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Propriedades periódicas dos elementos e Eletronegatividade 
As características físicas e químicas dos elementos seguem uma ordem periódica. 
Ou seja, essas propriedades tornam a se repetir periodicamente quando os elementos 
são distribuídos em ordem crescente de número atômico. Elementos de uma mesma 
família possuem características semelhantes. Tais similaridades foram utilizadas na 
construção da tabela periódica. 
 
1. Carga Nuclear Efetiva (Zef) 
Essa propriedade trata da intensidade da força de atração entre o núcleo e os 
elétrons mais externos. Como os elétrons são carregados negativamente, eles são 
atraídos pelo núcleo, o qual é positivamente carregado. 
Pela lei de Coulomb, a força de atração entre um elétron e o núcleo depende de dois 
fatores: 1) a magnitude da carga nuclear líquida que age sobre o elétron e 2) a distância 
média entre o núcleo e o elétron. Assim, a força aumenta conforme a carga nuclear 
aumenta e diminui à medida que o elétron se afasta do núcleo. 
O campo elétrico gerado entre os elétrons e carga localizada no núcleo é a chamada 
carga nuclear efetiva. A carga nuclear efetiva, Zef, agindo em um elétron é igual ao 
número de prótons do núcleo, Z, menos o número médio de elétrons, S, que está entre 
o núcleo e o elétron em questão. 
Zef = Z – S 
Note que o menor valor de Zef será obtido quando analisarmos um elétron na 
camada de valência, entretanto a carga nuclear efetiva pode ser calculada para qualquer 
elétron em um átomo. 
Exemplo 1: O magnésio (Mg) tem número atômico 12. Ao analisar um elétron da 
camada de valência, haverá 10 elétrons entre o núcleo e o elétron em 
questão (1s2 2s2 2p6 3s2, os elétrons da camada de valência estão em 
negrito). Portanto, Zef = 12 – 10 = +2. 
 
 
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Exemplo 2: O cloro (Cl) tem número atômico 17. Ao analisar um elétron da camada de 
valência, haverá 10 elétrons entre o núcleo e o elétron em questão (1s2 2s2 
2p6 3s2 3p5, os elétrons da camada de valência estão em negrito). Portanto 
Zef = 17 – 10 = +7. 
 
2. Tamanho de átomos e íons 
Apesar de geralmente pensarmos em átomos e íons como objetos esféricos, eles 
não têm um limite definido, portanto suas formas variam. Entretanto, podemos analisar 
a distância mínima entre a “borda” do átomo e seu núcleo. 
Imagine um conjunto de átomos na fase gasosa. Quando colidem uns com os outros, 
as nuvens eletrônicas podem penetrar umas nas outras até uma quantidade máxima, 
determinando a menor distância entre átomos, sem que haja ligação. Essa distância é o 
raio aparente desse átomo. Tal raio foi chamado de raio não ligante, ou raio de Van der 
Waals. 
 
Existem também os raios ligantes, ou raios 
covalentes, e nesse caso o raio atômico será definido 
com base na distância que separa os núcleos dos átomos 
quimicamente ligados. Abordaremos as ligações 
químicas mais a frente, o que é preciso saber no 
momento é que o raio ligante é menor que o não ligante. 
 
 
2.1. Tendência periódica dos raios atômicos 
Em cada coluna (grupo), o raio atômico tende a crescer à medida que descemos em 
um grupo. Esta tendência resulta do aumento do número quântico principal (n) dos 
elétrons mais externos. Conforme descemos em um grupo, os elétrons mais externos 
passam mais tempo afastados do núcleo, fazendo que o átomo aumente de tamanho. 
Em cada período o raio atômico tende a diminuir quando vamos da esquerda para a 
direita. O principal fator influenciador é o aumento da carga nuclear efetiva (Zef) à 
medida que nos movemos ao longo do período. O aumento da carga nuclear efetiva 
 
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atrai continuamente os elétrons, inclusive os mais externos, para perto do núcleo, 
fazendo com que raio diminua. 
 
Figura 1: Raios atômicos para os primeiros 54 elementos da tabela periódica (Brown et al., 
2005). 
 
2.2. Tendência nos tamanhos dos íons 
Assim como para o tamanho de um átomo, o tamanho de um íon depende da sua 
carga nuclear, do número de elétrons que ele possui e dos orbitais nos quais os elétrons 
de nível mais externo localizam-se. A formação de um cátion (íon positivo) desocupa os 
orbitais mais externos e também diminui as repulsões elétron-elétrons. Como 
consequência, os cátions são menores que seus átomos de origem. De maneira oposta, 
em um ânion (íon negativo), quando se adiciona um elétron a um átomo, a repulsão 
entre os elétrons aumenta, o que faz com que os elétrons se espalhem mais. Como 
consequência, os ânions são maiores que seus átomos de origem. 
Para íons de mesma carga, o tamanho aumenta conforme descemos em seu grupo, 
de forma semelhante aos átomos. 
 
 
3. Energia de Ionização 
É a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo ou íon gasoso 
isolado em seu estado fundamental. 
 
