Apostila Quimica geral 2011(1)

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ESCOLA SUPERIOR DE TECNOLOGIA - EST 
 
 
 
Apostila 
Química Geral 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Manaus 
2011 
 
 
 
 
Universidade do Estado do Amazonas – UEA 
Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral 
 
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ÍNDICE 
 
 
Unidade 1 – Estados da Matéria 03 
Unidade 2 – Funções Inorgânicas 06 
Unidade 3 - Estrutura Atômica 21 
Unidade 4 – Propriedades Periódicas 29 
Unidade 5 - Ligações químicas 37 
Unidade 6 - Geometria Molecular 50 
Unidade 7 – Forças Intermoleculares 59 
Unidade 8 – Estequiometria 62 
Unidade 9 – Gases 68 
Unidade 10 – Soluções 74 
Unidade 11 – Termodinâmica 85 
Unidade 12 – Eletroquímica 94 
Referências bibliográficas 105 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Unidade 1 - Estados da Matéria 
 
1. A perspectiva molecular da química 
 
• A matéria é o material físico do universo, é tudo que tem massa e ocupa espaço. 
• A matéria é constituída de relativamente poucos elementos. 
• No nível microscópico, a matéria consiste de átomos e moléculas. 
• Os átomos se combinam para formar moléculas. 
• As moléculas podem consistir do mesmo tipo de átomos ou de diferentes tipos 
de átomos. 
 
1.1 Classificação da matéria 
 
1.1.1 Estados da matéria 
 
• A matéria existe em três estados físicos: sólido, líquido ou gás. 
• Essas três formas de matéria são chamadas de estados da matéria. 
• Os gases não têm forma nem volume definidos e podem ser comprimidos para 
formarem líquidos. 
• Os líquidos não têm forma, mas têm volume. 
• Os sólidos são rígidos e têm forma e volume definidos. 
 
1.1.2 Substâncias puras e misturas 
 
• Os átomos consistem de apenas um tipo de elemento. 
• As moléculas podem ter apenas um tipo de átomo (um elemento) ou de 
diferentes tipos de átomos (um composto). 
• Uma substância pura é a matéria que tem propriedades distintas e uma 
composição que não varia de amostra para amostra. 
• Existem dois tipos de substâncias puras: elementos e compostos. 
• Os elementos não podem ser decompostos em substâncias mais simples. 
• Se mais de um átomo, elemento ou composto são encontrados juntos, então a 
substância é uma mistura. 
• Portanto, misturas são combinações de duas ou mais substâncias nas quais cada 
uma mantém sua própria identidade química. 
• Se a matéria não é totalmente uniforme, então ela é uma mistura heterogênea. 
• Se a matéria é totalmente uniforme, ela é homogênea, também chamada de 
solução. 
• Se a matéria homogênea pode ser separada por meios físicos, então ela é uma 
mistura. 
• Se a matéria homogênea não pode ser separada por meios físicos, então ela é 
uma substância pura. 
• Se uma substância pura pode ser decomposta em algo mais, então ela é um 
composto. 
 
1.1.3 Elementos 
 
• Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo mais, então ela é um 
elemento. 
• Existem 114 elementos conhecidos. 
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• A cada elemento é dado um único símbolo químico (com uma ou duas letras). 
• Os elementos são à base de constituição da matéria. 
• A crosta terrestre consiste de 5 elementos principais. São eles: oxigênio, silício, 
alumínio, ferro e cálcio. 
• O corpo humano consiste basicamente de 3 elementos principais: oxigênio, 
carbono e hidrogênio 
• Os símbolos químicos com uma letra têm aquela letra maiúscula (por exemplo, 
H, B, C, N, etc.) 
• Os símbolos químicos com duas letras têm apenas a primeira letra maiúscula 
(por exemplo, He, Be). 
 
1.1.4 Compostos 
 
• A maioria dos elementos se interage para formar compostos. 
• As proporções de elementos em compostos são as mesmas, independentemente 
de como o composto foi formado. 
• Lei da Composição Constante (ou Lei das Proporções Definitivas): 
– A composição de um composto puro é sempre a mesma. 
– Exemplo: Quando a água é decomposta, sempre haverá duas vezes mais 
gás hidrogênio formado do que gás oxigênio. 
 
 
1.2 Propriedades de Matéria 
 
1.2.1 Mudanças físicas e químicas 
 
• Cada substância tem um conjunto único de propriedades físicas e químicas que 
podem ser usadas para identificá-la. 
• Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência física muda. 
– Exemplo: O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um 
líquido. 
• Durante uma mudança física, a matéria não muda sua composição. 
• Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma alteração 
química. 
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– Exemplo: Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem 
completamente, eles formam água pura. No frasco contendo água não há 
sobra de oxigênio nem de hidrogênio. 
• As propriedades físicas intensivas não dependem da quantidade de substância 
presente. 
– Exemplos: densidade, temperatura e ponto de fusão. 
• As propriedades físicas extensivas dependem da quantidade de substância 
presente. 
– Exemplos: massa, volume e pressão. 
 
1.2.2 Separação de misturas 
 
• As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são diferentes. 
• Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração. 
• O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa 
pelo papel de filtro e é coletada em um frasco. 
• As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas através de destilação. 
• A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de ebulição 
diferentes. Basicamente, cada componente da mistura é fervido e coletado. 
• A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro. 
• A cromatografia pode ser utilizada para separar misturas que têm diferentes 
habilidades para aderirem a superfícies sólidas. 
• Quanto maior a atração do componente pela superfície (papel), mais lentamente 
ele se move. 
• Quanto maior a atração do componente pelo líquido, mais rapidamente ele se 
move. 
• A cromatografia pode ser utilizada para separar as diferentes cores de tinta de 
uma caneta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Unidade 2 – Funções Inorgânicas 
 
Função Química – é o conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas 
semelhantes, chamadas de propriedades funcionais. As substâncias inorgânicas podem 
ser classificadas em quatro funções: 
• Ácidos 
• Bases 
• Sais 
• Óxidos 
 
2.1 Ácidos 
 
São compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como cátion 
exclusivamente H3O
+
, chamado de hidroxônio ou hidrônio e ânions, cuja natureza varia 
de um ácido para outro. 
Exemplo: HBr + H2O → H3O
+ 
+ Br
-
 
 
2.1.1 Propriedades funcionais 
 
• Apresentam hidrogênio em sua composição. 
• Têm sabor azedo. 
• Mudam a cor dos indicadores ácido-base: 
• o papel tornassol azul fica vermelho; 
• a solução de fenolftaleína permanece incolor na sua presença; 
• a solução de alaranjado de metila passa de levemente alaranjado para 
fortemente alaranjado. 
• Conduzem corrente elétrica quando em soluções aquosas. 
• Reagem com base formando sais e água. 
• Corroem metais, apresentando maior ou menor velocidade de corrosão em 
função da força e da concentração do ácido. 
 
2.1.2 Classificação dos Ácidos 
 
2.1.2.1 Quanto à presença de oxigênio na sua composição 
 
• Hidrácidos – não apresentam oxigênio. Exemplos: HCl, HBr 
• Oxiácidos– apresentam oxigênio. Exemplos: HNO3, H2SO4 
 
2.1.2.2 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis 
 
• Monoácidos ou ácidos monopróticos – apresentam um hidrogênio ionizável 
(HCl, HBr, HNO3). 
• Diácidos ou ácidos dipróticos – apresentam dois hidrogênios ionizáveis (H2S, 
H2SO4). 
• Triácidos ou ácidos tripróticos – apresentam três hidrogênios ionizáveis 
(H3PO4, H3BO3). 
• Tetrácidos ou ácidos tetrapróticos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis 
(H4SiO4, H4P2O7). 
• Os diácidos, triácidos e tetrácidos são poliácidos. 
• Exceções: H3PO3 é um diácido e H3PO2 é um monoácido. 
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 2.1.2.3 Quanto à volatilidade 
 
Volatilidade é a propriedade que algumas substâncias apresentam de se tornar um gás 
ou vapor. Isso ocorre com ácidos que apresentam temperatura de ebulição relativamente 
baixa ou próxima à ambiente. Ácidos com temperaturas de ebulição altas são chamados 
de fixos. Portanto: 
 
• Voláteis – possuem baixo ponto de ebulição. Exemplos: HCl, H 2S, HCN, HNO3. 
• Fixos – possuem alto ponto de ebulição. Exemplos: H 2SO4, H 3PO4, H 3BO3. 
 
