganha elétron(s) e 
fica carregado negativamente (-).
Obs: Um átomo não perde ou 
ganha prótons, somente 
elétrons.
E.7. Complete a tabela a seguir, indicando quantos protons, 
nêutrons e elétrons possuem cada uma destas espécies:
E.8. Um íon Cr+3 tem 24 prótons e 28 nêutrons. Pede-se:
a) O número de elétrons desse íon.
b) O símbolo desse íon, acompanhado do número atômico e de 
massa.
PARA RESOLVER!!
prótons
elétrons
nêutrons
35Br –29Cu19K+
E.9. Um gás nobre tem número atômico 18 e número de massa 40. O 
número de elétrons de um ânion X-2 é igual ao número de elétrons do 
átomo do gás nobre. Qual o número atômico do elemento X?
ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS E ISOELETRÔNICOS
+
-
+
-
+
-
A figura acima representa três átomos de um mesmo elemento 
químico. Que elemento é esse? Como você sabe?
Estes átomos são ISÓTOPOS entre si, pois possuem o 
mesmo número de prótons (Z).
H1
1 H1
2 H1
3
Isótonos: espécies com mesmo número de nêutrons (N).
Ex: 1H e 2He
ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS E ISOELETRÔNICOS
3 4
3-1=2 nêutrons 4-2=2 nêutrons
Isóbaros: espécies com mesmo número de massa (A).
Ex: 1H e 2He
3 3
A = 3 A = 3
Isoeletrônicos: espécies com mesmo número de elétrons.
11Na+ 9F-
10 elétrons 10 elétrons
e Resolver os 
exercícios 10 a 14 
da lista.
10A 12B 10C 9D
20 2023 21
E.10. Dados os átomos abaixo, agrupe os isótonos, os isóbaros e os 
isótopos:
PARA RESOLVER!!
E.11. Dados os íons 11Na+, 19K+, 9F-, 17Cl-, 12Mg+2, 15P-3, quais são 
isoeletrônicos entre si?
E.12. Dados os átomos 19X40, 20Y40, 40Z91, 19R39, 39S90, 40T90.
a) Quais são isótopos?
b) Quais são isóbaros?
c) Quais são isótonos?
d) Quais pertencem ao mesmo elemento químico?
E.13. Um átomo X tem 74 nêutrons e 53 prótons. Seu isótopo Y, utilizado na 
medicina, tem quatro unidades a mais em seu número de massa. Y tem o 
mesmo número de massa de Z. Z tem uma unidade a mais que Y de 
número atômico. Represente X, Y e Z com símbolo, número atômico e 
número de massa.
E.14. Dois átomos X e Y são isótopos, tais que 3x+2X7x e 2x+7Y7x+2. Quais os 
números atômicos e de massa de X e Y?
7
A eletrosfera é uma região onde existem infinitos níveis ou 
camadas de energia. 
Eletrosfera
Obs: Para os átomos que conhecemos, podemos ter no máximo sete níveis
Primeiro 
nível
Segundo 
nível
Terceiro 
nível
* Dentro dos níveis de energia, existem subdivisões 
energéticas denominadas subníveis, cujas representações 
são feitas pelas letras (s, p, d, f).
Eletrosfera
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s
1
2
3
5
4
6
7
Em cada nível existe um 
número diferente de 
subníveis ocupados
7p
* Em cada subnível de energia, existem outras subdivisões 
energéticas denominadas orbitais (orbital é a região mais 
provável de se encontrar o elétron).
Eletrosfera
Subnível s
Cada subnível s possui 
apenas 1 orbital do tipo s.
Orbital do tipo s
Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons
Cada subnível possui um número 
determinado de orbitais. 
Máximo dois elétrons no subnível s
Subnível p
Cada subnível p possui 3 orbitais do tipo p.
px py pz
3 orbitais p
Máximo seis elétrons no subnível p
1 orbital px 1 orbital py 3 orbitais p1 orbital pz
Subnível d
Cada subnível d possui 5 orbitais do tipo d.
5 orbitais d
Máximo dez elétrons no subnível d
Subnível f
Cada subnível f possui 7 orbitais do tipo f.
7 orbitais f
Máximo catorze elétrons no subnível d
Sabendo quantos elétrons existem em cada subnível e 
quantos subníveis existem em cada nível, podemos 
prever a quantidade máxima de elétrons possíveis em 
cada nível.
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p6 5d10 5f14
6s2 6p6 6d10
7s2
1
2
3
5
4
6
7
OBS: De maneira geral, quanto mais distante a 
camada estiver do núcleo, mais enegética será.
E
n
e
rgia
 a
u
m
e
nta
2
8
18
32
32
18
2
Número máximo 
de elétrons por 
camadas ou 
níveis
8
É muito importante saber dispor os subníveis em ordem 
crescente de energia.
Para isso utilizamos o diagrama de Linus Pauling
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p6 5d10 5f14
6s2 6p6 6d10
7s2
1
2
3
5
4
6
7
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
Subníveis em ordem crescente de energia
Para fazer a distribuição eletrônica nos subníveis de um 
átomo ou íon devemos:
1) Identificar quantos elétrons esta espécie possui.
2) Distribuir estes elétrons de maneira que eles ocupem as 
posições de menor energia possível (para isso devemos 
seguir as setas do diagrama de Pauling).
Distribuição eletrônica nos subníveis
Ex: 1H 
1 elétron
1s1
2He 1s2
2 elétrons
11Na+
10 elétrons
1s2 2s2 2p6
•Dois ou mais orbitais vazios de mesma energia são preenchidos por 
elétrons de mesmo spin até que todos os orbitais estejam meio 
cheios (regra de Hund)
Ex. 8O 
1s 2s 2px 2py 2pz
Distribuição eletrônica nos orbitais
Regras: 
•Os orbitais de energia mais baixa são preenchidos em primeiro 
lugar, de acordo com a ordem:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
•Apenas dois elétrons podem ocupar um mesmo orbital, e eles 
devem ter spins opostos (princípio da exclusão de Pauli)
subnível mais 
energético
elétrons 
existentes na 
camada mais 
externa
distribuição 
eletrônica na 
camada mais 
externa
distribuição 
eletrônica nos 
orbitais
distribuição 
eletrônica nos 
subníveis
27Co
E.15. Preencha as tabelas a seguir com as seguintes informações, para 
cada uma das espécies citadas:
PARA RESOLVER!!
subnível mais 
energético
elétrons 
existentes na 
camada mais 
externa
distribuição 
eletrônica na 
camada mais 
externa
distribuição 
eletrônica nos 
orbitais
distribuição 
eletrônica nos 
subníveis
20Ca+2
subnível mais 
energético
elétrons 
existentes na 
camada mais 
externa
distribuição 
eletrônica na 
camada mais 
externa
distribuição 
eletrônica nosorbitais
distribuição 
eletrônica nos 
subníveis
35Br -
9
E.16. Um átomo cuja configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 tem 
como número atômico?
E.17. Qual o número atômico do elemento químico no qual o subnível mais 
energético será 3d8?
E.18.O átomo de Ferro tem número atômico Z = 26. 
a) Qual é a última camada, ou camada de valência? 
b) Quantos elétrons existem no subnível mais energético?
A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA 
DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Desde início séc. XIX - Cientistas buscavam semelhanças entre as 
propriedades dos elementos químicos. 
Dimitri Mendeleiev
Grande contribuição: Organizou os 
elementos conhecidos na época 
(cerca de 65), em ordem crescente 
de massa, de tal forma que em cada 
grupo ficasse os elementos com 
propriedades semelhantes. 
Mendeleiev, com sua tabela, conseguia prever dados sobre 
elementos que ainda nem haviam sido descobertos.