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A primeira energia de ionização de um átomo, I1, é a energia necessária para 
remover o primeiro elétron. A segunda, I2, é a energia necessária para remover o 
segundo elétron, e assim por diante. Quanto maior a energia de ionização, mais difícil é 
a remoção do elétron. Assim que o íon adquire a configuração de gás nobre, a próxima 
energia de ionização aumentará absurdamente, de forma que seja muito difícil que ele 
perca a sua configuração mais estável (gás nobre). 
A energia necessária para remover um elétron de um nível mais externo depende 
tanto da carga nuclear efetiva quanto da distância média do elétron ao núcleo. À medida 
que essa atração aumenta, torna-se mais difícil remover o elétron e, assim, a energia de 
ionização aumenta. 
 
3.1. Tendência periódica nas primeiras energias de ionização 
Em cada período, I1 geralmente aumenta com o aumento do número atômico. Os 
metais alcalinos têm a menor energia de ionização em cada período e os gases nobres 
as maiores. 
Em cada grupo, I1 geralmente diminui com o aumento do número atômico. 
 
Figura 2: As primeiras energias de ionização para os elementos representativos nos primeiros 
seis períodos (Brown et al., 2005). 
Normalmente, os menores átomos têm energias de ionização maiores. Os fatores 
que influenciam o tamanho de um átomo também influenciam as energias de ionização. 
 
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A energia necessária para remover um elétron de um nível mais externo depende tanto 
da carga nuclear efetiva quanto da distância média do elétron ao núcleo. À medida que 
a atração do elétron pelo núcleo aumenta, torna-se mais difícil remover o elétron e, 
assim, a energia de ionização aumenta. Essa atração será maior quanto menor for a 
distância entre o núcleo e o elétron e quanto maior for a carga nuclear efetiva. 
Conforme nos movemos por um período, existe tanto aumento na carga nuclear 
efetiva quanto diminuição no raio atômico, fazendo com que a energia de ionização 
aumente. Entretanto, à proporção que descemos em uma coluna, o raio atômico 
aumento, enquanto a carga nuclear efetiva varia pouco. Portanto, a atração entre o 
núcleo e os elétrons diminui, provocando diminuição na energia de ionização. 
Existem pequenas irregularidades no aumento das energias de ligações dentro de 
um período. Elas ocorrem quando o átomo possui um orbital (s, p, d ou f) preenchido 
ou semipreenchido. Essa característica confere ao átomo uma pequena estabilidade, 
que faz sua energia de ativação ser um pouco maior que a do próximo átomo na tabela. 
 
Exemplo 1: O boro ([He] 2s22p1) apresenta energia de ionização menor que o berílio 
([He]2s2). 
 Os elétrons no orbitalpreenchido 2s são mais eficientes em blindar os 
elétrons no subnível 2p do que são em se blindarem. 
Exemplo 2: O oxigênio ([He]2s22p4) possui energia de ionização menor que o nitrogênio 
([He]2s22p3) 
 A repulsão dos elétrons emparelhados na configuração p4 faz com que a 
energia de ionização do oxigênio seja menor. 
 
Figura 3: Primeira energia de ionização 
versus número atômico (Brown et al., 
2005). 
 
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4. Afinidades Eletrônicas 
É a variação de energia (∆E) que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo 
gasoso. Ela possui esse nome, pois mede a atração, ou afinidade, de um átomo pelo 
elétron adicionado. Em alguns casos, a afinidade é negativa, ou seja, a energia é liberada 
quando um elétron é adicionado. Quanto mais negativo for o valor da afinidade 
eletrônica, mais favorável é à entrada de um elétron no átomo. Quando o ∆E > 0, o ânion 
é instável e não se forma. 
Átomos com orbitais preenchidos ou semipreenchidos possuem afinidades 
eletrônicas positivas (N, Be e Mg) ou menos negativas que seus vizinhos à esquerda. 
Todos os gases nobres possuem afinidades eletrônicas positivas. 
 
 
5. Classificação: metais, não metais e metaloides 
Os conceitos de raios atômicos, energia de ionização e afinidades eletrônicas são 
propriedades de átomos individuais. Com exceção dos gases nobres, nenhum dos 
elementos existe na natureza como átomo individual. Portanto devemos dividir a tabela 
em grandes conjuntos, para analisar suas propriedades. 
Os metais representam cerca de três quartos dos elementos, e estão situados na 
parte esquerda e no meio da tabela. Os não metais estão localizados no canto superior 
direito, e os metaloides entre os metais e não metais. O Hidrogênio é um não metal. 
 
Figura 4: Tabela periódica mostrando metais, metaloides, não metais e tendências no caráter 
metálico (Brown et al., 2005). 
 
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5.1. Metais 
Características: 
 Têm brilho; 
 Podem apresentar várias cores, apesar de a maioria ser prateada; 
 Os sólidos são maleáveis e dúcteis; 
 São bons condutores de calor e eletricidade; 
 Muitos óxidos metálicos são sólidos iônicos básicos; 
 Tendem a formar cátions em soluções aquosas. 
Em um elemento, quanto mais presentes estão estas características, maior seu 
caráter metálico. 
 
5.2. Não metais 
Características: 
 Não têm brilho; 
 Podem apresentar várias cores; 
 Os sólidos são geralmente quebradiços, alguns são duros e outros macios; 
 Pobres condutores de calor e eletricidade; 
 Muitos óxidos não metálicos são substâncias moleculares que formam soluções 
ácidas; 
 Tendem a formar ânions ou oxiânions em soluções aquosas. 
Em um elemento, quanto mais presentes estão estas características, maior seu 
caráter não metálico. 
 