2.1.2.4 Quanto ao grau de ionização – α 
 
Grau de ionização de um ácido (α) é a relação entre o número de moléculas ionizadas e 
o número total de moléculas dissolvidas. Segundo essa classificação os ácidos podem 
ser fortes, semi-fortes (moderados) ou fracos. 
• Ácidos Fortes: α > 50 % 
• Ácidos Moderados: 5 % < α < 50 % 
• Ácidos Fracos: α < 5 % 
 
 → Hidrácidos 
 
• ácidos fortes: HI, HBr, HCl 
• ácidos moderados: HF 
• ácidos fracos: demais 
 
→ Oxiácidos: quanto maior a diferença entre o número de oxigênios e o número de 
hidrogênios, mais forte é o ácido. Representando um oxiácido por HnEOm, temos: 
 
• m – n = 3 → ácido muito forte. Exemplos: HClO4, HMnO4 
• m – n = 2 → ácido forte. Exemplos: HNO3, H 2SO4 
• m – n = 1 → ácido semi-forte. Exemplos: H 3PO4, H 2SO3, H 3PO3 (apenas 2 
hidrogênios são ionizáveis)) 
• m – n = 0 → ácido fraco. Exemplos: HClO, H 3BO3 
 
Exceção: ácido carbônico (H 2CO3) é considerado ácido fraco, apesar de m – n = 1. 
 
 2.1.3 Nomenclatura dos ácidos: 
 
→ Hidrácidos ( Hn A ): 
 
Ácido Nome do elemento químico ligado ao hidrogênio + ídrico 
 
Exemplos: 
- ácido clorídrico (HCl) 
- ácido bromídrico (HBr) 
- ácido cianídrico (HCN) 
 
 
 
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→ Oxiácidos: 
 
Ácido + prefixo (se necessário) + elemento central + sufixo 
 
De acordo com o elemento central (o primeiro é o hidrogênio e o terceiro é o oxigênio) 
temos o prefixo OSO para o menor NOx (Número de Oxidação) e ICO para o maior 
Nox. Exemplos: 
- Coluna 14 ou 4A: - ácido carbônico (H2CO3) - carbono (C) com Número de Oxidação 
(NOx) = +4 (único ácido inorgânico com carbono). 
- Coluna 15 ou 5A: 
- ácido nitroso (HNO2) - nitrogênio (N) com NOx = +3; 
- ácido nítrico (HNO3) - nitrogênio (N) com NOx = +5. 
- Coluna 16 ou 6A: 
- ácido sulfuroso (H2SO3) - enxofre (S) com NOx = +4; 
- ácido sulfúrico (H2SO4) - enxofre (S) com NOx = +6. 
- Coluna 17 ou 7A: 
- ácido hipocloroso (HClO) - cloro (Cl) com NOx = +1 (o prefixo HIPO é obrigatório 
quando temos o elemento central com carga 1); 
- ácido cloroso (HClO2) - cloro (Cl) com NOx = +3; 
- ácido clórico (HClO3) - cloro (Cl) com NOx = +5; 
- ácido perclórico (HClO4) - cloro (Cl) com NOx do Cl = +7 (o prefixo PER é 
obrigatório quando temos o elemento central com carga 7, como em Permanganato de 
potássio). 
 
Observações: 
- seguem a mesma nomenclatura os ácidos formados pelos elementos iodo (I) e bromo 
(Br), pertencentes também à coluna 17 ou 7A; 
- o elemento flúor (F) também pertencente à coluna 17 ou 7A não forma oxiácidos. 
 
2.1.4 Ácidos mais comuns na química do cotidiano 
 
2.1.4.1 Ácido sulfúrico (H2SO4) 
• Ácido forte (altamente corrosivo). É o ácido mais importante na indústria e no 
laboratório, consumido em enormes quantidades na indústria petroquímica, na 
fabricação de papel, corantes e baterias de automóveis. 
• O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os 
superfosfatos e o sulfato de amônio. 
• É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis. 
• É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como 
processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc. 
• O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. O ácido 
sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais 
devido à sua enérgica ação desidratante. 
• O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos 
vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por 
isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido. 
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• As chuvas ácidas em ambiente poluído com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e 
causam grande impacto ambiental. 
2.1.4.2 Ácido fosfórico (H3PO4) 
• Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura. 
• É usado como aditivo em alguns refrigerantes. 
2.1.4.3 Ácido fluorídrico (HF) 
• Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de 
polietileno. Em virtude de propriedade de corrosão, o ácido fluorídrico é usado para 
gravar sobre vidro. Os vidros de automóveis têm uma numeração na parte inferior, esta 
é gravada com o auxílio desse ácido. 
2.1.4.3 Ácido nítrico (HNO3) 
• Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. 
• Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), 
trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora). É usado na fabricação do 
salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre). 
• As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e 
causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios 
e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima. 
• O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito 
tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito 
cuidado para manuseá- lo. 
 
2.1.4.4 Ácido clorídrico (HCl) 
• O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático. 
• É encontrado no suco gástrico . 
• É um reagente muito usado na indústria e no laboratório. 
• É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal. 
• É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos 
metais. 
 
2.1.4.5 Ácido acético (CH3COOH) 
• Ácido componente do vinagre, tempero indispensável na cozinha, usado no preparo 
de saladas e maioneses. 
 
 
 
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2.1.4.6 Ácido carbônico (H2CO3) 
• É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. As águas e 
refrigerantes gaseificados têm seu diferencial (mais refrescante) graças a este ácido. Ele 
é formado na reação do gás carbônico com a água: 
CO2 + H2O → H2CO3 
2.2 Bases ou hidróxidos 
 
São substâncias que, ao serem dissolvidas em água, liberam exclusivamente os ânions 
OH
-
 (hidroxila ou oxidrila). Os cátions, liberados também nesse processo, variam de 
uma base para outra. 
Dentre as principais bases, somenteo hidroxido de amônio resulta de uma ionização. As 
demais, resultam da dissociação iônica dos respectivos hidróxidos, quando dissolvidos 
em água. 
 
2.2.1 Propriedades funcionais 
 
• Presença do ânion hidroxila (OH–). 
• Com exceção dos hidróxidos de alcalinos, todas as demais bases se decompõem 
com o calor com relativa facilidade. 
• Apresentam sabor adstringente. 
• Mudam a cor dos indicadores: o papel tornassol vermelho fica azul e a solução 
de fenolftaleína, quando incolor passa para vermelho. 
• Conduzem corrente elétrica quando dissolvidas em água. 
• Reagem com os ácidos, originando sais e água. 
 
2.2.2 Classificação das bases 
 
2.2.2.1 Quanto ao número de hidroxilas: 
 
• Monobases – apresentam uma hidroxila como ânion. Exemplos: NaOH, NH4OH 
• Dibases – apresentam duas hidroxilas como ânion. Exemplos: Ca(OH)2, 
Zn(OH)2, Ba(OH)2. 
• Tribases – apresentam três hidroxilas como ânion. Exemplos: Al(OH)3, 
Ga(OH)3, Fe(OH)3. 
 
2.2.2.2 Classificação das bases quanto ao grau de dissociação 
 
Quanto mais solúvel em água a base, mais forte ela será. 
• Bases Fortes – são as bases do grupo 1A e 2A, pois apresentam uma alta 
solubilidade. Exemplos: LiOH, Ba(OH)2. 
• Bases Fracas – são as bases formadas pelos demais elementos. Exemplos: 
Zn(OH)2, Fe(OH)3, AgOH. 
 
Exceções: NH4OH, que é uma base solúvel porém fraca e o MgOH2 que é uma base 
insolúvel e fraca. 
 
 
 
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2.2.2.3 Classificação das bases quanto à solubilidade em água 
 
• Bases com Metais Alcalinos e NH4OH – são solúveis. Exemplos: LiOH, NaOH. 
• Bases com Metais Alcalinos Terrosos – são pouco solúveis. Exemplos: Ca(OH)2, 
Ba(OH)2. 
• Bases de outros metais – são praticamente insolúveis. 
 
