APOSTLIA QUÍMICA GERAL

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Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 1 
1- ESTRUTURA ATÔMICA 
 
- A primeira idéia do átomo: 
 
LEUCIPO E DEMÓCRITO (450 a.C.) não chegaram a estudar o átomo, simplesmente propuseram sua 
existência. 
 
- A evolução atômica 
 
Modelo Atômico de John Dalton (1808) 
 
1) O átomo é uma partícula maciça, indivisível e indestrutível. 
2)Toda espécie de matéria é formada de átomos. 
 
Átomos de Átomos de
 Carbono Hélio
 
 
3)Átomo de um mesmo elemento químico são iguais em todas as suas propriedades. Se os átomos forem 
diferentes, suas propriedades físicas e químicas também serão diferentes. 
4)Um composto é formado pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que se unem entre si 
em várias proporções simples, sendo que cada átomo guarda a sua identidade química. 
 
Modelo Atômico de Joseph John Thomsom (1898) 
 
+-
 
Átomo: esfera maciça de carga positiva tendo as cargas elétricas negativas (elétrons) homogeneamente 
distribuídos pela superfície dessa esfera. Essas cargas elétricas anulariam a carga positiva e, assim, o 
átomo seria neutro. 
 
 
 
Mais tarde, o cientista alemão Eugen Goldstein verificou que o átomo não seria uma esfera positiva, 
mas que tinha cargas positivas, denominadas por ele de prótons. 
 
 
 
 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 2 
Modelo Atômico de Ernest Rutherford (1911) 
 
Polônio
Ouro
Feixe de
Partículas

ZnS
 
 
1) O átomo apresenta mais espaço vazio do que preenchido. 
2) A maior parte da massa do átomo está concentrada em uma pequena região central (núcleo), dotada 
de cargas elétricas +, os prótons. 
3) Ao redor do núcleo, região denominada eletrosfera, estariam os elétrons, muito mais leves que os 
prótons e em movimento circular acelerado ao redor do núcleo (modelo planetário). 
 
 
Problema sugerido pelos físicos: cargas elétricas em movimento tendem a perder energia, levando os 
elétrons a chocarem com o núcleo, destruindo o átomo. Conclusão: novo modelo atômico teve de ser 
determinado. 
 
Modelo Atômico de Niel Bohr (1913) (prêmio Nobel em 1.922) 
 
1) Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares, de energia 
quantizada e fixa, denominadas de camadas de energia ou níveis de energia: K, L, M, N, O, P e Q. 
Cada camada suporta um máximo de elétrons: 
NÍVEL 1 2 3 4 5 6 7 
CAMADA K L M N O P Q 
Total de 
elétrons 
2 8 18 32 32 18 8 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 3 
 
 K L M N O P Q
 2 8 18 32 32 18 8
 
 
2) Não é permitido a nenhum elétron permanecer entre dois desses níveis. Ao absorver energia extra, o 
elétron muda para uma camada mais energética e, ao retornar a sua camada origem, libera essa 
energia na forma de onda eletromagnética (luz). 
Elétron
Absorvendo
Energia
Elétron
Liberando
Energia (luz)
 
 
 
Observe que para cada "pulo" dado pelo elétron, existe uma certa quantidade de energia envolvida 
(absorvida). Quando liberada no regresso do elétron, essa energia transforma-se em LUZ, visível ou 
não. 
 
Algum tempo depois, descobriu-se que cada camada possuía subcamadas (ou subníveis) de energia. 
Essas subcamadas, foram descritas como: subnível s, subnível p, subnível d e subnível f. 
 
Subnível s Subnível p 
 
Forma esférica 
 
Forma de alteres 
 
 
 Essas representações indicam a máxima probabilidade de se encontrar o elétron, não se 
preocupando em determinar sua velocidade nem sua posição exata. 
 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 4 
Essa região de máxima probabilidade é conhecida por orbital e cada subnível tem uma 
quantidade máxima de orbitais: 
Subnível 
Quantidade máxima 
De orbitais 
s 1, na forma esférica 
p 3, na forma de alteres 
d 5, na forma de alteres 
f 7, na forma de alteres 
 
Cada orbital suporta, no máximo, 2 elétrons: 
Subnível 
Quantidade máxima 
De orbitais 
Quantidade Máxima 
de Elétrons 
s 1 2 
p 3 6 
d 5 10 
f 7 14 
 