5.3. Metalóides 
Possuem propriedades intermediárias entre as dos metais e as dos não metais. 
Vários dos metaloides, principalmente o silício (Si), são semicondutores elétricos e são 
os principais elementos usados na fabricação de circuitos integrados e chips de 
computadores. 
 
 
 
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6. Eletronegatividade 
É definida como a habilidade de um átomo em atrair elétrons para si em certa 
molécula. Ela seria a “soma” da energia de ionização e da afinidade eletrônica em uma 
molécula. Entretanto, estas características são de átomos, e eletronegatividade é para 
moléculas. 
Em cada período geralmente existe um aumento contínuo da esquerda para a 
direita, porém ela tende a diminuir em uma família. 
 
Figura 5: Eletronegatividade dos elementos (Jespersen et al., 2012). 
 
Esta característica está intimamente ligada aos tipos de ligações químicas, assunto 
que será abordado em outro tópico. Por conta disso, os gases nobres, não possuem 
valores atribuídos de eletronegatividade. Esses valores não precisam ser decorados, 
entretanto é importante saber a tendência de crescimento para que possa determinar, 
entre dois elementos, qual será o mais eletronegativo. 
 
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Na natureza existem mais de um milhão de substâncias que foram catalogadas e 
estudadas e é possível que novas substâncias sejam descobertas. Desse modo, para 
tornar possível a existência de uma grande variedade de substâncias a partir de um 
número relativamente pequeno de átomos, é evidente que os átomos se combinam uns 
com os outros a fim de chegar na configuração mais estável. 
Há diferentes maneiras pelas quais os átomos podem se combinar, como, por 
exemplo, mediante o ganho ou a perda de elétrons, ou pelo compartilhamento de 
 
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elétrons dos níveis de valência. Quando os átomos se unem entre si, independente da 
forma que ocorre, chama-se ligação química. 
Como a parte mais externa do átomo é a sua eletrosfera e para ocorrer uma ligação 
química é necessário que os átomos ou os íons se aproximem, é fácil perceber que os 
elétrons mais externos são os responsáveis pelo tipo de ligação química que se 
estabelece, podendo haver formação de agregados iônicos ou moléculas. 
As únicas substâncias formadas por átomos isolados são os gases nobres. Como não 
se formam ligações químicas entre seus átomos, pode-se concluir que eles já são 
estáveis. Assim, um conjunto formado por átomos isolados de qualquer gás nobre é 
estável. No entanto, um conjunto formado por átomos isolados de outros elementos é 
instável e sua estabilização é alcançada através da formação de ligações química cuja 
natureza depende das configurações eletrônicas dos átomos participantes. 
Se os gases nobres são estáveis e formados por átomos isolados, deve existir alguma 
particularidade em suas configurações eletrônicas que justifique esse comportamento. 
Percebe-se que somente os átomos dos gases nobres apresentam oito elétrons na sua 
camada de valência (mais externa) dentre todos os elementos. O hélio (He) é a única 
exceção: ele apresenta apenas uma camada com dois elétrons. Sendo assim, conclui-se 
que o número máximo de elétrons na camada de 
valência de um átomo é oito, com exceção no caso da 
camada de valência ser a K: 
 Camada 
Elemento K L M N O P 
He 2 
Ne 2 8 
Ar 2 8 8 
Kr 2 8 18 8 
Xe 2 8 18 18 8 
Rn 2 8 18 32 18 8 
Como os gases nobres são os únicos que possuem a sua camada de valência com o 
número máximo de elétrons e são os únicos estáveis quando isolados, pode-se inferir 
que é essa particularidade que lhes dá estabilidade. Por isso, a configuração eletrônica 
com a camada de valência completa é chama de configuração estável. 
 
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Existe uma lei geral da natureza segundo a qual todos os sistemas têm tendência a 
aumentar a sua estabilidade. Isso pode ser conseguido se os átomos adquirem a 
configuração estável (com oito elétrons na camada de valência). Isso pode ser alcançado 
por meio do compartilhamento de elétrons entre eles ou da transferência de elétrons 
de um átomo para outro. Dessa maneira, formam-se as ligações químicas entre os 
átomos. 
Essa é a chamada teoria do octeto proposta por Lewis e Kossel em 1916: 
 
Teoria do Octeto: um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica 
quando apresenta oito elétrons na sua camada mais externa. 
 
Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos representativos (família A), 
sendo que os elementos de transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse 
modelo. Embora existam muitas exceções a essa regra, ela continua sendo utilizada por 
se prestar muito bem como introduçãoao conceito de ligação química e por explicar a 
formação da maioria das substâncias encontradas na natureza. 
 