Exceção: Mg(OH2) que é uma base insolúvel. 
 
2.2.3 Nomenclatura das bases 
 
2.2.3.1 Quando o cátion possui nox fixo 
 
hidróxido de + cátion (nome do metal ou grupo ligado á hidroxila) 
 
Exemplo: KOH – hidróxido de potássio 
 
2.2.3.2 Quando o cátion não apresenta nox fixo 
 
hidróxido de + cátion + sufixo ou hidróxido + cátion + nox em algarismo 
romano 
 
Exemplos: 
Fe(OH)2 - hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso - ferro (Fe) com NOx = +2. 
Fe(OH)3 - hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico - ferro (Fe) com NOx = +3; 
 
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2.2.4 Bases mais comuns na química do cotidiano 
 
2.2.4.1 Hidróxido de sódio – NaOH 
• Base conhecida como ―soda cáustica‖ ou ―lixívia‖ ou "diabo verde". É a base mais 
importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes 
quantidades; 
• Utilizada em produtos para desentupir ralos, pias e limpa forno; 
• É usada na fabricação do sabão. Atualmente, o sabão é obtido de gorduras (de boi, de 
porco, de carneiro, etc) ou de óleos (de algodão, de vários tipos de palmeiras, etc.). 
• É usada em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, 
celulose, corantes, etc. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado. 
• Não existe soda cáustica livre na natureza, é fabricado por eletrólise (decomposição 
por corrente elétrica) de solução aquosa de sal de cozinha (NaCl). 
2.2.4.2 Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 
• Conhecido como cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada; 
• É utilizado na construção civil no preparo da argamassa, usada na alvenaria, e na 
caiação (pintura a cal) o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa. 
2.2.4.3 Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 
• É um sólido branco muito pouco solúvel em água; 
• Quando disperso em água, origina um líquido espesso, denominado de suspensão, 
que contém partículas sólidas misturadas à água denominado de leite de magnésia 
utilizado como laxante e antiácido. 
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l) 
 acidez estomacal antiácido 
 
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2.2.4.4 Hidróxido de alumínio – Al(OH)3 
• É um sólido gelatinoso insolúvel na água; 
• Utilizado no tratamento da água. O hidróxido de alumínio formado na superfície, 
como um precipitado gelatinoso, arrasta as impurezas sólidas para o fundo do tanque, 
no processo denominado decantação; 
Al2(SO4)3 + 3 Ca(HCO3)2 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 + 6 CO2 
• Utilizado como medicamento com ação de antiácido estomacal (Pepsamar, Natusgel, 
Gelmax, etc) pois neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico. 
3 HCl(aq) + Al(OH)3(aq) → AlCl3(aq) + 3 H2O(l) 
 acidez estomacal antiácido 
 
2.2.4.5 Hidróxido de amônio – NH4OH 
• É obtido através do borbulhamento de amônia(NH3) em água, originando uma 
solução conhecida comercialmente como amoníaco; 
NH3(g) + H2O(l) NH4OH(aq) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 amônia amoníaco íon amônio íon hidróxido 
• É utilizado em produtos de limpeza doméstica tais como: Ajax, Fúria, Pato, Veja, 
etc. 
• É utilizado na fabricação de sais de amônio, empregados na agricultura e como 
explosivos. 
2.3 Sais 
 
São compostos que em meio aquoso se dissociam, liberando pelo menos um cátion 
diferente de H
+
 e pelo menos um ânion diferente de OH
-
. 
 
2.3.1 Propriedades funcionais 
 
• Possuem sabor azedo. 
• Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa ou quando fundidos. 
• Podem reagir com ácidos, bases, outros sais e metais. 
• Quase todos apresentam-se em estado sólido ou na forma de critais. 
 
2.3.2 Classificação dos sais 
 
2.3.2.1 De acordo com a presença de oxigênio 
 
• Sais halóides - não possuem oxigênio. Exemplos: NaI, KBr 
• Oxissais - possuem oxigênio. Exemplos: CaCO3, MgSO4 
 
 
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2.3.2.2 De acordo com natureza dos íons 
 
• Sal normal – é formado pela neutralização completa entre um ácido e uma base. 
Não possui nem H
+
 nem OH
-
 . Exemplo: NaCl 
• Hidrogenossal ou sal ácido – é um sal que apresenta dois cátions, sendo um 
deles H
+
, e somente um ânion. Exemplo: NaHCO3 
• Hidroxissal ou sal básico – é um sal que apresenta dois ânions, sendo um deles 
OH
-
, e somente um cátion. Exemplo: CaOHCl 
• Sal duplo ou sal misto – é um sal que apresenta dois cátions diferentes (exceto 
H
+
)
 
ou dois ânions diferentes (exceto OH
-
) e somente um cátion. Exemplos: 
CaClClO, NaLiSO4 
• Sal hidratado – apresenta no retículo cristalino, moléculas de água em 
proporção definida. A água combinada dessa maneira chama-se água de 
cristalização, e a quantidade de moléculas de água é indicada, na nomenclatura 
do sal, por prefixos. Exemplo: CuSO4.5H2O 
 
 
2.3.2.3 De acordo com a solubilidade 
 
A tabela a seguir indica a solubilidade dos sais em água (a 25 
o
C e 1 atm). 
 
 
Tabela resumida de solubilidade dos sais em água 
 
Compostos Regra Exceções 
Ácidos Orgânicos Solúveis 
Permanganatos, Nitritos e 
Nitratos, Cloratos 
Solúveis 
Sais de Alcalinos e 
Amônio 
Solúveis carbonato de lítio 
Percloratos Solúveis de potássio e mercúrio I 
Acetatos Solúveis de prata 
Tiocianatos e Tiossulfatos Solúveis 
de prata, chumbo e 
mercúrio 
Fluoretos Solúveis 
de magnésio, cálcio e 
estrôncio 
Cloretos e Brometos Solúveis 
de prata, chumbo e 
mercúrio I 
Iodetos Solúveis 
mercúrio, bismuto e 
estanho IV 
Sulfatos Solúveis 
de prata, chumbo, 
bário, e estrôncio 
Óxido metálico e 
HidróxidosInsolúveis 
de alcalinos, amônio, 
cálcio, bário e estrôncio 
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Boratos, Cianetos, 
Oxalatos, Carbonatos, 
Ferrocianetos, 
Ferricianetos, Silicatos, 
Arsenitos, Arseniatos, 
Fosfitos, Fosfatos, Sulfitos 
e Sulfetos 
Insolúveis 
de alcalinos e de 
amônio 
 
Observações: 
 
1- Quando se diz que um sal é insolúvel, na verdade se quer dizer que sua solubilidade 
em água é muito pequena, pois nenhuma substância é totalmente insolúvel. 
2- Todos os sais de metais alcalinos e amônio (NH4
+
) são solúveis. 
3- Os sais insolúveis sofrem pequena dissociação iônica, por isso originam soluções 
com pequena quantidade de íons, sendo considerados maus eletrolíticos. 
 
 
2.3.3 Nomenclatura 
 
2.3.3.1 Sal Normal 
 
Obedece à expressão: 
(nome do ânion) de (nome do cátion) 
 
É obtida a partir da nomenclatura do ácido que originou o ânion participante do sal, pela 
mudança de sufixos. 
 