Dmitri Ivanovich
Mendeleyev
1871 - Mendeleev observou que a posição mais
adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si. 
Ficou faltando um elemento abaixo do Si, cujas
propriedades foram previstas.
1886 - o Ge foi descoberto.
As propriedades do Ge se 
equiparam bem à previsão
de Mendeleev.
Formato da 
tabela periódica 
de Mendeleiev
* É organizada em ordem crescente de número atômico (Z). 
Tabela periódica atual
Da esquerda para a direita, o n°atômico (Z) aumenta . 
Encontre e observe na sua tabela ...
Número atômico:
Massa atômica:
Observe que são números decimais (Ex: H = 1,002 u) . 
10-7%Trítio1H3
0,015%Deutério1H2
99,985%Hidrogênio leve1H1
Abundância 
aproximada
NomesIsótopos naturais
(MA) = (1 x 99,985) + (2 x 0,015) + (3 x 10-7) = 1,002 u
100
Símbolo químico:
Alguns exemplos: N, Cl, Na. 
10
Períodos:
São as sete linhas horizontais encontradas na tabela.
1
2
3
4
5
6
7
Colunas, Grupos ou Famílias:
São as dezoito linhas verticais encontradas na tabela.
8B
Existem duas maneiras de numerar as famílias em uma tabela:
a) Os “elementos representativos” são identificados por algarismos 
romanos (IA a VIIIA).
b) Os elementos de transição são identificados por algarismos romanos 
(IB a VIIIB). OBS: O grupo VIIIB corresponde a três colunas. 
I) maneira mais antiga (prevaleceu até 1985) II) maneira atual 
As colunas são numeradas numa seqüência que vai de 1 a 18.
Existem duas maneiras de numerar as famílias em uma tabela:
Colunas, Grupos ou Famílias:
Família dos Gases nobresVIIIA ou 18
Família dos HalogêniosVIIA ou 17
Família dos Calcogênios ou ChalcogêniosVIA ou 16
Família do NitrogênioVA ou 15
Família do CarbonoIVA ou 14
Família do BoroIIIA ou 13
Família dos metais alcalinos terrososIIA ou 2
Família dos metais alcalinosIA ou 1
NomeFamília ou grupo
Metais x Semi-metais x Ametais ou Não metais
11
* No 6°período (3B) se localiza a série dos Lantanídios
* No 7°período (3B) se localiza a série dos Actinídios.
Tabela periódica X Configuração eletrônica
A posição de um elemento na tabela periódica está totalmente 
relacionado com a sua distribuição eletrônica.
* O número do período indica o número de camadas ocupadas 
pelos elétrons do elemento.
1s2 2s2 2p5
Período:
11Na –
portanto o Na está
no 3o período.
3 camadas
1s2
2s2 2p6
3s1
1s2 2s2 2p6 3s1
portanto o F 
está no 2o
período.
2 camadas
1s2
2s2 2p6
9F –
Descubra a quais períodos pertencem os elementos abaixo:
Zr
40
Não vale olhar na tabela!!!
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
portanto o Zr está
no 5o período.
5 camadas
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d2
5s2
1H - 1s1
1s2
portanto o H está
no 1o período.
1 camada
O no. do período 
corresponde ao da 
camada de valência.
Camada de valência 
= 
última camada 
= 
camada mais externa
Famílias ou grupos:
Elementos representativos (IA a VIIIA):
O número de elétrons que existem na última camada é
igual ao número da família. 
Obs: isso só é válido para os elementos representativos (1A a 8A)!!
12Mg 
1s2
2s2 2p6
3s2
- 1s2 2s2 2p6 3s2
2 elétrons na última 
camada. 
Mg pertence a família IIA
6C 
1s2
2s2 2p2
- 1s2 2s2 2p2
4 elétrons na última 
camada. 
C pertence a 
família IVA
(e- mais energético
encontra-se no subnível d)
Elementos da família B (elementos de transição):
Uma das características desses elementos, é que o 
elétron mais energético encontra-se no subnível d . 
Ex: 22Ti - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Lantanídeos e actinídeos (elementos de transição interna):
(e- mais energético
encontra-se no subnível f)
Lantanídeos e actinídeos caracterizam-se por 
apresentar o elétron mais energético no subnível f.
57La -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1
Elementos de uma família apresentam mesma configuração 
eletrônica da camada de valência. 
ns2 np6ns2 np5ns2 np4ns2 np3ns2 np2ns2 np1ns2ns1e- na camada 
de valência
VIIIAVIIAVIAVAIVAIIIAIIAIAFamília
12
E. 19. Complete as tabelas abaixo com o nome dos seguintes elementos químicos: 
NomeSímboloNomeSímbolo
MnCo
HgN
NeO
HeC
SiP
LiS
CrW
ZnF
PtAg
PbFe
BrBa
ClB
MgK
AuCa
HNa
E.20. Encontre a família e o período em que se encontram os elementos a 
seguir:
a) 15P 
b) 20Ca
E.21. Determine a posição do elemento Z = 11 na tabela (sem olhar na 
tabela).
E.22. O elemento S se encontra no terceiro período e pertence à família do 
calcogênio (6A). Qual a configuração eletrônica de sua camada de 
valência.
E.23. O elemento químico de número atômico 31 está localizado na tabela 
periódica em que família e período?
E.24. Um determinado elemento químico está situado no quarto período da 
tabela periódica e pertence à família 6A. Qual é o número atômico deste 
elemento?
E.25. Um átomo que tem numero de massa (A=81) e 46 nêutrons. A que 
família e período da tabela periódica este elemento pertence?
E 26. Um átomo A tem um próton a mais que um átomo B. Sobre eles 
podemos afirmar:
a) Se B for um metal alcalino-terroso, A será um metal alcalino;
b) Se B for um gás nobre, A será um metal alcalino;
c) Se B for um gás nobre, A será um halogênio;
d) Se B for um metal de transição, A será um gás nobre;
e) São isótopos.
As propriedades periódicas variam na tabela, 
crescendo e decrescendo, com o aumento do Z.
Propriedades Periódicas
Raio atômico:
Metade da distância 
entre dois núcleos de 
átomos do mesmo 
elemento (picometro –
pm). 
1 pm = 10-12 m
a) Número de níveis energéticos (camadas): Quanto 
maior o número de camadas, maior será o raio 
atômico.
Raio atômico:
O raio atômico de um elemento depende:
19K – 1s2 2s2 2p6
3s2 3p6 4s1
11Na – 1s2 2s2 2p6 3s1
3Li – 1s2 2s1
1H – 1s1
Aumento do raio atômico
1+ 11+ 19+3+
-
-
-
-
-
-
-
-
--
-
-
- -
-
-
-
-
--
-
-
- -
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
b) Carga nuclear (número atômico): Em um mesmo 
período, quanto >>>> a carga nuclear, mais os e- são 
atraídos, diminuindo o raio atômico.
O raio atômico de um elemento depende:
Raio atômico:
3Li – 1s2 2s1 4Be – 1s2 2s2 6
C – 1s2 2s2 2p2
maior Z -
maior atração
3+ 4+ 6+ 9+
9F – 1s2 2s2 2p5
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
Aumento do raio atômico
13
Raio atômico:
Aumento da carga nuclear
Aumento 
do 
número 
de 
camadas
raio atômico
Gráfico: Número atômico (Z) X Raio atômico
Raio dos íons
CCáátiontion: Contração da eletrosfera - raio do cátion é menor 
que o do átomo correspondente.
ÂnionÂnion: Aumento do n° de elétrons – repulsão causa 
expansão da eletrosfera – raio do ânion é maior que o do 
átomo correspondente.