Valência: 
Valência de um átomo é o número de ligações que ele deve fazer para alcançar 
estabilidade, ou seja, para completar o seu octeto. Como as ligações, o poder de 
combinação do átomo está relacionado ao seu nível eletrônico mais externo, ele é 
chamado de camada ou nível de valência. 
A valência é um número inteiro e indica quantas ligações um átomo pode fazer. 
Quando nas ligações ocorre perda ou ganho de elétrons, formando íons, a valência é 
chamada de eletrovalência e vem acompanhada de um sinal que indica a carga do íon 
formado. 
Quando um átomo perde elétrons e forma um íon com carga positiva, ele é chamado 
de cátion. Quando o átomo ganha elétrons e forma um íon negativo, ele é chamado de 
ânion. 
Tendência de comportamento dos elementos para a estabilização: 
 
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Família 
Nº de e na camada 
de valência 
Comportamento geral Valência Eletrovalência 
IA (1) 1 Perder 1 e 1 1 
IIA (2) 2 Perder 2 e 2 2 
IIIA (13) 3 Perder 3 e 3 3 
IVA (14) 4 
Perder 4 e, receber 4 
e ou compartilhar 
 4 e 
4 4 ou 4 
VA (15) 5 
Receber 3 e ou 
compartilhar 3 e 
3 3 
VIA (16) 6 
Receber 2 e ou 
compartilhar 2 e 
2 2 
VIIA (17) 7 
Receber 1 e ou 
compartilhar 1 e- 
1 1 
H 1 
Receber 1 e ou 
compartilhar 1 e 
1 1 
e  elétron 
 
 
1. Ligação Iônica ou eletrovalente: 
Como o próprio nome indica, a ligação iônica ocorre entre íons positivos e negativos 
e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre os íons. Dessa 
forma, a ligação iônica ocorre, então, entre elementos que apresentam tendências 
opostas, ou seja, é necessário que um dos átomos possua tendência a perder elétrons e 
outro de receber elétrons. 
Na maioria das vezes os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias IA, 
IIA e IIIA e os átomos que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIIA. 
O hidrogênio apresenta na sua primeira e única camada, um elétron, garantindo a 
estabilidade ao receber mais um elétron. 
 
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Ligação iônica é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo 
cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons de átomos de um 
elemento para os átomos de outro elemento. 
 
O exemplo mais representativo de uma ligação iônica é a formação do sal de cozinha 
(cloreto de sódio, NaCl) a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl). 
Pode-se representar essa ligação pelo menos de dois modos diferentes: 
a) Mostrando as duas etapas de formação: 
O átomo de sódio (Na) não é estável pela Teoria do Octeto, pois apresenta um 
elétron na camada de valência. Sua estabilidade eletrônica será atingida pela perda de 
um elétron, originando o íon Na+. Observe: 
 
O átomo de cloro (Cl) não é estável pela Teoria do Octeto, pois apresenta sete 
elétrons na camada de valência. Sua estabilidade eletrônica será atingida pelo ganho de 
um elétron, originando o íon Cl–. Observe: 
 
Na+ + Cl-  NaCl 
 
b) Por meio da fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica: 
Proposta em 1916 por Lewis, essa fórmula mostra os elétrons da camada de valência 
representados por cruzes (x), pontos (●) ou asterisco (*) em volta do símbolo do 
 
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elemento. Essa é a maneira mais utilizada atualmente e, nessa fórmula, os elétrons são 
colocados nas posições norte, sul, leste e oeste em torno do símbolo: 
 
 
 
 A fórmula é denominada fórmula eletrônica. Essa fórmula mostra como estão 
distribuídos os elétrons empregados na ligação. 
 Podemos também representar a substância formada pela fórmula [Na]+[Cl]-, 
denominada estrutural. Essa fórmula caracteriza o tipo de ligação (no caso, 
iônica) que apresentam os elementos na substância. 
 A fórmula mais conhecida, NaCl, é denominada fórmula química, íon-fórmula ou 
fórmula iônica. Essa fórmula mostra em que proporção os íons estão reunidos. 
 
Determinação das fórmulas dos compostos iônicos: 
A fórmula correta de um composto é aquela que mostra a mínima proporção entre 
os átomos que se ligam, de modo a formar um sistema eletricamente neutro. Para que 
isso ocorra, é necessário que o número de elétrons cedidos pelos átomos de um 
elemento seja igual ao número de elétrons recebidos pelos átomos do outro elemento. 
Há uma maneira prática, portanto rápida, de determinar a quantidade necessária de 
cada íon para escrever a fórmula iônica correta: 
 
 
A ligação iônica em escala: 
Um dos dados mais importantes na caracterização de uma ligação iônica é a 
eletronegatividade: 
 
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 Quanto mais alta a eletronegatividade, tanto mais facilmente o elemento tende 
a ganhar elétrons (atraí-los na ligação). 
 Quanto mais baixa a eletronegatividade, tanto mais facilmente o elemento 
tende a ceder elétrons. 
 Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre dois elementos, mais 
facilmente eles tendem a transferir elétrons um para o outro. 
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será o caráter iônico da 
ligação. 
 
Característica dos compostos iônicos: 
a) Estrutura cristalina: 
As atrações não ocorrem somente entre um cátion e um ânion. Há uma série de 
interações (atrações e repulsões) entre muitos cátions e muitos ânions, o que leva à 
formação de aglomerados iônicos denominados cristais: estruturas compactas e 
regulares. 
Os íons agrupam-se em conjuntos cristalino, de modo a melhor se acomodarem na 
forma geométrica definida (estrutura cristalina). 
b) Estado Físico: 
Como apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes 
(temperatura de 25 C e pressão de 1 atm). Para conseguir separar os íons, destruindo 
o arranjo do retículo, é necessário um imenso aquecimento. Portanto, os compostos 
iônicos apresentam elevados pontos de fusão e ebulição. 
c) Dureza: 
Dureza é a resistência que os sólidos apresentam ao risco e, portanto, à abrasão. A 
resistência que os sólidos iônicos têm ao risco é devido ao arranjo geométrico dos íons. 
Quando submetidos ao impacto, quebram facilmente, produzindo faces planas, são, 
portanto, duros e quebradiços. 
d) Condução de eletricidade: 
Nas condições ambientes os compostos iônicos estão no estado sólido, dessa forma, 
praticamente não conduzem corrente elétrica, uma vez que o arranjo reticular impede 
a mobilidade dos íons. 
 