Sufixo do ácido Sufixo do ânion 
ídrico Eto 
ico Ato 
oso Ito 
 
Exemplos: 
 
Ácido de origem Ânion Cátion Sal 
HCl - clorídrico Cl
-
 - cloreto Na
+
 NaCl – cloreto de sódio 
H2SO4 - sulfúrico SO4
2-
 - sulfato Ca
2+
 CaSO4
 
–
 
sulfato de 
cálcio 
HNO2 - nitroso NO
-
 - nitrito Al
3+
 Al(NO2)3
 
– nitrito de 
alumínio 
 
2.3.3.2 Nomenclatura do Hidrogeno-sal ou sal ácido 
 
Exemplo: Na
+
H
+
CO3
2-
 - NaHCO3 
Carbonato(mono)ácido de sódio 
(mono)hidrogeno carbonato de sódio 
Bicarbonato de sódio 
 
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16 
 
 
2.3.3.3 Nomenclatura do Hidróxi-sal ou sal básico 
 
Exemplo: Ca
2+
(OH)
-
Cl
- 
- Ca(OH)Cl 
cloreto(mono) básico de cálcio 
(mono)hidróxi cloreto de cálcio 
 
2.3.3.4 Nomenclatura do Sal duplo ou misto com dois cátions 
 
nome do ânion de nome dos cátions 
 
Exemplo: Na
+
Li
+
SO4
2- 
- NaLiSO4 – Sulfato de sódio e lítio 
 
2.3.3.5 Nomenclatura do Sal duplo com dois ânions 
 
nome dos ânions de nome do cátion 
Exemplo: Ca
2+
Cl
-
ClO
- 
- CaClClO – Hipoclorito cloreto de cálcio 
2.3.4 Sais mais comuns na química do cotidiano 
 
2.3.4.1 Cloreto de sódio (NaCl) 
 
• Alimentação 
• Conservação da carne, do pescado e de peles. 
• Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir -22°C. 
• Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de 
NaCl), no combate à desidratação. 
 
2.3.4.2 Nitrato de sódio (NaNO3) 
 
• Fertilizante na agricultura. 
• Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre). 
 
2.3.4.3 Carbonato de sódio (Na2CO3) 
 
• Fabrição do vidro comum (maior aplicação 
• Fabricação de sabões. 
 
2.3.4.4 Bicarbonato de sódio (NaHCO3) 
 
• Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico. 
• Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é 
devido à liberação do CO2 do NaHCO3. 
• Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há NaHCO3 
(s) e H2SO4 em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO3 
mistura-se com o H2SO4, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação 
de CO2. Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações 
elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz corrente elétrica). 
 
 
 
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17 
 
2.3.4.5 Fluoreto de sódio (NaF) 
 
• É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de 
dentes e na fluoretação da água potável. 
 
2.3.4.6 Carbonato de cálcio (CaCO3) 
 
• É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore. 
• Fabricação de CO2 e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada 
(Ca(OH)2): 
• Fabricação do vidro comum. 
• Fabricação do cimento Portland 
• Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc. 
 
2.3.4.7 Sulfato de cálcio (CaSO4) 
 
• Fabricação de giz escolar. 
• O gesso é uma variedade de CaSO4 hidratado, muito usado em Ortopedia 
2.4 Óxidos 
 
Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais 
eletronegativo. 
Fórmula geral: E
x+
2 O
2-
X 
Exemplos: CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3 
 
2.4.1 Classificação dos óxidos 
 
• Óxidos Básicos 
• Óxidos Ácidos 
• Óxidos Anfóteros 
• Óxidos Neutros 
• Óxidos Duplos 
• Peróxidos 
• Superóxidos 
 
2.4.1.1 Óxidos Básicos 
 
• São formados por metais alcalinos e alcalinos terrosos e reagem com água formando 
bases e com ácidos formando sal e água. São formados por metais alcalinos, alcalinos-
terrosos e pelos demais metais com Nox baixo. 
 
Óxido básico + H2O  base 
 
Exemplo: CaO + H2O  Ca(OH)2 
 
Óxido básico + ácido  sal + H2O 
 
Exemplo: MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O 
 
 
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18 
 
2.4.1.2 Óxidos Ácidos (anidridos) 
 
• São formados por ametais e reagem com água formando ácidos e com bases 
formando sal e água. São formados por não-metais e por certos metais com Nox 
elevado. 
 
Óxido ácido + H2O  ácido 
 
Exemplo: N2O5 + H2O  2HNO3 ―chuva ácida‖ 
 SO3 + H2O  H2SO4 
 
Óxido ácido + base  sal + H2O 
 
Exemplo: CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O 
 
2.4.1.3 Óxidos Anfóteros 
 
• São óxidos de caráter intermediário entre ácido e básico. Reagem com ácidos e bases 
formando sal e água. 
 
Óxido anfótero + ácido/base  sal + água 
 
Exemplos: ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2O 
 
• Alguns óxidos anfóteros: Al2O3 , ZnO , PbO, SnO, SnO2, As2O3, As2O5 
 
2.4.1.4 Óxidos Indiferentes (neutros) 
 
• São todos covalentes e não reagem com base, ácido ou água; mas podem reagir com 
oxigênio. 
CO + H2O  Não ocorre reação 
NO + HCl  Não ocorre reação 
 
• Óxido Neutro + O2  Oxidação 
 
CO + ½O2  CO2 
 
• Alguns óxidos neutros: CO, NO, N2O 
 
 
 
2.4.1.5 Óxidos Duplos, Salinos ou Mistos 
 
• São óxidos que, quando aquecidos, originam dois outros óxidos. 
 
 M 3O4 
Fe, Pb, Mn 
 
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19 
 
FeO + Fe2O3  Fe3O4 
 
• Exemplos de óxidos duplos: Fe3O4; Pb3O4; Mn3O4 
 
2.4.1.6 Peróxidos 
 
• São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem 
oxigênio com Nox = -1. 
M2O2 - MO2 
 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos 
 
• Exemplos: Na2O2, Li2O2, CaO2, MgO2 
 
 
2.4.1.7 Superóxidos 
 
• São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem 
oxigênio com Nox = - ½. 
 
M2O4 - MO4 
 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos 
 
• Exemplos: Na2O4, Li2O4, CaO4, MgO4 
 
2.4.2 Nomenclatura dos Óxidos 
 
2.4.2.1 - Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento 
 
Exemplos: CO monóxido de monocarbono 
 N2O5 pentóxido de dinitrogênio 
 
 Nox fixo (g1e g2) - óxido de elemento 
 
2.4.2.2 Para metais: 
 
 Nox - óxido de elemento+valência 
Exemplos: 
• Na2O – óxido de sódio 
• Al2O3 – óxido de alumínio 
• FeO – óxido de ferro II (óxido ferroso) 
• Fe2O3 – óxido de ferro III (óxido férrico) 
 
2.4.3 Óxidos maiscomuns na química do cotidiano 
 
2.4.3.1 Dióxido de carbono (CO2) 
 
• É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem 
comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio. 
• É o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. 
• O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas. 
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20 
 
• Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal 
responsável pelo chamado efeito estufa. 
 
2.4.3.2 Monóxido de Carbono (CO) 
 
• É um incolor extremamente tóxico. É um sério poluente do ar atmosférico. 
• Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, 
óleo, diesel, etc. 
• A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, 
caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado: 
álcool < gasolina < óleo diesel. 
• A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para 
reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do 
ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental. 
 
2.4.3. 3 Dióxido de Enxofre (SO2) 
 
• É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante. 
• O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões onde 
há fábricas de H2SO4. 
• A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm 
compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é 
lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina 
e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, 
é maior do que o da gasolina. 
• O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é 
liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em 
termos de poluição atmosférica. 
• O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de chuva 
constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a 
vegetação. 
 
2.4.3.4 Dióxido de nitrogênio (NO2) 
 
• Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura 
muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do 
nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera. 
• O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é outro 
sério poluente atmosférico. 
• Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, 
originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental. 
 
2.4.3.5 Óxido de cálcio (CaO) 
 
• É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido 
industrialmente por pirólise de calcário. 
• Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2. 
• Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das 
paredes. Pintura a cal (caiação). 
• Na agricultura, para diminuir a acidez do solo. 
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21 
 
Unidade 3 - Estrutura Atômica 
 
3.1 Teoria Atômica da Matéria 
 
Pode-se considerar que o desenvolvimento da teoria da estrutura atômica 
ocorreu essencialmente em 3 etapas: 
 Descoberta da natureza da matéria e da natureza do elétron; 
 Constatação de que o átomo é constituído de um pequeno núcleo rodeado 
de elétrons; 
 Desenvolvimento das equações mecânico-quânticas que explicam o 
comportamento dos elétrons nos átomos. 
 