26Fe3+ 26Fe2+ 26Fe< <
16S2- 16S1- 16S>> 
18 elétrons 17 elétrons 16 elétrons
23 elétrons 24 elétrons 26 elétrons
ÍÍons ons isoeletrônicosisoeletrônicos::
8O2- 9F1- 11Na1+ 12Mg2+> > >
Raio dos íons
Como estes íons possuem o mesmo número de 
elétrons....
...o íon de maior número atômico (maior carga nuclear) 
terá o menor raio atômico!!!
10 elétrons 10 elétrons 10 elétrons 10 elétrons
Todos estes íons possuem o mesmo 
número de elétrons...
... mas no Mg2+, estes elétrons são mais atraídos, pois a 
carga nuclear é maior.
EnergiaEnergia necessnecessááriaria para remover um elétron de um 
átomo (ou íon) no estado gasoso. É medido em elétron-
volt (eV).
Na(g) + energia →→→→ Na+(g) + 1e-
Quanto menor o raio atômico, maior a atração núcleo-
eletrosfera e, portanto, mais difícil a remoção do elétron.
Se a remoção do elétron é mais difícil, é necessária uma 
energia maior para isso ocorrer, portanto, maior será a 
energia de ionização.
Conclusão: O potencial de ionização varia 
opostamente ao raio atômico.
Energia ou potencial de ionização (PI): 
Li(g) →→→→ Li+(g) + 1e- 1.ºEI = 124kcal/mol
Li+(g) →→→→ Li2+(g) + 1e- 2.ºEI = 1744kcal/mol
Li2+(g) →→→→ Li 3+(g) + 1e- 3.ºEI = 2823kcal/mol
A retirada do segundo elétron é sempre mais difícil do 
que a retirada do primeiro, e assim consecutivamente.
1.º EI < 2.º EI < 3.º EI <...
Energia ou potencial de ionização (PI): 
14
Variações nas energias de 
ionização sucessivas
Há um acentuado aumento na energia de ionização quando
um elétron mais interno é removido.
Energia de ionização
Energia ou potencial de ionização (PI): 
O aumento da energia de ionização é o inverso do 
aumento do raio atômico.
Quanto menor o raio atômico, maior a atração 
pelos elétrons da última camada e portanto maior 
a energia para se retirar estes elétrons.
Quantidade de energia envolvida quando um átomo, isolado no 
estado gasoso, recebe um elétron.
Cl(g) + 1e- →→→→ Cl-(g) + energia 
Afinidade eletrônica (AE) ou eletroafinidade: 
A afinidade eletrônica na maioria dos casos é exotérmica, ou seja, 
ocorre com liberação de energia.
Afinidade eletrônica
O aumento da afinidade eletrônica é o inverso do 
aumento do raio atômico.
Quanto maior a atração pelo elétron que está
sendo adicionado, maior será a energia liberada e 
maior será a afinidade eletrônica 
Afinidade eletrônica (AE) ou eletroafinidade: 
Capacidade que os átomos de um determinado elemento 
possuem para atrair elétrons de uma ligação.
Eletronegatividade: 
Pauling estabeleceu as 
eletronegatividades em
uma escala de 0,7 (Cs) 
a 4,0 (F).
F > O > N > Cl > Br > I > S >C > P = H > metais
Fui Ontem No Clube, Briguei, I Sai Correndo Para o Hospital
Eletronegatividade: 
Eletronegatividade
O aumento da eletronegatividade é o inverso do 
aumento do raio atômico.
Quanto menor o átomo, maior a atração pelos 
elétrons compartilhados em uma ligação 
15
afinidade eletrônica eletronegatividade
Lembre-se!!!
O aumento da energia de ionização, afinidade eletrônica e 
eletronegatividade são opostas ao aumento do raio atômico.
Resolver ex: 26 a 42!!
E 27. Considere as seguintes transformações que envolvem o elemento 
sódio: Na(s) →→→→ Na(l) →→→→ Na(g) →→→→ Na+(g) + e-
I II III
Há absorção de energia na realização:
a) Da transformação I, somente.
b) Da transformação II, somente.
c) Da transformação III, somente;
d) Das transformações I e II, somente.
e) Das transformações I, II e III.
E 28. Na equação: Na(g) + energia →→→→ Na+(g) + e- , 
a energia necessária é 5,13 eV (elétrons-volt). A energia 5,13 eV é:
a) Energia livre.
b) Energia de ativação.
c) 1ª energia de ionização.
d) Energia de ligação.
e) Eletroafinidade.
E 29. Um elemento que apresenta átomos que têm raio atômico grande e 
pequena energia de ionização, provavelmente, é um:
a) Metal
b) Não-metal
c) Semimetal
d) Gás nobre
e) Halogênio
E 30. Qual é a afirmação correta?
Quanto menor a energia de ionização de um elemento químico maior a sua 
tendência de:
a) Perder elétrons e formar ânions.
b) Perder elétrons e formar cátions.
c) Ganhar elétrons e formar ânions.
d) Ganhar elétrons e formar cátions.
E 31. Dado um átomo X no estado gasoso:
Teremos: (Justifique sua resposta)
a) E1 = E2 = E3
b) E1 > E2 = E3
c) E1 = E2 < E3
d) E1 > E2 > E3
e) E1 < E2 < E3
X(g) →→→→ X+(g) →→→→ X2+(g) →→→→ X3+(g)
E1 E2 E3
E 33. Como é chamada a energia liberada quando um elétron é adicionado a 
um átomo neutro gasoso?
E 34. Julgue as afirmativas a seguir como sendo verdadeiras ou falsas:
a) (___) Os raios iônicos dos ânions são menores do que os dos respectivos 
átomos neutros que os originam.
b) (___) As propriedades dos átomos e de seus íons de origem são muito 
dependentes dos elétrons de valência.
c) (___) As energias de ionizações dos íons são idênticas às dos respectivos 
átomos de origem.
d) (___) A energia de ionização do bromo é maior do que a do cloro, posto 
que seu raio atômico é maior.
E. 35. Em cada item, coloque as espécies químicas em ordem crescente 
de tamanho. Redija um parágrafo para justificar sua escolha em cada 
item.
a) 17Cl+, 17Cl e 17Cl-
b) 10Ne, 7N3- , 11Na+, 8O2-, 12Mg2+ e 9F-
16
c) 13Al, 11Na, 16S, 12Mg e 18Ar
d) 3Li, 55Cs, 37Rb, 11Na, 19K
E 36. Observe a tabela abaixo:
De acordo com os dados da tabela, é possível verificar que há um 
aumento acentuado na 2ª. energia de ionização do lítio, já no caso do 
magnésio, este aumento acentuado ocorre somente na 3ª. energia de 
ionização. Proponha uma explicação para essa ocorrência.
80,1157,612Magnési
o
75,65,43Lítio
3ª.2ª.1ª.ZElement
o
Energia de ionização (eV)
E 37. Considere os seguintes átomos neutros: 
A (18 elétrons), B (17 elétrons), C (11 elétrons) e D (2 elétrons).
a) A que famílias pertencem?
b) Coloque-os em ordem crescente dos potenciais de ionização. Justifique 
sua resposta.
E 38. Coloque os elementos 13Al, 18Ar, 15P, 11Na, 9F e 7N em ordem crescente 
de afinidade eletrônica.
E 39. As afirmações abaixo são verdadeiras (V) ou falsas (F)? Justifique.
( ) A energia de ionização em uma família aumenta de baixo para cima.
( ) O tamanho do átomo em um período aumenta da direita para a esquerda
( ) Em um período, a eletroafinidade diminui da direita para a esquerda.