No final teremos a representação: s
2
, p
6
, d
10
 e f
14
. Como os subníveis estão localizados nos 
níveis: 
Nº Máximo 
De elétrons 
Na camada Camada Nível 
Subnível(is) 
Presente(s) 
na camada 
s
2 
p
4 
d
10 
f
14 
2 K 1 s 
8 L 2 s p 
18 M 3 s p d 
32 N 4 s p d f 
32 O 5 s p d f 
18 P 6 s p d 
8 Q 7 s p 
 
Para facilitar a representação dessa ordem crescente de energia, foi proposto um diagrama pelo 
cientista norte-americano Linus Carl Pauling (prêmio Nobel em 1954 -Química- e em 1962-Paz), 
conforme se segue: 
 
Diagrama de Linus Pauling 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 5 
 
ORDEM CRESCENTE DE ENERGIA DOS SUBNÍVEIS 
 
1s
2
 < 2s
2
 < 2p
6
 < 3s
2
 < 3p
6
 < 4s
2
 < 3d
10
 < 4p
6
 < 5s
2
 < 4d
10
 < 5p
6
 < 6s
2
 < 4f
14
 < 5d
10
 < 6p
6
 < 7s
2
 < 5f
14
 < 
6d
10
 < 7p
6 
 
 
Indica em qual nível
de energia está o
elétron
Indica em qual
subnível de energia
está o elétron
Indica a quantidade
de elétrons no
subnível
 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ÁTOMOS NEUTROS 
 
 Átomo neutro: prótons = elétrons 
É uma tendência natural buscar-se a estabilidade adquirindo menor energia. Os elétrons, ao 
preencherem os subníveis de energia, iniciam o preenchimento pelos orbitais menos energéticos, isto é, 
aqueles que estão mais próximos ao núcleo. Quando isso ocorre, dizemos que o átomo está em seu 
estado fundamental. 
 
 Considerando um átomo com 23 elétrons, teremos: 
 Distribuição nos subníveis de energia: 
 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
3
 
 Distribuição nos níveis de energia: 
 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
3
 
 K-2 L-8 M-11 N-2 
ATENÇÃO: 
Se a distribuição eletrônica terminar em s
2
 d
4
 ou em s
2
 d
9
, mudar para s
1
 d
5
 e s
1
d
10
, respectivamente. 
Observe: 
24Cr  1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
4
 MUDAR A DISTRIBUIÇÃO PARA 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
1
 3d
5
 
29Cu  1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
9
 MUDAR A DISTRIBUIÇÃO PARA 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
1
 3d
10
 
 
 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA NOS ÍONS 
 
Íon: espécie química que perdeu ou ganhou elétrons, carregado eletricamente com carga negativa (se 
receber elétrons) ou com carga positiva (se perder elétrons). Assim, o íon difere de um átomo neutro 
apenas na quantidade de elétrons. 
 
Fazendo a distribuição para o íon 29Cu
3+ 
(perdeu 3 elétrons): 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 6 
 
Cu: 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
1
 3d
10
 (4s pertence à camada de maior energia, nesse átomo) 
O 29Cu
3+
 tem configuração: 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 3d
8
. 
 
Fazendo a distribuição para o íon 23V
1- 
(ganhou 1 elétron): 
 
V: 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
3
 (4s pertence à camada de maior energia, nesse átomo) 
23V
1-
 tem configuração: 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
4
. 
 
 
IMPORTANTE: 
O íon positivo recebe o nome de CÁTION. 
O íon negativo recebe o nome de ÂNION. 
 
 
AS PARTÍCULASSUBATÔMICAS 
 
 
 Em 1.932, o inglês James Chadwick descobriu uma outra partícula subatômica de massa muito 
próxima à do próton, porém sem carga elétrica. Essa partícula, que passou a ser chamada de nêutron, 
localiza-se no núcleo do átomo, juntamente com os prótons. 
 
 Hoje, acreditava-se que o nêutron seja formado pela união de uma carga elétrica negativa 
(elétron) com uma carga positiva (próton). 
 