3.1.1 Modelo de Dalton 
 
 Em 1807, o professor e químico inglês, John Dalton, baseado no conceito grego 
de átomos indivisíveis, realizou experimentos que estudava a razão das massas dos 
elementos que se combinavam para formar compostos. Com base nesses experimentos, 
ele desenvolveu sua hipótese atômica: 
1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas de átomos; 
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de diferentes 
elementos têm massas diferentes; 
3. Os compostos são formados quando átomos de diferentes elementos se combinam; 
um determinado composto tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos 
de átomos. (Lei da composição constante) 
4. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, eles trocam 
apenas de parceiros para formar novas substâncias. (Lei da conservação das massas) 
Essa hipótese ficou conhecida como ―Modelo da bola de bilhar‖. 
 
 
 
 
 
 
3.1.2 Modelo de Thomson 
 
 O modelo da bola de bilhar de Dalton foi substituído pelo modelo Pudim de 
ameixa, proposto por Thomson. 
O físico britânico Joseph John Thomson, em 1897, estava investigando os raios 
catódicos em tubos de Crookes (tubos bombeados até quase esgotar-se o ar), constatou 
que os átomos são indivisíveis, mas constituídos de partículas carregadas negativamente 
– os elétrons – pois podem sofrer desvios em campos elétricos e/ou magnéticos em 
direção a placa positiva. 
 Um tubo de raios catódicos é um recipiente profundo com um eletrodo em cada 
extremidade. 
 Experimento: Uma alta voltagem era aplicada entre dois eletrodos em um tubo 
de vidro sob vácuo. Essa voltagem produzia uma radiação dentro do tubo. A radiação 
ficou conhecida como raios catódicos (os elétrons) porque originava-se no eletrodo 
negativo (cátodo) em direção ao eletrodo positivo (ânodo). 
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22 
 
 
 
A partir deste experimento Thomson calculou a proporção entre a carga elétrica 
e a massa do eletron = 1,76 x10
8 
Coulomb/grama. 
Uma vez conhecida à proporção carga-massa do elétron foi possível medir a 
massa do elétron. Millikan realizou um experimento que ficou conhecido como 
―experimento da gota de óleo de Millikan‖ e determinou a massa do elétron = 9,10x10-
28
g. 
Thomson argumentou que já que a massa do elétron compreendia uma 
fração muito pequena da massa do átomo, eles seriam responsáveis por uma 
fração igualmente pequena do tamanho do átomo. E assim ele propôs que o 
átomo poderia ser uma esfera maciça carregada positivamente, na qual os 
elétrons estariam inseridos, de modo que a se obter um sistema 
eletrostaticamente estável (carga total nula). 
 
3.1.3 Modelo de Rutherford 
 
Em 1908, Ernest Rutherford derrubou a teoria de Thomson baseando-se em 
observações sobre o espalhamento de partículas  por finas folhas de metal. 
 Rutherford executou o seguinte experimento: 
• Uma fonte de partículas  (partículas carregadas positivamente) foi colocada na 
boca de um detector circular. 
• As partículas  foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro. 
• A maioria das partículas  passou diretamente através da chapa, sem desviar. 
• Algumas partículas  foram desviadas com ângulos grandes. 
• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford 
seria impossível. 
• Para fazer com que a maioria das partículas  passe através de um pedaço de chapa 
sem sofrer desvio, a maior parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de 
massa baixa  o elétron. 
• Para explicar o pequeno número de desvios grandes das partículas , o centro ou 
núcleo do átomo deve ser constituído de uma carga positiva densa. 
 
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23 
 
Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: 
No átomo há uma densa carga positiva central circundada por um grande volume 
de espaço vazio, onde os elétrons estão inseridos. Rutherfordchamou a região 
carregada positivamente de núcleo atômico e as partículas positivas de prótons. 
 Rutherford observou ainda que somente cerca da metade da massa nuclear 
poderia ser justificada pelos prótons. Então, ele sugeriu que o núcleo atômico 
deveria conter partículas eletricamente neutras e de massa aproximadamente igual a 
dos prótons. Em 1932, o cientista inglês Chadwick observou ao bombardear o 
berílio com partículas , a emissão de partículas não carregadas eletricamente e com 
massa ligeiramente maior que a dos prótons. Ele as chamou de nêutrons. 
Atualmente, o modelo atômico aceito é baseado no modelo de Rutherford, um 
modelo nuclear. 
 
3.1.3.1 O Modelo Nuclear 
 
• O átomo consiste de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e 
nêutrons). 
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A 
maior parte da massa do átomo se deve ao núcleo. 
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo 
se deve aos elétrons. 
No átomo nuclear, cada elemento é caracterizado pelo seu número atômico (Z), 
o qual determina o número de prótons no núcleo. Em um átomo neutro a carga total é 
zero, logo o número de prótons é igual ao número de elétrons que circunda o núcleo. 
Exemplo: 
He  número de prótons = 2 (carga positiva) 
número de elétrons = 2 (carga negativa) 
carga total = (+2 – 2) = 0 
 
3.2 Orbitais e números quânticos 
 
• O orbital é a região do espaço onde é grande a probabilidade 
de se encontrar um elétron de determinada energia. 
• Os números quânticos são usados para definir os estados de energia e os orbitais 
disponível para o elétron. 
 
3.2.1 Número quântico principal, n 
 
• Indica a quantidade de energia. À medida que n aumenta o orbital torna-se 
maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 
 
3.2.2 O número quântico azimutal, l 
 
• Os elétrons em uma determinada camada podem ser agrupados em subcamadas. 
• Esse número quântico depende do valor de n. 
• Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. 
• Cada valor de l corresponde a um tipo diferente de orbital com um formato 
diferente. 
• Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). 
Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 
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24 
 
Então, a camada com n = 2 consiste de duas subcamadas de orbitais, uma com l = 0 e a 
outra com l = 1 
 
 
3.2.3 O número quântico magnético, ml 
 
• Está relacionado à orientação dos orbitais em uma subcamada 
• Os orbitais em uma determinada subcamada deferem apenas quanto a sua 
orientação no espaço, não quanto a sua energia. 
• Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores 
inteiros entre -l e +l. 
 
 
 
3.2.4 Número quântico de spin magnético, ms 
• Cientistas observaram que o elétron comporta-se como se fosse uma esfera 
minúscula rodando em torno de seu próprio eixo – chamado spin eletrônico. 
• Com isso surgiu um novo número quântico, o número quântico de spin 
magnético, ms - pode assumir somente dois valores +½ e -½. 
• Podemos caracterizar estes dois estados de spin como a rotação de um elétron 
em seu próprio eixo em dois sentidos opostos. 
• Os dois estados são freqüentemente representados por duas setas ou pelas letras 
gregas  e  
 +½ ou  -½ ou  
 
3.3 Representação dos orbitais 
 
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25 
 
2.3.1 Orbitais s 
 
• Todos os orbitais s são esféricos. 
• À medida que n aumenta os orbitais s ficam maiores. 
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. 
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron 
é zero. 
• Em um nó, Y2 = 0 
• Para um orbital s, o número de nós é n-1. 
 
3.3.2 Orbitais p 
 
• Existem três orbitais p, px, py, e pz. 
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- de um sistema 
cartesiano. 
• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1. 
• Os orbitais têm a forma de halteres. 
• À medida que n aumenta os orbitais p ficam maiores. 
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
 
 
3.3.3 Orbitais d e f 
 
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
• Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z. 
• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- 
e z. 
• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. 
• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel. 
 
3.4 Orbitais e suas energias 
 
• Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados. 
• Para n = 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons 
interagem entre si. 
• Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para 
sistemas com muitos elétrons. 
 
3.5 Átomos polieletrônicos 
• Átomo com mais de um elétron 
• Para descrever esses átomos devemos considerar não apenas a natureza dos 
orbitais e suas energias, mas também como os elétrons ocupam os orbitais 
disponíveis. 
• Nos átomos hidrogenóides, isto é, formados por um núcleo e um só elétron (se 
chamam assim porque seu comportamento químico é similar ao do hidrogênio. 
É hidrogenóide dentro desta definição quaisquer dos isótopos do hidrogênio. Um 
caso típico de átomo hidrogenóide é também o de um átomo de qualquer 
elemento que se tenha ionizado até perder todos os elétrons menos um), a 
energia de um orbital depende apenas do seu número quântico principal, n. 
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26 
 
• Em um átomo multieletrônico a repulsão elétron-elétron faz com que os 
diferentes subníveis estejam em diferentes níveis de energia. 
 