( ) No período, quanto maior o número atômico maior será o raio atômico.
E 40. Considerando um grupo ou família na tabela periódica, podemos afirmar 
em relação ao raio atômico:
a) Aumenta com o aumento do número atômico, devido ao aumento do 
número de camadas.
b) Não sofre influência da variação do número atômico.
c) Diminui a medida que aumenta o número atômico, devido ao aumento da 
força de atração do núcleo.
d) Diminui com o aumento do número atômico, devido ao aumento do número 
de elétrons.
E 41. Dadas as configurações eletrônicas dos seguintes átomos no seu 
estado fundamental:
I. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 II. 1s2 2s2 2p6 3s2 III. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
IV. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Está errado afirmar que:
a) O átomo I tem maior potencial de ionização.
b) A perda de 2 elétrons pelo átomo II leva à formação do cátion Mg2+
c) O átomo III tem a maior afinidade eletrônica.
d) O átomo IV é um halogênio.
E 41. Responda:
a) Por que o F tem maior energia de ionização que o O? 
b) Por que a segunda energia de ionização é sempre maior que sua 
primeira energia de ionização?
17
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Exemplo: Para o elemento Oxigênio (O)
São encontradas moléculas de O2, O3(Onde átomos de oxigênio estão combinados 
entre si)
Ou então CO, CO2, H2CO3 (Onde átomos 
de oxigênio se combinam com átomos de outros 
elementos)
A maioria dos elementos não existem isolados.
Por que a maioria dos átomos forma 
ligações, e os gases nobresnão?
Uma molécula somente será formada se 
esta for mais estável e tiver menor energia 
do que os átomos individuais.
Apenas os gases nobres (He, Xe, Ar, Kr, 
Xe e Rn), em condições ambientes, são 
encontrados isolados, ou seja, não combinados 
com outros átomos.
TEORIA DO OCTETO
� Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração s2p6. 
� A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder
ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados
por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). Se o 
átomo possuir apenas a primeira camada, ele deve
adiquirir 2 elétrons de valência (semelhante ao hélio). 
� Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
6 (P) - 81s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s2,4p6,4d10,5s2,5p6,4f14, 
5d10,6s2,6p6
Radônio 
(Rn)
5 (O) - 81s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s2,4p6,4d10,5s2,5p6Xenônio 
(Xe)
4 (N) - 81s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s2,4p6Criptôni
o (Kr)
3 (M) - 81s2,2s2,2p6,3s2,3p6Argônio 
(Ar)
2 (L) - 81s2,2s2,2p6Neônio 
(Ne)
1 (K) - 21s2Hélio 
(He)
Elétrons 
na última 
camada
Configuração eletrônicaGás 
nobre
Configurações eletrônicas para os gases nobres:
Os gases nobres possuem a camada de valência 
completa, e portanto não precisam se ligar para ficarem 
estáveis.
Observações Importantes...
Os outros elementos, precisam completar 8 
elétrons na última camada (com exceção da camada K, 
que são 2) para ficarem estáveis e igualar a sua 
configuração eletrônica a de um dos gases nobres. 
Como adquirir esta configuração estável?
LIGAÇÃO IÔNICA
Ligação entre íons de carga oposta.
Ocorre através de uma transferência de elétrons de um 
átomo para outro, originando um composto (iônico) 
mais estável.
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Na
(11p e 11 e-)
Cl
(17p e 17 e-) Na+(11p e 10 e-)
Cl-
(17p e 18 e-)
18
3) Atração eletrostática entre os íons sódio e cloreto formados:
1) Perda de um elétron pelo Na (formação de cátion):
11Na + PI → 11Na+ + 1e-(11p e 11e-) (energia absorvida) (11p e 10e-) (elétron liberado)
O cátion (Na+) e o ânion (Cl-) são 
atraídos por forças eletrostáticas, e 
isso libera uma grande quantidade 
de energia.
17Cl + 1 e- → 17Cl- + energia 
(17p e 17e-) (elétron adicionado) (17p e 18e-) (energia liberada)
Na+ Cl-
2) Ganho de elétron pelo Cl (formação de ânion):
LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO IÔNICA
� A transferência de elétrons envolve sempre o nível de 
valência dos átomos (os elétrons saem do último nível de um 
átomo e vão para o último nível do outro).
� Em geral, a ligação iônica ocorre entre metais e ametais: 
Observações importantes...
Metais: formam os cátions, pois tem tendência a perder 
elétrons com facilidade (baixa energia de ionização).
Ametais: formam os ânions, pois tem tendência a receber 
elétrons com facilidade (alta energia de ionização e alta 
afinidade eletrônica).
LIGAÇÃO IÔNICA
Observações importantes...
* Cátions e ânions atraem-se mutuamente, 
formando um sólido iônico, com 
os íons em posições bem definidas, em um arranjo 
geométrico denominado retículo cristalino.
Estrutura cristalina 
do NaCl
• O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon
Na+ é circundado por seis íons Cl-.
• Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.
• Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
•Observe que os íons são
empacotados o mais próximo
possível.
•Não é fácil encontrar uma fórmula
para descrever a rede iônica.
Estrutura do NaCl
� Apresentam elevados pontos de fusão (devido a 
grande intensidade das forças de atração entres os íons). 
Os compostos iônicos são todos sólidos a temperatura 
ambiente. 
MgO: ponto de fusão = 2800 ºC
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS
NaCl: ponto de fusão = 807 ºC
� São quebradiços
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS
� Os compostos iônicos não 
conduzem corrente elétrica no estado 
sólido. Pois neste caso existem os íons, 
mas eles estão presos na estrutura 
cristalina.
� Os compostos iônicos conduzem 
corrente elétrica no estado líquido
(quando fundidos). Pois neste caso os 
íons estão livres.
estado sólido
estado líquido
19
� Os compostos iônicos, quando dissolvidos em água, conduzem a 
corrente elétrica. Isto ocorre, pois nestes dois casos também existem 
íons livres.
Cristal de NaCl
NaCl dissolvido: 
íons Na+ e Cl- em 
solução
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS Como escrever fórmulas iônicas:
Qual é a fórmula do composto formado entre Al e O?
1) Verifique quais são os cátions e ânions prováveis:
13Al – 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1
3 elétrons na última camada. Al tende a perder estes elétrons 
se transformando no cátion Al+3.
8O - 1s2, 2s2, 2p4
6 elétrons na última camada. O tende a ganhar dois elétrons 
para completar o octeto, se transformando no ânion O2-.
Al3+ O2- obtemos o composto iônico Al2O3
Como escrever fórmulas iônicas:
Qual é a fórmula do composto formado entre Al e O?
2) Escrever primeiro o cátion e depois o ânion.
3) Toda fórmula é eletricamente neutra, ou seja, a soma das 
cargas positivas sempre será igual a soma das cargas 
negativas. Para isso, “cruze os valores das cargas”:
2 Al+3 = +6 (seis cargas positivas)
3 O-2 = -6 (seis cargas negativas)
Al2O3 0 (fórmula eletricamente neutra) 
4) Escrever a fórmula mínima para os compostos. O composto 
formado entre Ca e O não é Ca2O2, e sim CaO.