 
 
 
Elétron
Massa Relativa: 0
Carga Relativa: - 1
Localização: Eletrosfera
Simbologia: e-0
Próton
Massa Relativa: 1
Carga Relativa: +1
Localização: Núcleo
Simbologia: p+1
Nêutron
Massa Relativa: 1
Carga Relativa: -1
Localização: Núcleo
Simbologia: n01
 
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NÚMERO ATÔMICO (Z)
O número atômico representa a quantidade
de prótons presentes no núcleo de um átomo.
NÚMERO DE MASSA (A)
O número de massa representa a soma de
prótons e nêutrons presentes no núcleo de um
átomo: A = p+ + nº ou A = Z + nº
NOTAÇÃO DE UMA ESPÉCIE QUÍMICA
 
 Através da notação de uma espécie química podemos extrair vários dados acerca deles: Z, A, nº, 
P
+
, e
-
, configuração eletrônica... 
 
Átomo Neutro 
 
 
Z = 6 
A = 12 
nº = 6 
p
+ 
= 6
 
e
-
 = 6 
Config. Eletrônica subníveis: 1s
2
 2s
2
 2p
2
 
Conf. Eletrônica níveis: K2 - L4 
Cátion 
 
 
Perdeu 1 elétron 
Z = 11 
A = 23 
nº = 12 
p
+ 
= 11 
e
-
 = 10 
Config. Eletrônica subníveis: 1s
2
 2s
2
 2p
6
 
Conf. Eletrônica níveis: K2 - L8 
Ânion 
 
 
Recebeu 1 elétron 
Z = 17 
A = 35 
nº = 18 
p
+ 
= 17 
e
-
 = 18 
Config. Eletrônica subníveis: 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6
 
Conf. Eletrônica níveis: K2 - L8 - M8 
 
Revisando..... 
1) Sabendo que o número atômico do oxigênio é 8 (8O), quantos prótons e elétrons apresenta o 
íon oxigênio 8O
-2 
? 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 8 
 
2) Determine o número de nêutrons e o número de prótons nos cátions Fé
+2
 e Fé
+3
 obtidos a 
partir do átomo 26Fe
56 
 
3) Quantos prótons e quantos elétrons apresenta o cátion 20Ca
+2
 ? 
 
EXERCÍCIOS 
 
1-Dalton, na sua teoria atômica, propôs entre outras hipóteses que: 
a)“Os átomos são indivisíveis”. 
b)“Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em massa”. 
Á luz dos conhecimentos atuais, quais as críticas que podem ser formuladas a cada uma dessas 
hipóteses? 
 
 
 
2-Baseado em experiências Rutherford concluiu que a matéria é composta basicamente de 
vazios. Explique. 
 
 
 
 
3- Qual a diferença entre átomos e íons? 
 
 
 
4-O cátion do átomo de certo elemento bivalente tem 18 elétrons. Pergunta-se: 
a)A que família e período da classificação periódica pertence esse elemento? 
b)Qual a representação de seu átomo neutro? 
 
 
 
5-O ânion bivalente derivado do átomo 16S
32
 está presente no odor exalado por ovos podre. Sobre esse 
íon é correto afirmar que ele possui: 
_____elétrons ____prótons ____nêutrons Como você chegou a essa conclusão 
 
 
 
6- Comente a afirmação: “todas as moléculas de água tem a mesma massa”. Essa afirmação é 
verdadeira? Justifique. 
 
 
 
7-Qual a grandeza que melhor caracteriza o átomo de um elemento químico? Justifique. 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 9 
2-ALÓTROPOS 
 
 
Alótropos do Carbono 
 
Grafita Cn 
(+ estável) 
Diamante Cn Fulereno C60 
 
mole, conduz eletricidade 
 
muito duro, brilho intenso 
 
 
conduz eletricidade, lubrificante. 
Diamante  grafite (mais estável) T=3500ºC. 
Grafite  diamante P=100.000atm e T=2.000ºC, dando origem ao diamante sintético que não tem uma 
estrutura tão perfeita quanto à do diamante natural. 
Alótropos do Enxofre 
 
Enxofre rômbico S8 (+ estável) Enxofre monoclínico S8 
 
Sólido e amarelo. É a forma mais estável 
 
Sólido e amarelo. 
Alótropos do Oxigênio 
 
Gás oxigênio O2 (+ estável) Ozônio O3 
 
Essencial à vida. 
 
Bactericida, filtra os raios ultravioleta do sol. 
Alótropos do Fósforo 
 
Fórforo branco P4 Fósforo Vermelho Pn (+ estável) 
 
venenoso. 
 
vermelho, na lateral de caixa de fósforos. 
 
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2.1 ISÓTOPOS 
 
 São átomos com mesmo número atômico (mesma quantidade de prótons) e diferente massa. 
 Átomos de um mesmo elemento podem ter diferentes números de massa porque eles podem ter 
diferentes números de nêutrons em seu núcleo. 
 