Orbitais e suas energias 
 
 
 
3.6 Configurações eletrônicas 
 
3.6.1 Regra de Hund 
 
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um 
elemento estão localizados. 
• Três regras: 
 Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. 
 Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital 
(Pauli). 
 Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital 
isoladamente antes de qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de 
Hund). 
 
 
3.6.2 Configurações eletrônica condensadas 
 
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27 
 
• O neônio tem o subnível 2p completo. 
• O sódio marca o início de um novo período. 
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como 
Na: [Ne] 3s
1
 
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. 
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. 
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 
 
3.6.3 Metais de transição 
 
• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos. 
• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser 
preenchidos. 
• Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de 
valência. 
 
3.6.4 Lantanídeos e actinídeos 
 
• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. 
• Observe: La: [Kr]6s25d14f1 
• Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos 
ou elementos terras raras. 
• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos. 
• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza. 
 
3.9 Configurações eletrônicas e a tabela periódica 
 
• Aforma moderna da tabela periódica reflete a estrutura eletrônica fundamental 
dos elementos. 
• O número do período é o valor de n. 
• As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (numeradas de 1A a 8A ou de 
1 a 18 (IUPAC)). Estão relacionados ao número de elétrons na camada de 
valência do átomo. 
• Os grupos 1A e 2A (1 e 2) têm o orbital s preenchido. 
• Os grupos 3A -8A (13 a 18) têm o orbital p preenchido. 
• Os grupos 3B -2B (3 a 12) têm o orbital d preenchido. 
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido. Não são numerados 
porque há pouca similaridade entre eles. 
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 114 elementos de modo 
significativo. Como consequência dessa organização, existem propriedades 
periódicas associadas à tabela periódica. 
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais. 
• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um grupo: 
 Grupo 1A: Metais alcalinos 
 Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos 
 Grupo 6A: Calcogênio 
 Grupo 7A: Halogênios 
 Grupo 8A: Gases nobres 
Configurações eletrônicas e a tabela periódica 
 
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28 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Unidade 4 – Propriedades Periódicas 
 
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29 
 
4.1 A tabela periódica 
 
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 115 elementos de modo 
significativo. 
• Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas 
associadas à tabela periódica. 
 
• As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (numeradas de 1A a 8A ou de 
1 a 18). 
• As linhas na tabela periódica chamam-se períodos. 
• Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela periódica (a maioria dos 
elementos são metais). 
• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da tabela 
periódica. 
• Os elementos com propriedades similares, tanto com os metais quanto com os 
não-metais, são chamados metalóides e estão localizados no espaço entre os 
metais e os não-metais. 
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais. 
• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um grupo: 
• Grupo 1A: Metais alcalinos 
• Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos 
• Grupo 6A: Calcogênios 
• Grupo 7A: Halogênios 
• Grupo 8A: Gases nobres 
• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações 
eletrônicas. 
• O número do período é o valor de n. 
• Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido. 
• Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido. 
• Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido. 
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido. 
• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedades 
químicas e físicas. 
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordem 
crescente de massa atômica. 
• Faltaram alguns elementos nesse esquema. 
 Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As 
seria abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele 
previu um número de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. 
As propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev. 
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de 
número atômico. 
 
4.2 Carga nuclear efetiva 
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30 
 
 
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo 
polieletrônico. 
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos 
elétrons internos. 
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os 
protegem da carga nuclear. 
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do 
número de elétrons mais internos. 
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear 
efetiva (Zeff) diminui. 
• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui. 
• Todos os orbitais ns têm a mesma forma, mas tamanhos e números de nós 
diferentes. 
• A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se encontrar um elétron a 
uma determinada distância. 
• Considere uma molécula diatômica simples. A distância entre os dois núcleos é 
denominada distância de ligação. 
• Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância 
de ligação é denominada raio covalente do átomo. 
 
 
4.3 Tamanho dos átomos e dos íons 
 
• Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do orbital aumenta. 
• Considere os orbitais s: 
• Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando n 
aumenta. 
• A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de relevos. 
• Mapas de relevos são pontos conectados de densidade eletrônica igual. 
 
4.4 Tendências periódicas nos raios atômicos 
 
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades 
dos elementos variam periodicamente. 
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. 
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. 
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores. 
Existem dois fatores agindo: 
• Número quântico principal, n, e 
• a carga nuclear efetiva, Zef. 
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31 
 
 
• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um 
grupo), a distância do elétron mais externo ao núcleo aumenta. 
Consequentemente, o raio atômico aumenta. 
• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos 
mantém-se constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, 
aumenta a atração entre o núcleo e os elétrons mais externos. Essa atração faz 
com que o raio atômico diminua. 
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico. 
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e 
dos orbitais que contenham os elétrons de valência. 
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os 
átomos que lhes dão origem. 
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os 
átomos que lhe dão origem. 
 
 
 
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos 
em um grupo na tabela periódica. 
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32 
 
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons. 
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se 
menores : O
2-
 > F
-
 > Na
+
 > Mg
2+
 > Al
3+ 
 
4.5 Energia de Ionização 
 
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para 
remover um elétron de um átomo gasoso: 
Na(g) → Na+(g) + e-. 
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um 
elétron de um íon gasoso: 
Na
+
(g) → Na2+(g) + e-. 
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o 
elétron. 
 
4.5.1 Variações nas energias de ionização sucessivas 
 
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais 
interno é removido. 
 
 
4.5.2 Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização 
 
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. 
• Isso significa que oelétron mais externo é mais facilmente removido ao 
descermos em um grupo. 
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do 
orbital mais volumoso. 
• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período. 
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente fica mais difícil 
remover um elétron. 
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto 
elétron p. 
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. 
Conseqüentemente, a formação de s
2
p
0
 se torna mais favorável. 
• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão 
elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s
2
p
3
 resultante é 
mais estável do que a configuração inicial s
2
p
4
. Portanto, há uma diminuição na 
energia de ionização. 
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33 
 
 
 
 
• Para retirar os elétrons mais externos de um átomo, é necessária uma certa 
quantidade de energia. 
• Depende de dois fatores: 
• Carga nuclear (que é positiva e corresponde ao número de prótons); 
• Tamanho do átomo (que pode ser expresso através do raio atômico). 
• À medida que acompanhamos um período da esquerda para a direita, a carga do 
núcleo aumenta e o raio atômico diminui = aumento da energia de ionização. 
• Acompanhando um grupo de baixo para cima, o raio atômico (e, portanto o 
tamanho dos átomos) diminui, e os elétrons vão ficando cada vez mais próximos 
do núcleo a energia de ionização cresce também. 
 
4.6 Configurações eletrônicas de íons 
 
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior 
número quântico principal, n: 
 
Li (1s
2
 2s
1
) Li
+
 (1s
2
) 
Fe ([Ar]3d
6
 4s
2
) Fe
3+
 ([Ar]3d
5
) 
 
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n 
disponível: 
F (1s
2
 2s
2
 2p
5
) F
-
 (1s
2
 2s
2
 2p
6
) 
4.7 Afinidade eletrônica 
 