Cargas dos íons
s1
s2 s2p1
s2p2
s2p3
s2p4
s2p5
s2p6
NitretoN 3-
Azoteto/ AzidaN3 -
Nitrato NO3 -
Nitrito NO2 -
Nitrogênio
Tetraborato B4O7 2-
Borato BO3 3-
Arsenato AsO4 3-
Arsenito AsO3 3-
Dicromato Cr2O7 2-
Cromato CrO4 2-
Óxido O 2-
HidretoH -
Hidróxido OH -
Manganito MnO3 2-
Manganato MnO4 2-
Permanganato MnO4 -
Outros ânions
PeriodatoO4 -
Iodato IO3 -
HipoioditoIO -
BromatoBrO3 -
HipobromitoBrO -
PercloratoClO4 -
Clorato ClO3 -
Clorito ClO2 -
Hipoclorito ClO -
Iodeto I -
Brometo Br -
Cloreto Cl -
Fluoreto F -
Flúor
TetrationatoS4O6 2-
PersulfatoS2O8 2-
HipossulfitoS2O4 2-
TiossulfatoS2O3 2-
Sulfito SO3 2-
Sulfato SO4 2-
Sulfeto S 2-
Enxofre
HipofosfatoP2O 4-
PirofosfatoP2O7 4-
FosfetoP 3-
OrtofosfatoPO4 3-
Fosfito HPO3 2-
HipofosfitoH2PO2 -
MetafosfatoPO3 -
Fósforo
Carbeto / Acetileto C2 2-
Carbeto / Metaneto C 4-
Ferrocianeto [Fe(CN)6 ] 4-
Ferricianeto [Fe(CN)6 ] 3-
Oxalato C2O4 2-
Formiato HCO 2-
Carbonato CO3 2-
Acetato C2H3O2 -
Tiocianato CNS -
Cianato CNO -
Cianeto CN -
Carbono
Exemplos de ânions e seus respectivos nomes
Bismuto Bi3+
Alumínio Al3+
Trivalentes
Cádmio Cd2+
Zinco Zn2+
Rádio Ra2+
Bário Ba2+
Estrôncio Sr2+
Cálcio Ca2+
Magnésio Mg2+
BerílioBe2+
Bivalentes
AmônioNH4+
PrataAg+
FrâncioFr+
CésioCs+
RubídioRb+
PotássioK+
SódioNa+
LítioLi+
Monovalentes
Pt4+ (platínico) Pt2+ (platinoso) 
Ti4+ (titânico) Ti2+ (titanoso) 
Pb4+ (plúmbico) Pb2+ (plumboso) 
Sn4+ (estânico) Sn2+ (estanoso) 
Mn4+ (mangânico) Mn2+ (manganoso) 
Cr3+ (crômico) Cr2+ (cromoso) 
Ni3+ (niquélico) Ni2+ (niqueloso) 
Co3+ (cobáltico) Co2+ (cobaltoso) 
Hg2+ (mercúrico)
Hg22+ (mercuroso)
Fe3+ (férrico) Fe2+ (ferroso) 
Cu2+ (cúprico)Cu+ (cuproso)
Au3+ (aurico)Au+ (auroso)
TetravalentesTrivalentesBivalentesMonovalentes
Cátions com mais de uma valência 
Exemplos de cátions e seus respectivos nomes
20
E 43. Dê a fórmula do composto resultante da união entre os 
átomos dos elementos:
a) Mg e O 
c) Ca e I 
e) Na e S 
g) Mg e N 
i) Al e O 
b) Ca e H 
d) Mg e Br
f) Al e Cl 
h) Cs e O 
j) O e K
E 44. O átomo de alumínio tem configuração 2 – 8 – 3; o de 
oxigênio 2 – 6. 
a) Quais as configurações dos íons formados? 
b) Qual a fórmula do composto resultante.E 45. Determine a fórmula e o nome dos compostos formados 
pelos seguintes cátions e ânions:
a) Ni2+ e Cl- b) Al3+ e F-
c) Na+ e PO43- d) Al3+ e SO42-
e) Ca2+ e P2O74- f) K+ e [Fe(CN)6]3-
g) Fe3+ e PO43- h) Ca2+ e PO43-
i) Pb4+ e SO42- j) Fe3+ e CO32-
k) Ni2+ e NO3- l) Cu+ e HPO32-
E 46. O elemento 19A combina-se com 34B. Qual é a fórmula do composto 
formado e qual o tipo de ligação estabelecida?
E 47. Dos compostos abaixo, assinale o único iônico:
a) HF b) PCl3 c) CCl4 d) CaO e) H2S
E 48. Sejam os elementos X, com 53 elétrons, e Y, com 38 elétrons. 
Depois de fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o 
composto mais provável formado pelos elementos é:
a) YX2 b) Y3X2 c) Y2X3 d) Y2X e) YX
E 49. Um elemento A tem 6 elétrons na sua última camada. Sobre ele, 
todas as afirmações a seguir são corretas, exceto:
a) Forma um composto iônico ao se ligar a um elemento do grupo 1A.
b) Pode formar composto com o hidrogênio na proporção de 1:2.
c) Ao se ligar ao flúor, será o elemento menos eletronegativo do composto.
d) Este elemento pode ser o oxigênio ou o enxofre.
e) Este elemento é um halogênio.
E 50. Qual é a fórmula do composto resultante da união dos elementos 16X 
e 20Y?
E 52. A única fórmula correta, que se obtém ao se fazer a combinação 
entre os íons: K+; Fe2+; Al3+, SO42- e OH- é:
a)Fe3(SO4)2 b) KSO4 c) Al(OH)3 d) Fe(OH)3 e) K(OH)2
E 51. Qual é a fórmula do composto resultante da união de átomos de um 
elemento X, do grupo 1A, com átomos de outro elemento Y, do grupo 5A?
E 53. Um elemento metálico X reage com enxofre, dando um composto 
de fórmula XS. Um outro elemento Y, também metálico, reage com 
enxofre, dando um composto de fórmula Y2S. A que grupos da Tabela 
Periódica pertencem os elementos X e Y?
LIGAÇÃO COVALENTE
� Ligação entre ametal-ametal ou ametal-hidrogênio.
O par eletrônico 
pertencerá a ambos 
os átomos da ligação
Cada átomo de H 
possui um elétrons na 
última camada
� Compartilham os elétrons da última camada para 
atingir a configuração de um gás nobre.
21
O compartilhamento de elétrons se dá porque o núcleo de 
um átomo atrai os elétrons de valência do outro átomo e 
vice-versa.
+
-
repulsão
repulsão
atração +
-
LIGAÇÃO COVALENTE
Existe uma distância, chamada de comprimento de ligação, 
em que há um equilíbrio entre as forças de atração e de 
repulsão.
Fórmula eletrônica ou de Lewis 
Como representar a ligação covalente:
........
H2 H
Fórmula molecular Fórmula estrutural
H
HH
OBS: O hidrogênio não é um metal, (apesar de ser 
encontrado na família 1A). Este elemento tende a 
ganhar um elétron e igualar a sua configuração 
eletrônica à do gás nobre Helio. 
Símbolos de Lewis
• Representamos os elétrons como pontos ao redor do 
símbolo do elemento.
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado
por pontos desemparelhados. 
(Obs: O número de elétrons disponíveis são os da última camada, 
indicado pela família a qual o elemento pertence)
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um 
quadrado ao redor do símbolo do elemento.
Estruturas de Lewis para os compostos iônicos Estrutura de Lewis
As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma
ligação é representado por uma única linha:
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
22
Ligações múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja
compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (Ex: H2)
H – H 
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (Ex: O2);
.. ..
O = O 
..
.
.
..
.
.
•Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (Ex: N2).
.. ..
N ≡ N 
Obs: Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida
que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
Ex1: Hidrogênio com hidrogênio 1H: 1s1
H H+ H H H2 H H
Cl +
17Cl: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5Ex2: Cloro com cloro
Cl Cl Cl Cl2 Cl Cl
Para ligar dois átomos é fácil !!!