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Quando no estado líquido (fundidos), são bons condutores, pois os cátions e ânions 
estão livres para se moverem sob a influência de um campo elétrico. 
Quando em solução aquosa, são bons condutores, pois a água separa os íons do 
retículo cristalino, deixando-os livres para se moverem. 
e) Solubilidade: 
O melhor solvente para solubilizar compostos iônicos é a água e a porcentagem que 
os íons se solubilizam na água depende da natureza de cada composto. 
 
2. Ligação Covalente ou Molecular: 
Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber elétrons. 
Como é impossível que todos os átomos recebam elétrons sem ceder nenhum, eles 
compartilham seus elétrons, formando pares eletrônicos. Cada par eletrônico é 
constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois 
átomos. Como não ocorre ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas 
eletricamente neutras, de grandeza limitada, denominadas moléculas. Por esse motivo, 
essaligação também é denominada molecular. É o caso das ligações entre si de ametais, 
semimetais e hidrogênio. 
Na tabela abaixo, pode notar a relação entre a posição do elemento na tabela 
periódica e o número de ligações possíveis: 
 
Na ligação covalente, a força atrativa que segura dois átomos é devida à atração 
entre cada núcleo e o elétron do outro átomo. À medida que os átomos se aproximam, 
o elétron de cada átomo torna-se cada vez mais atraído pelo núcleo do outro. No 
entanto, há força de repulsão quando a distância entre os átomos é menor que 0,074 
 
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nm, uma vez que os núcleos positivos se repelem. Dessa forma, existe uma distância de 
equilíbrio entre os dois átomos. 
As ligações covalentes podem ser classificadas em sigma (σ) e pi (π). As ligações 
sigma é formada quando orbitais atômicos se combinam no mesmo eixo que passa pelos 
dois núcleos. Assim, essa ligação é a mais forte das ligações covalentes. Já as ligações pi 
ocorrem em eixos paralelos, logo, são mais fracas do que a ligação sigma. As ligações pi 
são formadas quando os átomos formam ligações duplas ou triplas e as ligações sigma 
são as simples, conforme o exemplo abaixo: 
A – B → uma ligação σ 
A  B → uma ligação σ e uma ligação π 
A  B → uma ligação σ e duas ligações π 
 
Comprimento de Ligação: 
O comprimento de ligação está relacionado ao tipo da ligação e ao raio atômico dos 
átomos envolvidos. Quanto maior o raio dos átomos envolvidos, maior será o 
comprimento da ligação. Nota-se também que quanto mais insaturada a ligação, ou 
seja, maior a quantidade de ligações pi realizadas, menor o comprimento da ligação. Isso 
pode ser explicado pelo fato das ligações pi ocorrerem em eixos paralelos, dessa forma, 
os átomos precisam se aproximar mais para que a ligação aconteça. Sendo assim: 
 
 
Fórmulas Químicas dos Compostos Moleculares: 
A representação do número e dos tipos de átomos que formam uma molécula é feita 
por uma fórmula química. Existem diferentes tipos de fórmulas: a molecular, a 
eletrônica e a estrutural plana. 
a) Molecular: 
É a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento 
químico formam a molécula. No caso de substâncias compostas, normalmente a ordem 
de escrita dos elementos presentes na molécula é feita do elemento com menor 
eletronegatividade para o de maior eletronegatividade. 
 
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Ex.: H2O (água); HCl (ácido clorídrico) 
Obs.: Os elementos do grupo VA quando ligados ao hidrogênio em compostos 
binários, contrariam essa ordem, pois apesar de possuírem o hidrogênio como elemento 
menos eletronegativo, eles não possuem características ácidas. Exemplos: amônia 
(NH3), fosfina (PH3) e compostos de arsênio (AsH3) e antimônio (SbH3). 
b) Eletrônica: 
Também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula mostra, além dos 
elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de 
cada átomo e a formação dos pares eletrônicos. 
Ex.: 
 
c) Estrutural plana: 
Também conhecida como fórmula estrutural de Couper, ela mostra as ligações entre 
os elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representado por um traço. 
No entanto, não mostra a disposição espacial dos átomos que constituem a molécula. 
Ex.: 
 
Dessa forma, pode-se concluir que sabendo a posição dos elementos na tabela 
periódica, é possível prever o número de ligações que devem ser feitas para que os 
elementos tingam estabilidade: 
Elementos Ligações Fórmula Estrutural Valência 
Família VIIA 1 ligação simples Monovalente 
Família VIA 
2 ligações simples ou 1 ligação 
dupla 
Bivalente 
Família VA 
3 ligações simples ou 1 
ligações simples e 1 dupla 
ou 1 ligação tripla 
 
Trivalente 
Família IVA 
4 ligações simples ou 2 
ligações simples e 1 dupla ou 
1 ligação simples e 1 tripla ou 
2 ligações duplas 
Tetravalente 
Hidrogênio 1 ligação simples Monovalente 
 
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A ligação covalente também pode ocorrer quando um dos átomos envolvidos já 
atingiu a estabilidade e o outro ainda necessita de elétrons para completar sua camada 
de valência. O átomo que já adquiriu a estabilidade por meio de ligações anteriores 
compartilha um par de seus elétrons com o outro átomo, ainda instável. 
 