átomo 8O
16
 8O
17
 8O
18
 
 
Abundância natural % 99,76 0,04 0,20 
 
 
RESUMO - ESTRUTURA ATÔMICA 
 
Um átomo é formado por um núcleo e por uma eletrosfera. O núcleo é composto por prótons, 
nêutrons e outras subpartículas. A eletrosfera é composta por elétrons. 
 
 
ÍONS 
Já sabemos, que dentre as partículas que formam os átomos os elétrons possuem carga negativa e 
os prótons, carga positiva. Assim, se o número de elétrons for igual ao número de prótons, a carga total 
do átomo será nula, pois a carga positiva de cada próton será compensada pela carga negativa do elétron 
correspondente. Dizemos que um átomo nessa situação está eletricamente neutro. 
Em determinadas circunstâncias, átomos podem ganhar ou perder elétrons. Quando isso 
acontece, sua carga total deixa de ser zero, ou seja, o átomo deixa de ser eletricamente neutro e passa a 
ser dotado de carga elétrica. Dizemos que o átomo se transformou em um íon. 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 11 
Se um átomo neutro recebe elétrons, passa a ficar com excesso de carga negativa, ou seja, se 
transforma em um íon negativo. Por outro lado, se um átomo neutro perde elétrons, passa a apresentar 
um excesso de prótons, isto é, se transforma em um íon positivo. 
 
 
 
 
LER O CAPÍTULO 5 DO LIVRO Química Geral v1 / John Russell (p. 205 a p. 221) 
 
 
EXERCÏCIOS 
 
1-Quais são os números de prótons, de massa, de nêutrons e de elétrons de um átomo de potássio 
em seu estado normal? 
 
 
 
 
2-O número de prótons, elétrons e nêutrons de um átomo de bromo são, respectivamente: 
 
 
 
3-Quais são os números de prótons, elétrons e nêutrons do K
+1
? 
 
 
 
4-Os isótopos do hidrogênio receberam os nomes de prótio (1H
1
), deutério (1H
2
), e trítio (1H
3
). 
Nesses átomos os números de nêutrons são, respectivamente. 
 
 
 
5- O que você entende por íon? 
 
 
 
6-Como os princípios da dualidade e da incerteza modificaram a idéia de átomo? (Russel, 1994, p. 
244) 
 
 
 
7-Quais são os subníveis que formam a camada eletrônica L? 
 
9- Qual a distribuição eletrônica, para o cátion Ba
+2
? 
 
Íon negativo é chamado de ânion. 
Íon positivo é chamado de cátion. 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 12 
3-CLASSIFICAÇÃO PERIODICA DOS ELEMENTOS 
 
Diversas tabelas periódicas foram feitas com a finalidade de classificar os elementos químicos 
conhecidos. A atual classificação periódica dos elementos foi praticamente elaborada pelo cientista 
russo Mendeleyev. Este colocou os elementos químicos na ordem crescente das massas atômicas. 
Com o surgimento do conceito de número atômico, o cientista inglês Moseley fez alguns arranjos 
na tabela proposta por Mendeleyev, colocando todos os elementos conhecidos em ordem crescente de 
números atômicos. A Lei de Moseley pode ser assim enunciada: “As propriedades dos elementos são 
funções periódicas de seusnúmeros atômicos”. 
 
3.1. OS PERÍODOS 
 
Para os átomos conhecidos atualmente, o número máximo de camadas eletrônicas ou níveis de 
energia são sete. Por esse motivo, a atual tabela periódica possui sete períodos, que são as sete linhas 
horizontais da tabela. Já o número de colunas é 18. 
O período de um elemento corresponde ao número de camadas eletrônicas do átomo desse 
elemento. Se o ferro, por exemplo, está no quarto período da tabela periódica é porque o átomo de ferro 
possui 4 camadas. 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 13 
Assim, se você quer saber quantas camadas possui um determinado átomo, não há necessidade de 
fazer a sua configuração eletrônica, basta localizá-lo na tabela periódica, verificando qual é o seu 
período. 
A seguir, observe o nome e o número de elementos de cada período: 
 1 período: muito curto, com dois elementos (H e He). 
 2 período: curto, com oito elementos (do Li ao Ne). 
 3período: curto, com oito elementos (do na ao Ar). 
 4período: longo, com 18 elementos (do K ao Kr). 
 5período: longo, com 18 elementos (do Rb ao Xe). 
 6período: muito longo: com 32 elementos(do Cs ao Rn). 
 7período: incompleto: com 28 elementos. 
 
3.2 FAMÍLIA OU GRUPO 
Como vimos, os elementos foram agrupados, segundo suas propriedades em grupos, como sucede 
com o flúor, o cloro e o bromo (três halogênios) ou com o magnésio, o cálcio e o bário (três metais 
alcalinos terrosos. Os principais grupos ou famílias são: 
 grupo 1 A – metais alcalinos 
 grupo 2 A – metais alcalinos terrosos 
 grupo 3 A ou 13– família do Boro 
 grupo 4 A ou 14 – família do carbono 
 grupo 5 A ou 15 – família do nitrogênio 
 grupo 6 A ou 16 –calcogênios 
 grupo 7 A ou 17 – halogênios 
 grupo 0 ou 18 – gases nobres 
 
Os elementos de uma mesma família apresentam propriedades semelhantes. Veja, a seguir alguns 
exemplos: 
Ex1. Metais alcalinos – 1 A – essa família tem 1 elétron na última camada. Esses metais são 
brancos como a prata, são leves (o lítio é o metal mais leve de toda a tabela periódica), causam 
queimaduras e fundem a baixas temperaturas. São chamados alcalinos porque, ao reagirem com a água, 
formam bases alcalinas. 
 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 14 
3.3 ELEMENTOS NATURAIS E ARTIFICIAIS 
 
Quase todos elementos químicos são naturais, ou seja, encontrados na natureza. Existem no ar 
atmosférico, no solo, na água ou constituindo as inúmeras substâncias existentes. 
Os elementos artificiais são aqueles produzidos em laboratório de pesquisa nuclear. Eles podem 
ser classificados em dois grupos, cisurânicos e transurânicos. Os elementos artificiais com número 
atômico menor do que o do URÂNIO são chamados de cisurânicos (apenas dois 43Tc e 61Pm), já os que 
têm número atômico maior são chamados de transurânicos. Todos os elementos localizados após o 
URÂNIO são artificiais. 
 
3.4 CLASSIFICAÇÃO GERAL DOS ELEMENTOS 
 
De acordo com as suas características gerais, os elementos químicos podem ser classificados em 
quatro grupos: metais, ametais, semi-metais e gases nobres. Alguns autores preferem classificar o H 
isoladamente, mas vamos incluí-lo no grupo dos ametais ou não metais. 
GAZES NOBRES: ocupam a última coluna à direita na tabela periódica, denominada família 18 
A ou 8 A. Podemos dizer que eles são quimicamente inertes, pois dificilmente combinam com outros 
elementos para formarem substâncias químicas. 
SEMI-METAIS: possuem propriedades intermediarias entre os metais e ametais. São todos 
sólidos nas condições ambientais. 
AMETAIS OU NÃO METAIS: estão situados entre os gases nobres e os semi-metais. Nas 
condições ambientais existem no estado sólido, liquido e gasoso. São maus condutores de calor e de 
eletricidade. 
METAIS: São todos os elementos químicos situados à esquerda dos semimetais, exceto o 
hidrogênio. Os lantanídeos e os actinídeos também são metais. 
O mercúrio é um metal liquido, enquanto os demais são sólidos nas condições ambientais. São 
bons condutores de eletricidade e calor; são dúcteis, maleáveis, tenazes e duros, isto é, podem ser 
reduzidos a fios, lâminas. 
 
3.5 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS QUANTO AO SUBNÍVEL MAIS 
ENERGÉTICO 
 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 15 
Como já vimos, a tabela periódica está dividida em colunas, estas são denominadas de famílias ou 
grupos. Estas colunas estão subdivididas em colunas A e colunas B. 
De acordo com o subnível mais energético, que é o último da configuração eletrônica, os 
elementos químicos podem ser classificados em: 
 
 Elementos representativos (s e p) 
 Elementos de transição externa (d) 
 Elementos de transição interna (f) 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1-Um dos elementos químicos que tem se mostrado muito eficiente no combate ao câncer de próstata é 
o selênio. Com base na tabela periódica, os símbolos dos elementos com propriedades semelhantes são 
os.................................................. 
 
2-O bromato de potássio, produto de aplicação controvertida na fabricação de pães, tem por fórmulas 
KBrO3. Os elementos que o constituem, na ordem indicada na fórmula, são pertencentes a que famílias? 
 
3- Cite 3 elementos químicos que podem ser classificados como de transição externa: 
 
4. LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
Os átomos dos elementos químicos combinam uns com os outros, sendo possível a formação de 
milhões de substâncias químicas diferentes entre si. Entretanto, alguns elementos dificilmente 
combinam com outros, porque seus átomos são estáveis. Esses elementos são os gases nobres, cujos 
átomos encontram-se isolados, constituindo em parte a atmosfera terrestre. A estabilidade de um átomo 
está relacionada com os elétrons de valência. Os átomos dos gases nobres são os únicos átomos neutros 
que possuem 8 elétrons de valência, ou seja, apresentam a última camada completa. até mesmo o He que 
possui somente dois elétrons é um átomo estável, pois a camada K comporta apenas 2 elétrons. Os 
átomos dos demais elementos possuem menos de 8 elétrons de valência, o que justifica a capacidade de 
combinação dos mesmos. 
 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 16 
 
4.1 TEORIA DO OCTETO : os átomos combinam uns com os outros na tendência de ficarem 
estáveis, isto é, adquirirem a configuração eletrônica dos gases nobres. Esta estabilidade é adquirida 
quando um átomo perde, ganha ou compartilha elétrons com outro átomo. 
 
4.2 LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE 
Ocorre entre: 
 
 
 
 
Ligação iônica: É a força que mantêm os íons unidos, depois que um átomo entrega 
definitivamente um, dois ou mais elétrons a outro átomo. 
 
 Metal doa elétrons da última camada. 
 Ametal recebe elétrons na última camada. 
 Após a doação e recebimento de elétrons os metais se transformam em cátion (+) e os 
ametais em ânions (-), formando um composto iônico. 
 As substâncias formadas por metais e ametais apresentam elevados pontos de fusão e de 
ebulição, conduzem corrente elétrica no estado liquido, mas não no estado sólido. 
FORMAÇÃO DE ÍONS E LIGAÇÃO IÔNICA : 
11Na e 17Cl 
 
 
 
 
 
Ca e F (mineral fluorita do qual se obtem, 
industrialmente, o elemento fluor) 
K e O 
 
 
 
 
Al e O 
METAL AMETAL + 
METAL Hidrogênio + 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 17 
Al e F 
 
 
 
 
Mg e O 
Ca e H Na e H 
 
 
Explique com suas palavras porque o íon sódio (Na
+
) é muito mais estável que o átomo de sódio 
(Na
0
) 
______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________ 
___________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________ 
 
4.3 LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR 
 
Nessa ligação os átomos não doam nem recebem elétrons, se unem pela formação de pares 
eletrônicos e assim adquirem a configuração de gás nobre, ou seja, 2 ou 8 elétrons na camada de 
valência. Assim, os elementos que fazem ligações covalentes são os ametais (incluindo o hidrogênio) e 
os semimetais. 
 
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL 
 
FÓRMULA ELETRÔNICA 
Cl e Cl 
 
FÓRMULA ESTRUTURAL FÓRMULA MOLECULAR 
H e H 
 
 
O e O 
 
 
 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 18 
N e N 
 
 
H e Cl 
 
 
H e O 
 
 
C e O 
 
 
H e S 
 
 
 
4.4 LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA OU DATIVA 
 
Essa ligação é representada por um pequeno vetor e ocorre quando um dos átomos apresenta seu 
octeto completo e outro necessita completá-lo, adquirindo 2 elétrons. A ligação dativa é uma forma de 
representar átomos que se ligam por mecanismo um pouco diferente dos três aspectos vistos 
anteriormente. 
 
FÓRMULA ELETRÔNICA 
 
 
FÓRMULA ESTRUTURAL FÓRMULA MOLECULAR 
SO2 
 
 
 
O3 
 
 
 
 
 
 
 
 
H2SO4 
 
 
HNO3 
 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 19 
4.5 ALGUMAS EXCEÇÕES AO OCTETO 
 
Atualmente, os químicos têm o conhecimento da existência de muitas moléculas que não 
obedecem à regra do octeto. Observe algumas delas: 
 
 
 
 
 
4.6 GEOMETRIA MOLECULAR 
 
Para prever a geometria de uma molécula há um método relativamente simples, divulgado por 
Ronald Gillespie na década de 60 do século passado, chamado de Teoria da Repulsão dos Pares 
Eletrônicos da Camada de Valência. 
1° Escreva a fórmula eletrônica da substância e conte quantos “pares de elétrons” existem ao redor do 
átomo central. Entenda por pares de elétrons: 
 uma ligação covalente simples, dupla, tripla ou dativa 
 par de elétrons não usados em ligação 
2° Escolha a disposição geométrica que distribua esses “pares de elétrons”, assegurando a máxima 
distância entre eles. 
3° Apesar de serem os pares de elétrons que determinam a distribuição geométrica ao redor do átomo 
central, a geometria molecular é uma expressão da posição relativa dos núcleos dos átomos nela 
presente. 
4 elétrons na camada de 
valência do Be 
6 elétrons na camada de 
valência do B 
7 elétrons na camada de valência do nitrogênio, esses compostos 
são muito instáveis, apresentam alta tendência de reagir 
quimicamente em busca de estabilidade. 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 20 
 
 
4.7 LIGAÇÀO COVALENTE POLAR E APOLAR 
 
A ligação covalente entre dois átomos, seja comum ou dativa, pode ser de dois tipos: POLAR e 
APOLAR. 
A ligação covalente polar ocorre entre átomos que possuem eletronegatividades diferentes. O 
átomo mais eletronegativo atrai o par eletrônico da ligação com maior intensidade, ficando cada átomo 
ligante polarizado com cargas elétricas de sinais contrários. 
Exemplo: 
 
 
 
 
HF 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 21 
Embora o par de elétrons esteja sendo compartilhado, ele se encontra mais deslocado no sentido 
do flúor. Dizemos que no flúor apareceu uma carga parcial negativa (simbolizada por  -) e no 
hidrogênio uma carga parcial positiva (simbolizada por +). Assim, a ligação entre H e F é chamada de 
ligação covalente polar. 
Já a ligação covalente apolar ocorre entre átomos que possuem a mesma eletronegatividade. 
Como é o caso da molécula de H2. Dessa forma não ocorre a polarização da ligação e dizemos que se 
trata de uma ligação covalente apolar. 
 
ATENÇÃO: a polaridade de uma molécula com mais de dois átomos é expressa pelo vetor 
momento de dipolo resultante. Se ele for nulo, a molécula será apolar; caso contrário, será polar. 
Veja alguns exemplos: 
 
 
 
 
 
 
Alguns compostos polares e apolares importantes no nosso dia-a-dia: 
 Compostos polares: metanol (ou álcool metílico CH3OH), álcool comum (etanol ou álcool 
etílico CH3CH2OH) e acetona( H3CCOCH3). 
 Compostos apolares: derivados diretos do petróleo (gasolina, benzina, benzeno, 
querosene, óleo diesel, óleo lubrificante), óleos e gorduras de origem animal ou vegetal. 
 
4.8 POLARIDADE E SOLUBILIDADE 
 
 
Substância polar tende a se dissolver bem em outra substância polar. 
Substância apolar tende a se dissolver bem em outra substância apolar. 
Exemplo: quando uma substância é polar e a outra é apolar, como no caso água-gasolina, não há 
tendência para solubilização. 
 
 
Semelhante dissolve semelhante 
 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 22 
EXERCÍCIOS: 
Diga quais dessas moléculas são polares e apolares: 
a) HBr 
b) F2 
c) CH4 
d) NH3 
e) CCl4 
f) H2S 
g) H2O 
h) CO2 
 
5- LIGAÇÃO METÁLICA 
 
As substâncias metálicas conduzem a eletricidade tanto no estado sólido quanto no liquido. Na 
sua maioria, elas apresentam altos pontos de fusão e de ebulição. Assim, uma vez que os metais são 
bons condutores de corrente elétrica, é de se esperar que eles possuam em sua estrutura elétrons livres 
para se movimentar. Essa é uma das evidencias que conduziram à elaboração do modelo da ligação 
química existente nos metais. 
Os metais não exercem uma atração muito alta sobre os elétrons da sua última camada e, por isso, 
possuem alta tendência a perder elétrons. Dessa forma, um metal sólido é constituído por átomos 
metálicos em posições ordenadas com seus elétrons de valência livres para se movimentar por todo o 
metal. Assim, temos um “amontoado” organizado de íons metálicos positivos mergulhados num “mar 
de elétrons” livres. A regra do octeto não explica a ligação metálica. 
 