8O: 1s2, 2s2, 2p4
O O+
Ex3: oxigênio com oxigênio
O2 O OO O
7N: 1s2, 2s2, 2p3
N N+
Ex4: nitrogênio com nitrogênio
N2 N NN N
Ex1: hidrogênio com oxigênio
OH H+O
H
H
H2O
O
H H
8O: 1s2, 2s2, 2p4 1H: 1s1
Ex2: carbono com cloro 6C: 1s2, 2s2, 2p2 17Cl: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
C Cl
Cl
Cl
Cl
+
C Cl
Cl
Cl
Cl
CCl4 CCl
Cl
Cl
Cl
E como fazer para ligar mais de dois 
átomos???
Regras para facilitar a construção de uma estrutura de Lewis
Primeiro exemplo: a molécula de CO2
1) Determine o número de elétrons de valência dos átomos que 
serão conectados.
C - tem quatro elétrons de valência x 1 carbono = 4 e-
O - tem seis elétrons de valência x 2 oxigênios = 12 e-
16 e-
(total de elétrons a serem 
utilizados na estrutura de Lewis)
2) Determine qual é o átomo central:
Neste caso o átomo central será o Carbono
-O átomo central é geralmente o átomo de maior raio.
-Frequentemente temos como átomo central C, N. P, S.
-Halogênios são normalmente átomos terminais, porém nos 
oxiácidossão os átomos centrais, ex: HClO4.
-Hidrogênio é sempre átomo terminal.
3) Conecte o átomo central aos outros átomos na molécula 
com ligações simples.
...até aqui foram utilizados 4 
elétrons dos 16 à disposição. 
4) Complete a camada de valência dos átomos da periferia da 
molécula.
... agora foram utilizados todos 
os 16 elétrons disponíveis. 
5) Coloque quaisquer elétrons remanescentes sobre o átomo 
central. 
Nã
o 
es
qu
ec
er
!!!
Não existem mais elétrons disponíveis nesse exemplo.
6) Se.... a camada de valência do átomo central está
completa, você acaba de desenhar uma Estrutura de Lewis 
aceitável. 
... Portanto esta não é uma estrutura de Lewis aceitável.
Este não é o caso deste exemplo. O carbono está com o 
octeto incompleto (ele só tem 4 elétrons a sua volta, e ele 
precisa de 8).
23
7) Se... a camada de valência do átomo central não está
completa, use um par solitário de um dos átomos da periferia 
para formar uma ligação dupla daquele átomo com o átomo 
central. 
Continue o processo de fazer múltiplas ligações dos átomos 
periféricos com o átomo central, até que a camada de 
valência do átomo central esteja completa.
estrutura correta!!!
Segundo exemplo: a molécula de H2SO4 (ácido sulfúrico)
1) H - tem um elétron de valência x 2 hidrogênios = 2 e-
S - tem seis elétrons de valência x 1 enxofre = 6 e-
O - tem seis elétrons de valência x 4 oxigênios = 24 e-
32 e-
(total de elétrons a serem 
utilizados na estrutura de Lewis)
2) Encontre o átomo central: O átomo central é o enxofre
3) Conecte os átomos: Para conectar os átomos em um 
oxiácido (HyXOz), existe uma regrinha fácil !!
Quando se tratar de um ácido (oxiácido), como neste exemplo 
(H2SO4), conecte os átomos da seguinte maneira:
a) ligue todos os hidrogênios nos oxigênios e estes no átomo 
central (H-O-X):
H O S O H
Regra para conectar os átomos em um oxiácido:
b) Só depois ligue os outros oxigênios ao átomo central
Nã
o 
es
qu
ec
er
!!!
H O S O H
O
O
3)
...Até agora foram utilizados 
12 dos 32 elétrons.
H O S O H
O
O
..
..
..
..
..
: :
::
4) Complete a camada de valência dos átomos da periferia da 
molécula.
...Agora todos os elétrons 
foram utilizados.
Não existem mais elétrons disponíveis nesse exemplo, e nem 
espaço ao redor do átomo central.
5) Coloque quaisquer elétrons remanescentes sobre o átomo 
central.
6) Se.... a camada de valência do átomo centralestá
completa, você acaba de desenhar uma Estrutura de Lewis 
aceitável.
estrutura correta!!!
. .
H O S O H
O
O
..
..
..
..
..
: :
::
. .
Características da ligação covalente
� Somente participarão da ligação covalente os elétrons de 
valência, ou seja, os elétrons do último nível de energia de 
cada átomo.
� Ocorre entre ametais e hidrogênio (pois são espécies que 
necessitam de elétrons para completar o seu octeto).
Não usar símbolos diferentes 
para representar os elétrons!!
�O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação
covalente não significa compartilhamento igual daqueles
elétrons.
�Existem algumas ligações covalentes nas quais os
elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do 
que a outro.
�O compartilhamento desigual de elétrons resulta em
ligações polares.
Características da ligação covalente
24
Sobreposição frontal dos orbitais
LIGAÇÃO SIGMA (σσσσ)
LIGAÇÃO PI
Sobreposição lateral dos orbitais
LIGAÇÃO PI (pipipipi)
LIGAÇÃO DUPLA (1 SIGMA + 1 PI)
pipipipi
σσσσ
σσσσ σσσσpipipipi
σσσσσσσσ
C C
H
H
H
H
σσσσ σσσσ
σσσσσσσσ
σσσσ
pipipipi
LIGAÇÃO TRIPLA (1 SIGMA + 2 PI)
σσσσ
pipipipi
pipipipi
σσσσ
σσσσ
C C HH σσσσ
pipipipi σσσσσσσσ
pipipipi
LIGAÇÃO IÔNICA X LIGAÇÃO COVALENTE
átomos átomos
compartilhamento 
de elétrons
transferência de 
elétrons
molécula Íon positivo Íon negativo
Ligação covalente Ligação iônica
Exceções à Regra do Octeto
25
E 54. Faça as fórmulas de Lewis e as estruturais para as seguintes 
moléculas:
a) H2O b) N2 c) H2CO3 d) H2BrO4 e) NH4 f) SiO2
LIGAÇÃO METÁLICA
Ligação entre metais
� Condutividade elétrica;
� Condutividade térmica;
� Ductibilidade (formação de fios);
� Maleabilidade (formação de lâminas);
� Brilho metálico.
Propriedades
Em um sólido metálico, os cátions 
estão dispostos em um arranjo regular 
e os elétrons estão deslocalizados
sobre o cristal.
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
Um dos átomos envolvidos na ligação é mais 
eletronegativo que o outro.
Ligação covalente polar
O Cloro atrai mais os elétrons da ligação para si, 
deslocando a densidade eletrônica para o seu lado. 
F > O > N > Cl > Br > I > S >C > P = H > metais
Os elétrons são atraídos com igual intensidade 
por ambos os núcleos. 
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR
Ligação covalente apolar
F > O > N > Cl > Br > I > S >C > P = H > metais
CH4Tetraédrica109°28’04
NH3Piramidal107°48’13
BF3Trigonal
plana
120°03
H2O, SO2Angular104°27’1 ou 22
BeCl2Linear180°02
ExemploGeometria 
da 
molécula
Ângulos 
entre os 
pares de 
elétrons
OrientaçãoNo. de 
pares de 
elétrons 
isolados
No. de átomos 
ligados ao 
átomo central
MOLÉCULAS POLARES 
X
MOLÉCULAS APOLARES
26
Alinhamento das moléculas polares na presença de um campo elétrico
3) Considerar cada seta como sendo um vetor 
e encontrar a resultante (µ);
Como prever se uma molécula é polar ou não?
Ex: SO2
1) Desenhar a fórmula estrutural ou a de 
Lewis da molécula (especificando qual é a 
geometria);
2) Desenhar em cada ligação polar uma seta 
orientada para o átomo mais eletronegativo 
da ligação;
S+
O O
µµµµ ≠ 0
S+
O Oµµµµ
S+
O O
..