A ligação coordenada é indicada por uma seta, no sentido do elemento já estável 
para o elemento que precisa compartilhar o par de elétrons. 
Um exemplo dessa ligação é o dióxido de enxofre (SO2). Nesse caso, o enxofre 
estabelece uma dupla ligação com um dos oxigênios, atingindo a estabilidade eletrônica 
(oito elétrons na camada de valência). A seguir, o enxofre compartilha um par de seus 
elétrons com o outro oxigênio, através de uma ligação covalente. 
 
Outro exemplo é o cátion H+, formado em condições especiais, possui a eletrosfera 
vazia e se estabiliza com dois elétrons que “recebe”, como, por exemplo, na formação 
do cátion amônio (NH4+): 
 
 
Propriedade das substâncias formadas por ligações covalentes: 
Quando as moléculas de uma substância são formadas por um número determinado 
de átomos, essas substâncias são denominadas moleculares. Exemplos: N2, H2, O2, S8 e 
P4. 
Em condições ambientes, as substâncias moleculares podem ser encontradas nos 
estados sólidos, líquidos e gasosos. Geralmente apresentam ponto de fusão e ponto de 
 
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ebulição inferiores aos das substâncias iônicas e quando puras, não conduzem 
eletricidade. 
Quando a ligação covalente origina compostos com grande número de átomos, 
geralmente indeterminado, forma estruturas identificadas como macromoléculas. Tais 
substâncias são denominadas covalentes. 
Em condições ambientes as substâncias covalentes são sólidas e apresentam 
elevados pontos de fusão e ebulição. Exemplos: areia (SiO2)n, grafite (Cn) e diamante 
(Cn). 
 
Hibridização: 
Em alguns elementos, o comportamento químico parece estar em contradição com 
a estrutura eletrônica provável. O carbono pode ilustrar essa situação. É um elemento 
do grupo IVA e, portanto, pode-se esperar que os quatro elétrons da camada de valência 
tenham a seguinte distribuição: 
 
Foi observado experimentalmente que o carbono faz quatro ligações covalentes 
idênticas na maioria dos seus compostos, o que não poderia ser explicado com essa 
distribuição eletrônica. 
Para explicar esse resultado empírico, foi formulada a teoria da hibridação ou 
hibridização de orbitais, na qual o carbono só poderia se combinar após receber energia 
suficiente para promover um dos elétrons do orbital 2s ao orbital 2pz: 
 
 
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A partir dessa ativação, que torna a configuração do carbono em 2s1 2pX1 2pY1 2pZ1, 
haverá três tipos de hibridizações para o carbono: 
a) Hibridização sp3: 
Formação de quatro orbitais híbridos (sp3) iguais e de mesma energia, devido à 
combinação de um orbital s (o 2s) com três orbitais p (2pX, 2pY e 2pZ). Nesse caso, 
formam-se quatro ligações σ. 
 
Cada um dos orbitais híbridos sp3 aponta em direção ao vértice de um tetraédrico, 
sendo que o ângulo entre os eixos de cada um dos orbitais é de 109,5. 
b) Hibridização sp2: 
Formação de três orbitais híbridos iguais (sp2) e de mesma energia, devido à 
combinação de um orbital s (o 2s) e dois orbitais p (2pX e 2pY). O orbital pz, por não 
participar da hibridação, é chamado de orbital puro. Quando ocorre esse tipo de 
hibridação no carbono, ele forma três ligações σ, com os orbitais sp2, e uma ligaçãoπ, 
como orbital pz. 
 
Os três orbitais híbridos sp2 estão situados no mesmo plano, com seus eixos a 120 
entre si. O orbital pz fica perpendicularmente ao plano do triângulo. 
c) Hibridização sp: 
Formação de dois orbitais híbridos iguais (sp) e de mesma energia, devido à 
combinação de um orbital s (o 2s) com um orbital p (2pX). Nesse caso, pY e pZ são os 
 
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orbitais p puros e os orbitais responsáveis pelas 2 ligações π. Já as 2 ligações σ são 
formadas com os dois orbitais sp. 
 
Os orbitais híbridos sp situam-se sobre a mesma reta, formando um de 180, entre 
si. Os orbitais pY e pZ ficam perpendiculares entre si. 
Apesar da hibridização do carbono ser o mais notório dos casos, outros átomos 
também se hibridizam, como por exemplo, o boro e o berílio: 
Exemplo 1: Hibridização do boro (B) 
 Diagrama de energia do boro no estado fundamental: 
 
Como forma compostos covalentes do tipo BX3, é de se esperar que necessite de 
uma excitação para passar do estado fundamental, com apenas um orbital incompleto, 
para o estado hibridizado, com 3 orbitais semipreenchidos: 
 
Por analogia com o que se viu para o carbono, é fácil concluir que se formam três 
orbitais híbridos sp2. No caso do boro, o orbital pZ encontra-se vazio. 
 
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As moléculas do tipo BF3, BCl3 são planas e triangulares. O alumínio tem 
comportamento semelhante ao do Boro, sendo as moléculas AlF3, AlCl3 também são 
planas e trigonais. 
Exemplo 2: Hibridização do berílio (Be) 
 Diagrama de energia do berílio no estado fundamental: 
 
Espera-se que ele faça ligações iônicas, perdendo dois elétrons. No entanto, 
observa-se que o berílio forma compostos covalentes do tipo BX2, nos quais se liga 
empregando duas covalências iguais, isto é, funcionando como um átomo com dois 
elétrons desemparelhados no último nível. É sinal de que ele deva promover um dos 
elétrons a um dos orbitais p vazios, antes que possa combinar-se. 
 
Essa combinação de um orbital s com um orbital p é indicada como sp. Como se 
formam dois orbitais iguais, eles estão dispostos sobre uma mesma linha, formando 
moléculas lineares. 
Os orbitais pY e pZ, no caso do Berílio, estão vazios. 
 
 
Geometria Molecular e Polaridade das Substâncias 
Quando falamos sobre ligações químicas procuramos nos ater apenas aos tipos de 
ligações, mas não à forma que a molécula iria adquirir. Agora falaremos das formas que 
as moléculas possuem e sua principal implicação: a polaridade. 
 
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a) Modelo da Repulsão do par de elétrons no nível de valência (RPENV) 
As formas espaciais podem ser previstas seguindo o modelo de repulsão do par de 
elétrons no nível de valência (RPENV). Apesar do nome longo, esse modelo pode ser 
explicado de maneira simples. Imagine amarrar dois balões pelo bico (Figura 6), os 
balões orientam-se naturalmente apontando para longe um do outro. Se adicionarmos 
um terceiro balão, eles se orientarão em direção aos vértices de um triângulo. Se 
adicionarmos um quarto, eles adotarão a forma tetraédrica. 
 
 
Figura 6: Os balões amarrados juntos pelos seus bicos adotam naturalmente seus arranjos de 
mais baixa energia (Brown et al., 2005). 
 
De certa forma os elétrons nas moléculas comportam-se como os balões. Eles 
tendem a adquirir uma forma que fiquem o mais afastado possível dos demais. 
A distribuição dos domínios dos elétrons ao redor do átomo central de uma molécula 
ou íon do tipo ABn é chamada arranjo. A geometria molecular é a distribuição dos 
átomos no espaço. Nesse modelo, determinamos a geometria molecular de uma 
molécula ou íon a partir de seu arranjo. 
Para determina a geometria molecular, basta usar os seguintes passos: 
1- Desenhar a estrutura de Lewis da molécula ou íon e contar o número total de 
domínios de elétrons ao redor do átomo central. Cada par de elétrons não 
ligante, cada ligação simples, dupla e tripla são contados como um domínio de 
elétron. 
2- Determinar o arranjo, organizando o número total de domínios de elétrons de 
tal forma que as repulsões entre eles sejam minimizadas. 
3- Usar a distribuição dos átomos ligados para determinar a geometria molecular. 
 
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Tabela 1: Arranjos em função do número de domínios de elétrons (Brown et al., 2005). 
No de domínios de 
elétrons 
Distribuição dos 
domínios de elétrons 
Arranjo 
Ângulos de 
ligação previstos 
2 
 
Linear 180 
3 Trigonal plano 120 
4 Tetraédrico 109,5 
5 
Bipiramidal 
trigonal 
120 
90 
6 Octaédrico 90 
 
Observe que os pares de elétrons não ligantes influenciam no arranjo, mas a 
geometria molecular considera para a classificação apenas os átomos. 
 
a.1) Moléculas com níveis de valência expandidos 
Até agora consideramos apenas as moléculas com não mais de um octeto completo. 
Entretanto quando o átomo central de uma molécula é do terceiro período e seguintes 
da tabela periódica, ele pode ter mais de quatro pares de elétrons ao seu redor. Os 
passos para determinar a geometria dessas moléculas são iguais aos ditos 
anteriormente. 
 
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Tabela 2: Arranjos e formas espaciais para moléculas com dois, três e quatro domínios 
de elétrons ao redor do átomo central (Brown et al., 2005). 
No de 
domínios 
Arranjo 
Domínios 
ligantes 
Domínios não 
ligantes 
Geometria 
molecular 
Exemplos 
 
 
 
a.2) Polaridade molecular 
A polaridade de uma molécula está diretamente relacionada com as polaridades das 
ligações e com a geometria molecular. De forma sucinta, a polaridade molecular será 
dada pelo seu dipolo total, ou seja, pela soma vetorial dos momentos dipolo de cada 
ligação. 
 
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Quando o momento dipolo total de uma molécula for zero, ou seja, quando os 
dipolos de ligação se cancelarem, chamaremos essa molécula de apolar. Portanto uma 
molécula pode ser considerada apolar mesmo que possua ligações polares. 
Por outro lado, quando o momento dipolo total de uma molécula for diferente de 
zero, ou seja, a soma vetorial de seus vetores apontar para um lado, chamaremos essa 
molécula de polar. 
Observe na figura 7 que o CCl4 possui ligações polares, entretanto, é uma molécula 
apolar. Já o NH3 possui ligações polares e é polar. Já o CH3Cl possui a mesma geometria 
do CCl4, porém é polar por conta da diferença dos momentos dipolo. 
 
Figura 7: Exemplo de moléculas com ligações polares (Brown et al., 2005). 
 