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34 
 
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. 
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha 
um elétron para formar um íon gasoso: 
Cl(g) + e
-
 → Cl-(g) 
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) 
quanto endotérmica: 
Ar(g) + e
-
 → Ar-(g) 
• Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é 
positiva ou negativa. 
• O elétron extra no Ar precisa ser adicionado ao orbital 4s, que tem uma energia 
significativamente maior do que a energia do orbital 3p. 
• Existem átomos que, apesar de já possuírem todos os seus próprios elétrons, 
podem ainda receber elétrons extras com muita facilidade. Essa capacidade é 
conhecida como afinidade por elétrons ou eletroafinidade. 
• Átomos de elementos com alta eletroafinidade, ao receberem elétrons extras, 
transformam-se em íons negativos (ânions) bastante estáveis. 
• Já os átomos que não aceitam elétrons facilmente (ou seja, de elementos com 
baixa eletroafinidade) formam ânions bastante instáveis. 
• O valor da eletroafinidade é, na maioria das vezes, negativo, embora possa 
também ser positivo (ao contrário do potencial de ionização, que é sempre 
positivo). 
• Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a facilidade do 
átomo para receber um ou mais elétrons. Contrariamente, quanto mais positivo 
esse valor, mais será preciso "forçar" o átomo para que receba elétrons. 
• Tal como o potencial de ionização, a variação da afinidade eletrônica na tabela 
periódica tende a ser contrária à variação do raio atômico. 
• Ao percorrermos um período da esquerda para a direita, o raio atômico diminui. 
Com isso, a atração que o núcleo exerce sobre os elétrons se torna maior, o que 
aumenta a afinidade eletrônica 
• Ao longo dos grupos, o raio atômico diminui de baixo para cima, e, pelo mesmo 
raciocínio, a eletroafinidade aumenta nesse sentido. 
• Em oposição, os átomos dos gases nobres (grupo 18 ou VIIIA) têm valores 
positivos de afinidade eletrônica, revelando sua dificuldade em receber elétrons 
e formar ânions 
• Os átomos dos halogênios (grupo 17 ou VIIA) têm grandes valores negativos de 
afinidade eletrônica. De fato, esses átomos recebem elétrons com muita 
facilidade, e os ânions por eles formados (F-, Cl-, Br-, I-) têm estabilidade muito 
grande. 
• Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro 
átomo quando os dois formam uma ligação química. 
• Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de ionização e 
grande afinidade eletrônica também apresentará, quando ligado a outro átomo, 
grande atração por elétrons, ou seja, terá uma alta eletronegatividade. 
• Depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na última 
camada 
• Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior atração 
sobre os elétrons de outros átomos. 
 
 
4.8 Metais 
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35 
 
 
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso, 
maleável e dúctil, os óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar 
cátions em solução aquosa). 
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. 
• O caráter metálico diminui ao longo do período. 
• Os metais têm energias de ionização baixas. 
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução. 
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos. 
• Todos os metais do grupo 1A formam íons M+. 
• Todos os metais do grupo 2A formam íons M2+. 
 
• A maioria dos metais de transição tem cargas variáveis. 
• A maior parte dos óxidos metálicos é básico: 
 
Óxido metálico + água → hidróxido metálico 
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq) 
 
4.9 Não-metais 
 
• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais. 
• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar 
elétrons: 
metal + não-metal → sal 
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s) 
 
• A maior parte dos óxidos não-metálicos é ácido: 
 
óxido não-metálicos + água → ácido 
P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq) 
4.10 Metalóides 
 
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36 
 
• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. 
• Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. 
• Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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37 
 
Unidade 5 - Ligações químicas 
 
5.1 Conceitos 
 
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. 
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-
metal. 
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. 
Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. Os exemplos mais 
familiares de ligações covalentes são vistos nas interações entre elementos não-
metálicos. Exemplo: Br2; C12H22O11. 
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. São 
encontradas em metais como o cobre, ferro, alumínio. Nesses metais cadaátomo 
está ligado a vários átomos vizinhos. Os elétrons ligantes estão relativamente 
livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal. As ligações 
metálicas dão origem a tais propriedades metálicas como altas condutividades 
elétricas e brilho. Exemplo: Au; Cu 
 
5.2 Símbolos de Lewis 
 
O químico americano G. N. Lewis sugeriu uma maneira simples de mostrar os elétrons 
de valência dos átomos. 
O símbolo do elemento representa o núcleo e os elétrons das camadas internas. Os 
elétrons da camada de valência são representados por pontos, que são colocados em 
torno do símbolo. 
• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um 
átomo, representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento. 
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos 
desemparelhados. 
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis. 
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do 
símbolo do elemento. 
 
 
 
 
 
 
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38 
 
5.3 A regra do octeto 
 
• Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. 
Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. 
• Os átomos frequentemente ganham, perdem ou compartilham seus elétrons para 
atingir o número de elétrons do gás nobre mais próximo deles na tabela 
periódica. 
• 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). 
• Um octeto de elétrons que cerca um átomo é considerado uma configuração 
estável. 
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. 
• Os gases nobres têm distribuições eletrônicas muito estáveis, como evidenciados 
por suas altas energias de ionização, baixas afinidades por elétrons e deficiência 
geral de reatividade. 
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto. 
 
5.4 Ligação Iônica 
 
Resulta da transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro. 
O termo ligação iônica refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas 
de sinais opostos. Ocorre quando um ou mais elétrons são transferidos da camada de 
valência de um átomo para a camada de valência para outro átomo. 
O átomo que perde um ou mais elétrons torna-se um íon positivo (cátion), enquanto que 
o átomo que ganha elétrons torna-se negativamente carregado, um ânion. 
As substâncias iônicas geralmente são resultantes da interação de metais do lado 
esquerdo da tabela periódica, com não-metais do lado direito (excluindo-se os gases 
nobres, do grupo 8A). Exemplo: NaCl; NiO. 
Quando o sódio metálico, Na(s), é colocado em contato com o gás cloro, Cl2(g), ocorre 
uma reação fortemente exotérmica, liberando tanto calor quanto luz. 
 
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf = - 410,9 kJ 
 
O cloreto de sódio é composto de íons Na
+
 e Cl
-
, arranjados em uma rede tridimensional 
regular. 
A formação do Na
+
 a partir do Na e de Cl
-
 a partir de Cl2 indica que o átomo de sódio 
perdeu um elétron e um átomo de cloro ganhou um. A transferência de elétrons para 
formar íons de cargas opostas ocorre quando átomos envolvidos diferem enormemente 
em suas atrações por elétrons. O NaCl é um composto comum porque consiste em um 
metal de baixa energia de ionização e um não-metal com alta afinidade por elétrons. 
 
5.5 Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
 
A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os íons de 
cargas opostas. Essa atração mantém os íons unidos, liberando energia e fazendo com 
que eles formem um arranjo ou rede. Uma medida da quantidade de energia necessária 
para a estabilização que se obtém quando os íons de cargas opostas são agrupados em 
um composto iônico é dada pela energia de rede. 
 
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39 
 
Energia de rede é a energia requerida para separar completamente um mol de um 
composto iônico em íons gasosos. 
 
NaCl(s) → Na+ (g) + Cl- (g) ∆Hrede = + 788 kJ /mol (endotérmico) 
 
O processo oposto, portanto, a aproximação do Na
+
 (g) + Cl
- 
(g) para formar NaCl(s) é 
altamente exotérmico (∆H = - 788 kJ /mol). 
O valor da energia de rede de um sólido depende das cargas dos íons, de seus tamanhos 
e de seus arranjos no sólido. O estudo da Termoquímica nos mostra que a energia de 
interação entre duas partículas carregadas é dada por: 
 
 
 
 
Onde: 
 Q1 e Q2 são as cargas nas partículas; 
 d é a distancia entre seus centros e 
 k é uma constante, 8,99 × 10
9
 Jm/C
2
. 
A equação anterior indica que as interações de atração entre dois íons com cargas de 
sinais contrários aumentam à medida que os módulos de suas cargas também aumentam 
e que a distância de seus centros diminui, isto é, que seus raios diminuem, lembrando 
que os tamanhos dos íons aumentam à medida que descemos um grupo na tabela 
periódica. 
Energias de rede de alguns compostos iônicos 
 
 
Composto 
Energia de rede 
(kJ/mol) 
 
Composto 
Energia de rede 
(kJ/mol) 
LiF 1030 KBr 671 
LiCl 834 CsCl 657 
LiI 730 CsI 600 
NaF 910 MgCl2 2326 
NaCl 788 SrCl2 2127 
NaBr 732 MgO 3795 
NaI 682 CaO 3414 
KF 808 SrO 3217 
KCl 701 ScN 7547 
 
5.6 Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos 
 
O estudo das energias envolvidas na formação da ligação iônica ajuda a explicar a 
tendência que muitos íons possuem da adquirir configurações eletrônicas de gás nobre. 
Por exemplo, o sódio perde rapidamente um elétron para formar Na
+
, que tem a mesma 
configuração eletrônica do Ne: 
 
Na 1s
2 
2s
2 
2p
6 
3s
1
 = [Ne] 3s
1
 
Na
+ 
1s
2 
2s
2 
2p
6 
= [Ne] 
 
Mesmo que a energia de rede aumente com o aumento da carga iônica, nunca 
encontraremos compostos iônicos que contenham íons Na
2+
. O segundo elétron a ser 
removido teria de vir de um nível mais interno do átomo de sódio, que requer uma 
d
QQ
El
21
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40 
 
quantidade muito grande de energia. O aumento da energia de rede não é suficiente para 
compensar a energia necessária à remoção de um elétron de um nível mais interno. 
Assim, o sódio e os outros elementos metálicos do grupo 1A são encontrados em 
substâncias iônicas com apenas íons 1+. 
Do mesmo modo, a adição de elétrons aos não-metais é exotérmica ou apenas 
ligeiramente endotérmica desde que os elétrons sejam adicionados ao nível de valência. 
Portanto, um átomo de cloro recebe facilmente um elétron para formar Cl
-
, que tem a 
mesma configuração eletrônica do Ar: 
 
Cl 1s
2 
2s
2 
2p
6 
3s
2
3p
5
 = [Ne] 3s
2
3p
5
 
Cl
-
 1s
2 
2s
2 
2p
6 
3s
2
3p
6
 = [Ne] 3s
2
3p
6
 = [Ar] 
 
Um segundo elétron teria que ser adicionado ao próximo maior nível do átomo de cloro, 
que seria energicamente muito desfavorável. Conseqüentemente, nunca observaremos 
Cl
2-
 em compostos iônicos. 
As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável: 
 
• Mg: [Ne]3s2 
• Mg+: [Ne]3s1 não estável 
• Mg2+: [Ne] estável 
• Cl: [Ne]3s23p5 
• Cl-: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável 
 
5.7 Íons de metais de transição 
 
Como as energias de ionização aumentam de forma rápida para cada elétron removido 
sucessivamente, as energias de rede dos compostos iônicossão em geral grandes o 
suficiente para compensar apenas a perda de três elétrons dos átomos. Naturalmente, 
encontramos cátions com cargas 1+, 2+ ou 3+ em compostos iônicos. Entretanto, 
muitos metais de transição têm mais de três elétrons além do cerne do gás nobre. 
Para formação do cátion precisamos lembrar que quando os elétrons são removidos de 
um átomo para formar um cátion, eles sempre são removidos primeiro do orbital com 
maior número quântico principal disponível, n. Portanto, para formar íons, os metais de 
transição perdem primeiro os elétrons s do nível de valência, em seguida, tantos elétrons 
d quantos necessários para atingir a carga do íon. 
Consideremos o ferro com configuração eletrônica [Ar] 3d
6
4s
2
 ao formar o cátion Fe
2+
, 
os dois elétrons 4s são perdidos, levando a uma configuração eletrônica [Ar] 3d
6
. A 
remoção de um elétron adicional fornece o íon Fé 3+, cuja configuração eletrônica é 
[Ar] 3d
5
 
Como nesse exemplo, os metais de transição quase sempre não formam íons com 
configurações de gases nobres. 
Portanto: 
• As energias de rede compensam a perda de até três elétrons. 
• Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem decrescente 
de n (i.e. os elétrons são removidos do 4s antes do 3d). 
 
5.8 Íons poliatômicos 
 
• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um 
composto contendo ligações covalentes. Por exemplo, SO4
2-
, NO3
-
. 
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41 
 
5.9 Ligação Covalente 
 
São ligações que ocorrem pelo compartilhamento de par ou pares de elétrons. 
Normalmente ocorre entre não-metais, entre semi-metais (metalóides) ou entre ambos. 
Numa situação rara, o Berílio (Be), apesar de ser um metal, também participa das 
ligações covalentes. 
O compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação covalente simples. Em 
muitas moléculas, os átomos atingem os octetos pelo compartilhamento de mais de um 
par de elétrons entre eles. Quando dois pares de elétrons são compartilhados, dois traços 
são desenhados na fórmula estrutural plana, representando uma ligação covalente dupla. 
Uma ligação covalente tripla corresponde ao compartilhamento de três pares de 
elétrons, como na molécula de N2. 
Ocorre quando um átomo está estável e possui um ou mais pares de elétrons não 
ligantes e outro átomo que está com deficiência de elétron. O átomo que possui o par de 
elétrons livres compartilha este par de elétrons com o outro átomo. 
Logo: 
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer perder ou ganhar um 
elétron para formar um octeto. 
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares de elétrons para que 
cada um atinja o octeto. 
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química. 
• Por exemplo: H + H  H2 tem elétrons em uma linha conectando os dois 
núcleos de H. 
 
5.10 Estruturas 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: 
 
 
 
 
 
5.11 Ligações múltiplas 
 
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos 
(ligações múltiplas): 
 
 
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42 
 
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); 
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2); 
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). 
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de 
pares de elétrons compartilhados aumenta. 
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. 
• 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. 
 
5.12 Polaridade da ligação e eletronegatividade 
Quando dois átomos iguais se ligam, como em O2 ou Cl2, os pares de elétrons da 
ligação são compartilhados igualmente. Como já sabemos, em compostos iônicos não 
existe compartilhamento de elétrons e sim formação de íons onde o elétron de um 
átomo é transferido completamente para outro. As ligações que acontecem na maioria 
das substâncias covalentes encaixam-se em algum ponto entre esses dois extremos. 
O conceito de polaridade de ligação ajuda a descrever o compartilhamento de elétrons 
entre os átomos. Uma ligação covalente apolar é aquela na qual os elétrons estão 
igualmente compartilhados entre dois átomos. Em uma ligação covalente polar um dos 
átomos exerce uma maior atração pelos elétrons ligantes que o outro. Se a diferença de 
habilidade relativa em atrair elétrons é grande o suficiente, uma ligação iônica é 
formada. 
 
5.12.1 Eletronegatividade 
 
Define-se eletronegatividade como a capacidade de um átomo em atrair elétrons para si 
em uma molécula. Usamos essa grandeza para estimar se determinada ligação será 
covalente apolar, covalente polar ou iônica. A eletronegatividade de um átomo em uma 
molécula está relacionada à sua energia de ionização e a sua afinidade eletrônica, que 
são propriedades de átomos isolados. 
• A energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um 
átomo gasoso em seu estado fundamental. Portanto, a energia de ionização mede 
quão fortemente um átomo segura seus elétrons. Quanto maior o tamanho do 
átomo menor será sua energia de ionização. 
Variação da energia de ionização na tabela periódica: num mesmo grupo 
aumenta de baixo para cima, e, num mesmo período da esquerda para a direita. 
• A afinidade eletrônica, de forma similar, é uma medida de quão facilmente um 
átomo atrai elétrons adicionais. É a energia liberada quando um átomo isolado, 
no estado gasoso, ―captura‖ um elétron. Portanto, quanto menor for o tamanho 
do átomo maior será a sua afinidade eletrônica 
Variação da afinidade eletrônica na tabela periódica: num mesmo grupo 
aumenta de baixo para cima, num mesmo período da esquerda para a direita. 
Logo, um átomo com afinidade eletrônica muita negativa e alta energia de 
ionização tanto trairá elétrons de outros átomos quanto resistirá em ter seus 
elétrons atraídos por outros, além de ser altamente eletronegativo. 
Os valores numéricos da eletronegatividade podem ser baseados em outras propriedades 
atômicas, mas dependem, principalmente, da afinidade eletrônica e do potencial de 
ionização, ou seja, quanto menor o tamanho do átomo e maior for seu número de 
Universidade do Estado do Amazonas – UEA 
Escola Superior de Tecnologia - EST – Química Geral 
 
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elétrons na camada de valência, mais eletronegativo será este átomo (quanto menor o 
átomo maior a tendência do átomo em atrair elétrons e átomos com maior número de 
elétrons na camada de valência exercem maior atração sobre os elétrons de outros 
átomos). 
A primeira e mais usada escala de eletronegatividade foi desenvolvida por Linus 
Pauling. Os valores são sem unidades. O flúor, F, é o elemento mais eletronegativo, 
com eletronegatividade igual a 4,0 e os elementos menos eletronegativos (ou os mais 
eletropositivos) são o césio, Cs e o Frâncio, (Fr), ambos com eletronegatividade iguais a 
0,7. Os valores de outros elementos estão entre esses dois extremos. 
 
 
 
5.12.2 Eletronegatividade e polaridade da ligação 
 
Podemos usar a diferença de eletronegatividade entre dois átomos para medir