Regras para prever polaridade a partir da geometria
molécula
linear
angular
piramidal
ou POLAR
trigonal plana
tetraédrica
ou
ou
Os átomos 
ligados no 
átomo central 
são iguais?
SIM
APOLAR
NÃO POLAR
Determine se as moléculas HCl, NH3, BF3, CCl4 e CH3Cl são 
polares ou apolares.
Polar
Polar
PolarApolar
Apolar
..
Determine se as moléculas CO2 e H2O são polares ou 
apolares.
CO2
H2O
Determine se as moléculas CF4 e CH2F2 são polares ou 
apolares.
CF4
CH2F2
27
A molécula de ácido acético é polar?
A molécula não é simétrica. 
Possui uma densidade negativa na região dos oxigênios por estes serem 
bastante eletronegativos.
Ácido acético
Observações:
Resultado: A molécula de ácido acético é polar.
Determine a geometria das seguintes moléculas e 
diga se estas moléculas são polares ou apolares:
a) BeCl2 b) BH3 c)AsH3 d) CH2Br2
e) H2S f) TeO2 g)HBr h) N2 i) SiO2
j) CHF3
Determine a geometria dos átomos selecionados e 
diga se estas moléculas são polares ou apolares:
C
OH
H
HH C
O
H OH C CH2
H
CH3
CH3 O CH3 CH3 C C H
Forças intermoleculares
Forças intermoleculares
São forças que mantém as moléculas unidas 
nos estados sólido e líquido.
Fornecendo calor
Sólido Líquido Gasoso
Estados físicos da H2O
sólido
líquido
gasoso
28
Revisando.....
Moléculas polares:
Resultante (µµµµ) ≠ 0
Moléculas apolares:
Resultante (µµµµ) = 0
Compostos iônicos:
Dependendo do tipo de substância, as forças 
que unem as moléculas são diferentes.
Para moléculas polares:
Interação dipolo-dipolo
Interação dipolo-dipolo
H
H
Br
Br
F O N Cl Br I S C P H
eletronegatividade
O dipolo de uma 
molécula atrai o 
dipolo de outra 
molécula
Interação dipolo-dipolo
Moléculas de HCl (ácido clorídrico)
Moléculas de acetona
Para moléculas polares:
Ligação de hidrogênio
Interação existente entre 
moléculas que possuem 
hidrogênio ligado a 
F, O ou N
O dipolo formado nestas moléculas é mais 
forte do que aquele mostrado anteriormente
F O N Cl Br I S C P H
eletronegatividade
grande ≠ de eletronegatividade
Ligação de hidrogênio na água
Forte momento dipolar
29
Ligação de hidrogênio
Dipolo instantâneo-dipolo induzido
Para moléculas apolares:
Forças de London
ou
+ +
átomo A átomo B
Dipolo instantâneo-dipolo induzido ou Forças de London
+ +
átomo A átomo B
δδδδ−−−− δδδδ++++
em uma fração de segundo, a 
nuvem eletrônica se desloca 
para um dos extremos da 
molécula A gerando um dipolo 
instantâneo.
+ +
δδδδ−−−− δδδδ++++
átomo A
δδδδ−−−− δδδδ++++
átomo B
A extremidade positiva 
deste dipolo atrai os 
elétrons da molécula 
vizinha (B) gerando um 
dipolo induzido 
"Full, Adhesive force of a single
gecko foot-hair" (Autumn, K. et
al., Nature 405, 681-685 (2000))
Forças de Van der Waals
Prevendo pontos de fusão e ebulição!!
I) Para moléculas com massas moleculares 
aproximadamente iguais:
Au
m
e
n
to
 
do
s 
po
n
to
s
 
de
 
fu
s
ão
 
e 
e
bu
liç
ão
Ligações de hidrogênio
Ocorre em moléculas polares onde 
o H esta ligado em F, O ou N.
dipolo-dipolo
Ocorre em moléculas polares com 
exceção das que fazem ligação de H.
(ou força de dispersão de London)
dipolo instantâneo-dipolo induzido
Ocorre em moléculas apolares.
30
II) Para moléculas com o mesmo tipo de interação 
intermolecular:
Prevendo pontos de fusão e ebulição!!
Quanto maior a massa 
molecular, maior serão os 
pontos de fusão e ebulição.
F2 < Cl2 < Br2 < I2
MM : (38) (71) (160) (254)
PE : ( –188°C) (– 34°C) (53°C) (184°C) 
Exemplo:
III) Ramificação da cadeia:
Prevendo pontos de fusão e ebulição!!
CH3|
CH3 – C – CH3|
CH3
Molécula apolar
MM = 72
PE = 9,5° C
Para moléculas com mesmo tipo de força intermolecular e 
mesma massa molecular, quanto mais ramificada a 
molécula, menor será o ponto de ebulição.
CH3 – CH – CH2 – CH3| 
CH3
Molécula apolar
MM = 72
PE = 28°C
E o que ocorre com os 
compostos iônicos?
fusão
O ponto de fusão dos compostos 
iônicos é bastante elevado.
A aranha caminha sobre a 
água sem afundar. 
Porque?
Propriedade do líquido que faz com que sua superfície 
tenha um "comportamento elástico". 
Tal propriedade é resultante das forças de interação 
entre moléculas.
Tensão Superficial
31
1. Pegue a agulha pelo meio com a pinça.
2. Coloque a agulha com cuidado na xícara comágua, deixando-a 
boiando.
3. Pingue uma gota de detergente na água com o conta-gotas. 
EXPERIMENTO
?????
O QUE ACONTECE???
A agulha afunda.
?????
Para que algum objeto afunde na água, primeiro ele precisa 
romper a superfície. 
Por causa da tensão superficial, a superfície da água fica 
mais resistente. 
A agulha estava flutuando por causa da tensão superficial, 
que agüenta o peso da agulha. 
Quando foi misturado detergente na água, diminuiu a tensão 
superficial, que não agüentou o peso da agulha e a agulha 
afundou.
� A gota de água que se forma numa torneira 
mantém sua forma devido a elasticidade na 
superfície da gota.
� Num copo cheio de água, podemos 
acrescentar pequenos objetos sem que a água 
transborde. Isto ocorre porque a superfície da 
água comporta-se elasticamente. 
Outras situações interessantes...
1. As ligações de hidrogênio formadas entre 
moléculas de água, HOH, foram representadas 
ao lado. Com base neste modelo, represente as 
ligações de hidrogênio que existem entre 
moléculas de amônia, NH3 .
Exercícios
2. A tensão superficial, que provém das forças de atração 
intermoleculares, é maior na água (H2O) ou no éter etílico 
(CH3CH2OCH2CH3)? Por quê?
4. Identificar quais as moléculas seguintes podem fazer ligações do tipo 
ligação de hidrogênio entre si.
a) CO2 b) NH3 c) CH4 CH3
CH2
C
O
H
CH3
CH2
C
O
OH
CH3
CH2
C
O
O
CH3
d) e) f)
g) O2
5. Hierarquize, justificando, por ordem crescente da 
temperatura de ebulição os seguintes compostos: 
I) RbF II) CO2 III)CH3OH IV)CH3Br 
6. Proponha, justificando, uma ordem crescente de pontos 
de ebulição para as seguintes substâncias: 
I) H2O II) H2S III) H2 IV) NaCl V) CaO
7. Como explica que à temperatura ambiente e pressão de 
1atm, o metanol CH3OH, é um líquido e o metanotiol, 
CH3SH, é um gás?