 
3. Ligação Metálica 
Os metais apresentam algumas propriedades completamente diferentes daquelas 
apresentadas por outras substâncias. Os metais são sólidos à temperatura ambiente (25 
C), com exceção do mercúrio (Hg), que é líquido. Eles têm brilho característico 
denominado aspecto metálico, com cor prateada, à exceção do cobre (Cu) e do ouro 
(Au) que possuem coloração avermelhada e dourada, respectivamente. 
Na sua grande maioria, os metais são bons condutores de calor e eletricidade, tanto 
quando se apresentam no estado sólido como quando fundidos (líquidos). 
Experiências com raios X levam a crer que os retículos cristalinos dos metais sólidos 
consistem em um grupamento de cátions fixos, rodeados por um “mar” de elétrons. 
Esses elétrons são provenientes da camada de valência dos respectivos átomos e não 
 
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são atraídos por nenhum núcleo em particular: eles estão deslocalizados. Esseselétrons 
ocupam o retículo cristalino do metal por inteiro e a liberdade que tem de se 
movimentar através dos átomos é responsável pelas propriedades que caracterizam os 
metais. 
As forças de atração entre os elétrons livres e os cátions determinam a forma rígida 
e cristalina dos metais, conferindo-lhes altos pontos de fusão e ebulição. A prata (Ag), 
por exemplo, funde a 926 C e o ouro (Au) a 1064 C. No mercúrio, essas forças são 
fracas, por isso ele se apresenta no estado líquido a temperatura ambiente. Fato 
semelhante ocorre com o metal césio (Cs), que, embora sólido a temperatura ambiente, 
com ligeiro atrito dos dedos de uma pessoa sobre sua superfície passa ao estado líquido. 
Isso ocorre porque seu ponto de fusão é 28,5 C, inferior à temperatura do corpo 
humano (36,6 C). 
As ligações metálicas, muito diferente das ligações iônicas e covalente, não têm 
representação eletrônica e sua representação estrutural depende de um conhecimento 
mais profundo dos retículos cristalinos. Os metais em geral são representados por seus 
símbolos, sem indicação da quantidade de átomos envolvidos, que é muito grande e 
indeterminada. 
Uma lâmina, barra ou fio de cobre é constituído por inúmeros cátions de cobre 
cercados por um “mar” de elétrons e representado simplesmente por Cu, que é o 
símbolo do elemento. 
Os metais são muito utilizados em nosso cotidiano. Por exemplo: o cobre de cor 
avermelhada, é muito utilizado em fios elétricos e utensílios de cozinha. O ferro (Fe) é 
comumente usado em estruturas de prédios e no interior das colunas de concreto. Já o 
alumínio (Al) é utilizado para fazer panelas e fabricar ligas leves, como as utilizadas em 
alguns motores de automóveis. 
Nos retículos cristalinos dos metais, cada átomo está circundado por 8 ou 12 outros 
átomos. Como o conjunto é formado por átomos de mesmo elemento, as atrações são 
iguais em todas as direções. Essa estrutura permite explicar duas propriedades 
características dos metais: a capacidade de produzir lâminas (maleabilidade) e fios 
(ductibilidade). 
 
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Com a aplicação de uma pressão adequada em determinada região da superfície do 
metal, provocamos um deslizamento das camadas de átomos, produzindo lâminas ou 
fios. 
A alta condutividade elétrica dos metais é justificada pela presença do “mar” de 
elétrons deslocalizados que, quando sujeitos à aplicação de certa voltagem externa, 
dirigem-se ao pólo positivo dessa fonte externa. Esse movimento de elétrons, na 
verdade, é o que chamamos de corrente elétrica. 
a) Formação de ligas metálicas: 
Ligas metálicas são materiais com propriedades metálicas que contém dois ou mais 
elementos, sendo que pelo menos um deles é metal. 
As propriedades de uma liga normalmente são diferentes das propriedades de seus 
elementos constituintes, quando analisados separadamente. As ligas metálicas 
possuem algumas características que os metais puros não apresentam e, por isso, são 
muito utilizadas. 
Exemplos: 
 Diminuição do ponto de fusão: liga de metal de fusível. 
Constituição: bismuto (Bi), chumbo (Pb), estanho (Sn) e cádmio (Cd). 
Uso: fusíveis e eletrodos que se fundem e se quebram, interrompendo a passagem 
de corrente elétrica. 
 
 Aumento da dureza: liga de ouro de joalheria. 
Constituição: ouro (Au), prata (Ag) e cobre (Cu). 
Uso: manutenção de joias e peças de ornamento. 
 
 Aumento da resistência mecânica: 
Constituição: ferro (Fe) e carbono ©. 
Uso: fabricação de peças metálicas que sofrem tração elevada, principalmente 
estruturas metálicas. 
 
 
 
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BIBLIOGRAFIA: 
 BROWN, T.L.; LE MAY JR., H.E.; BURSTEN, B.E.; MURPHY, C.J. & WOODWARD, P.M. 
Química: A Ciência Central. Capítulos 7, 8 e 9. 9a Edição. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005. 
 FONTAN, A. P. C. I. Apostila de Química Geral I, CEFET QUÍMICA – Unidade RJ, 2010. 
 JESPERSEN, N.D.; BRADY, J.E. & HYSLOP, A. Chemistry The Molecular Nature of 
Matter. Ch 9. 6th edition. John Wiley and Sons, Inc., 2012. 
 UBESCO, J.; SALVADOR, E. Química, volume único. 5º edição. São Paulo: Saraiva, 
2002.