LIGAS METÁLICAS: é uma mistura de dois ou mais metais, ou de um ou mais metais com 
elementos não metálicos. 
As ligas metálicas mais importantes são: 
 Ouro branco: contém 20 a 50 % de níquel 
 Ouro 18 quilates: 18g de ouro + 6g de Ag ou Cu 
 Ouro 12 quilates: 12g de ouro + 6g de Ag ou Cu 
 Aço carbono ou comum: 98% de Fe + 2% de C 
 Aço Inox: 74% de aço carbono + 18% de Cr + 8% de Ni 
 Imã: 63% de Fe + 20% de Ni + 12% Al + 5% Co 
 Bronze: 67% de Cu + 33% de Zn 
 Amalgama: Hg + outros metais como Sn, Ag, Cu, Cd 
 Solda elétrica: 67% de Pb + 33% de Sn 
 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 23 
6-FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
São ligações que ocorrem entre moléculas. As moléculas se atraem e se repelem entre si, 
empregando forças de atração e repulsão, essas forças tem uma relação direta com as propriedades das 
moléculas e com a existência de diferentes estados físicos. 
Por exemplo: 
Porque o metanol (CH3OH) é líquido enquanto o metano (CH4) é um gás? 
Porque a água (H2O) é líquida enquanto o ácido sulfídrico (H2S) é um gás? 
 
Interações dipolo-dipolo 
Considere uma molécula de HCl. Devido a diferença de eletronegatividade entre H e Cl, essa 
molécula é polar. Sua extremidade negativa atrai a extremidade positiva de outra molécula vizinha, o 
mesmo ocorre em sua parte positiva, que interage atrativamente com a parte negativa de outra molécula 
vizinha. Essa força de atração entre os dipolos das moléculas é chamada de interação dipolo-dipolo, 
interação dipolo permanente ou ainda, interações dipolar. Assim, no HCl líquidoou sólido são essas 
foras que mantêm as moléculas unidas, o mesmo acontece em todas as substâncias polares. 
 
Interações tipo ponte de hidrogênio 
 
Quando em uma molécula, tivermos o H ligado a um dos três elementos mais eletronegativos (F, 
O, N), haverá uma grande polarização dessa ligação, o que acarretará na hidrogênio uma grande 
deficiência de elétrons. 
Essa deficiência leva o hidrogênio a interagir com o par de elétrons de outra molécula vizinha, 
resultando numa interação extraordinariamente forte entre as moléculas, chamada de pontes de 
hidrogênio. Trata-se de uma interação mais forte que as forças dipolo-dipolo. Na água, no ácido 
fluorídrico e na amônia, líquidos ou sólidos, são essas forças que mantêm as moléculas unidas. 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 24 
 
Interações dipolo induzido 
 
Considere uma molécula apolar. Ela possui uma nuvem de elétrons em contínuo movimento. Se 
durante uma pequena fração de segundos, essa nuvem eletrônica estiver um pouco mais deslocada para 
um dos extremos da molécula, podemos dizer que foi criado um dipolo instantâneo, ou seja, por um 
pequeno espaço de tempo apareceram dois pólos na molécula. 
Essas interações são também conhecidas como forças de London. Na verdade, elas ocorrem em 
todas as substâncias – polares ou apolares – sendo de grande importância nas substâncias apolares. 
Apesar de fracas, são o único tipo de interação intermolecular que ocorre entre suas moléculas. 
As forças de london aumenta com o número de elétrons em uma molécula. Isso explica porque as 
diferenças de estado físico observada para os halogênios diatômicos. O Cl2 e o F2 são gases, o Br2 é 
líquido e o I2 é sólido a temperatura ambiente. 
Outro exemplo é a diferença observada entre o butano (um dos componentes da gás da cozinha) e 
o heptano (um dos componentes da gasolina). 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1-Qual das substâncias apresenta moléculas que, nos estados sólido e líquido, estão unidas por pontes de 
hidrogênio? 
A)H2 B)CH4 C)HF D)PH3 
Patrícia Horn Ferreira de Lima Química Geral e Inorgânica 25 
 
2)Que ligações mantêm as moléculas de bromo unidas no estado líquido? 
 
 
3)Durante a fervura da água que ligações são rompidas? 
 
 
4)Durante a evaporação da gasolina que ligações são rompidas? 
 
 
5)Gelo-seco é o nome popular do CO2 sólido. Nas condições ambientais esse material sofre sublimação. 
Que ligações são rompidas nesse processo?