8. Entre n-pentano e neo-pentano, qual compostos apresenta 
maior ponto de ebulição? Justifique.
CH3
CH2
CH2
CH2
CH3 C
CH3
CH3
CH3
CH3
n-pentano neo-pentano
Forças Intermoleculares x Solubilidade
Solubilidade do NaCl em H2O
32
Solubilidade da 
glicose em H2O
Compostos Hidrofílicos
Acidez e basicidade
1) Definição de Arrhenius:
"Ácido é toda substância que em solução aquosa produz 
íons H+, como único tipo de cátion."
"Base é toda substância que, dissolvida em água, produz 
íons hidróxido como único tipo de ânion."
HCl H+ + Cl-
H2O
NaOH Na+ + OH-H2O
Hidrogênio ácido ou hidrogênio ionizável: 
Para se transformar em H+, o H precisa estar ligado em 
átomo bastante eletronegativo.
C
H
H
H
C
O
O
H
P
O
O
H
O
H
H
Onde: H são hidrogênios ionizáveis 
H são hidrogênios não ionizáveis
É todo hidrogênio capaz de se transformar em H+.
GRAU DE IONIZAÇÃO (αααα): 
HX H+ + X-H2O
Início - 1000 0 0 
Exemplo: Se em 1000 moléculas do ácido somente 400 
sofreram ionização, teremos:
Ionização - - 400 400 400
Final - 600 400 400
αααα = número de moléculas ionizadas
número de moléculas dissolvidas
αααα = 400 = 0,4 = 40 %
1000
Relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o 
total de moléculas dissolvidas.
CLASSIFICAÇÃO DO ÁCIDO QUANTO À FORÇA
Quanto mais forte o ácido, maior a sua capacidade em 
se ionizar.
Ácidos fortes: 
αααα > 50%
Ácidos moderados ou semifortes: 
5 % < αααα < 50 %
Ácidos fracos: 
αααα < 5 %
HIO3
HSCN
H2SO4
HNO3
HClO4
HI
HBr
HCl
ÁCIDOS 
FORTES
33
Ácido forte (Ex: HCl): apresenta-se muito ionizado
HCl H+(aq) + Cl-(aq)H2O
αααα = 92%
Ácido moderado (Ex: HF): apresenta-se pouco ionizado
HF H+(aq) + F-(aq)
H2O
αααα = 8%
Ácido fraco (Ex: HCN): poucas moléculas se ionizam em água
HCN H+(aq) + CN-(aq)
H2O
αααα = 0,008%
1) Dê as equações de ionização parcial e total dos 
seguintes ácidos:
HI + H2O
HNO3 + H2O
H2SO4 + H2O
H2CO3 + H2O
2) Dê os nomes dos ácidos acima e dos respectivos ânions 
formados.
Para nomear e escrever fórmulas de oxiácidos:
Utilizar a tabela de ânions e as conversões abaixo:
ídricoeto
icoato
osoito
ácidoânion
Ex: Para determinar a fórmula do ácido manganoso: 
I) Fazer a conversão usando a tabela acima: oso ito
II) Procura na tabela de ânions o anion manganito: MnO3-2
III) Acrescentar os hidrogênios na fórmula: H2MnO3
Obs: A carga negativa do ânion (neste caso, -2) indica o 
número de hidrogênios o ácido deve ter. 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS QUANTO À
PRESENÇA OU NÃO DE OXIGÊNIO. 
* Hidrácidos: ácidos que não tem oxigênio na molécula.
Ex: HCl, HBr, HF
* Oxiácidos: ácidos que tem oxigênio na molécula.
Ex: H2SO4, HNO3
34
BASES: 
Definição de Arrhenius: Base é toda substância que, 
dissolvida em água, dissocia-se, fornecendo como ânion 
somente íons OH- (hidróxido).
Exemplos: NaOH Na+ + OH-H2O
Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH-
H2O
NOMENCLATURA DAS BASES
hidróxido de ______________
nome do cátion
Exemplos: NaOH – hidróxido de sódio
Al(OH)3 – hidróxido de alumínio
NH4OH – hidróxido de amônio 
Quando o cátion tem número de oxidação variável:
I) indica-se o número de oxidação com algarismo romano.
Exemplos: CuOH – hidróxido de cobre I
Cu(OH)2 – hidróxido de cobre II
(Para saber os diferentes nox para os cátions, 
consultar a tabela de cátions).
Exemplos: Fe(OH)2 – hidróxido ferroso
Fe(OH)3 – hidróxido férrico
Ou II) atribuir o sufixo ico, para o maior nox, 
e oso para o menor nox.
NOMENCLATURA DAS BASES
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES QUANTO À FORÇA
Bases fortes:
* apresentam αααα elevado
* são as bases de metais alcalinos e alcalinos terrosos
Ex: NaOH, Ba(OH)2
Bases fracas:
* apresentam αααα baixo
* são as demais bases 
Ex: NH4OH, Fe(OH)3
SAIS
Definição de Arrhenius: Sal é todo composto que apresenta 
um cátion proveniente de uma bases e um ânion 
proveniente de um ácido. 
NaOH Na+ + OH-H2O
HCl H+ + Cl-H2O
NaCl é um sal
NaOH + HCl NaCl + H2O
Reação de neutralização: reação química que ocorre na 
mistura de um ácido com uma base, produzindo sal e 
água. 
nome do cátion
NOMENCLATURA DOS SAIS
de ______________
Exemplos: NaCl – cloreto de sódio
Al(SO4)3 – sulfato de alumínio
NH4NO3 – nitrato de amônio
Fe2(SO3)3 – sulfito férrico ou sulfito de ferro III
______________
nome do ânion
Por que as reações químicas ocorrem?
Substâncias 
menos 
estáveis
Substâncias 
mais 
estáveis
Equações químicas
Representação gráfica das reações químicas 
utilizando fórmulas químicas. 
NaCl(s) + AgNO3(aq) →→→→ AgCl + NaNO3(aq)
35
Balanceamento da equações químicas 
Método por tentativa ou direto
1- Escolha o elemento que apareça apenas uma vez nos 
reagente e uma vez nos produtos.
2- Se existir mais de um elemento que obedeça a regra 
anterior, optar pelo que tenha a maior somatória de índices.
3- Utilize os índices deste elemento como coeficientes no 
outro membro da equação.
4-Observe os elementos que já estão balanceados, utilizando-
os para balancear o restante.
Obs: Sempre um balanceamento deve ter o 
menor conjunto de números inteiros possíveis.
C2H4 + O2 → CO2 + H2O
1- Elementos que aparecem apenas uma vez no 1º. e no 2º. 
membros: C e H 
2- Elemento que apresenta a maior somatória de índices:
C: 2 + 1 = 3 H: 4 + 2 = 6
3-Trocar os índices do elemento escolhido (H).
C2H4 + O2 → CO2 + H2O 2C2H4 + O2 → CO2 + 4H2O
4-Fazer o balanceamento dos elementos restantes:
2C2H4 + O2 → CO2 + 4H2O
C:2 x 2 = 4
2C2H4 + O2 → 4CO2 + 4H2O
O:4x2 + 4x1 = 12
2C2H4 + 6O2 → 4CO2 + 4H2O
C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O
a) Mn3O4 + Al � Al2O3 + Mn
b) Cu(OH)2 + H4P2O7 � Cu2P2O7 + H2O 
c) H3PO4(aq) + Na2CO3 � Na3PO4(aq) + CO2(g) + H2O(l)
d) Al(OH)3 + H2SO4 � Al2(SO4)3+ H2O
e) NaOH + H3PO4 � Na3PO4 + H2O
Faça o balanceamento pelo método direto das seguintes 
equações químicas: