Química Inorgânica

Prévia do material em texto

Módulo IIMódulo IIMódulo II
Química Geral e Inorgânica
Maria Rita de Morais Chaves Santos
José Milton Elias de Matos
PRESIDENTE DA REPÚBLICA
Luiz Inácio Lula da Silva
MINISTRO DA EDUCAÇÃO
Fernando Haddad
GOVERNADOR DO ESTADO
Wellington Dias
REITOR DA UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ
Luiz de Sousa Santos Júnior
SECRETÁRIO DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA DO MEC
Carlos Eduardo Bielschowsky
COORDENADORIA GERAL DA UNIVERSIDADE ABERTA DO 
BRASIL
Celso Costa
SECRETÁRIO DE EDUCAÇÃO DO ESTADO DO PIAUÍ
Antonio José Medeiros
COORDENADOR GERAL DO CENTRO DE EDUCAÇÃO ABERTA A 
DISTÂNCIA DA UFPI
Gildásio Guedes Fernandes
SUPERITENDENTE DE EDUCAÇÃO SUPERIOR NO ESTADO
Eliane Mendonça
DIRETOR DO CENTRO DE CIÊNCIAS DA NATUREZA
Helder Nunes da Cunha
COORDENADOR DO CURSO DE FÍSICA 
Miguel Arcanjo Costa
COODENADORA DE MATERIAL DIDÁTICO DO CEAD/UFPI
Cleidinalva Maria Barbosa Oliveira
DIAGRAMAÇÃO
João Paulo Barros Bem
 
 5237q 
 
Santos, Maria Rita de Morais Chaves 
 Química Geral e Inorgânica: Módulo II./ Maria Rita de Morais 
Chaves Santos, José Milton Elias de Matos - Teresina: UFPI/ 
CEAD, 2008. 
 129 p. 
 
 
 1. Química. 2. Química Inorgânica. I Matos, José Milton Elias 
de. II. Título. 
 
 C.D.D. 540 
 
 
Ta
be
la
 P
er
ió
di
ca
 d
os
 E
le
m
en
to
s
A química estuda os elementos químicos suas 
propriedades físicas e químicas, os compostos que eles 
formam, as transformações químicas ou físicas e as variações 
de energia que as acompanha.
Por que estudar química?
A química está provavelmente mais entranhada em 
nossas vidas do que se imagina. Transporte, vestuário, 
comunicação, recreação, habitação, produtos alimentícios e 
fármacos, cada um destes segmentos de nossas vidas diárias é 
resultado do desenvolvimento de algum produto ou material 
químico.
Os avanços das sociedades têm estado intimamente 
ligados às habilidades dos homens em produzir e manusear 
materiais que atendam as suas necessidades, a tal ponto que as 
civilizações antigas foram designadas pelo nível de seus 
desenvolvimentos, haja vista, as designações dos períodos, 
como Idade da pedra e Idade de bronze. 
O desenvolvimento da química e de materiais e suas 
propriedades tem tornado a vida moderna mais confortável, 
como por exemplo, as propriedades óticas, cujo estímulo é a 
radiação eletromagnética ou a luminosa que tem permitido o 
desenvolvimento de produtos como a câmara fotográfica digital, 
o telefone celular de última geração, o laser que é empregado 
em inúmeras técnicas, os televisores LCDs, e muitos outros que 
me fogem da memória no momento. Daí a importância do 
estudo desta matéria tão perto de nós. 
Neste curso, faremos uma abordagem das propriedades 
de elementos como o lítio (Li), carbono (C), nitrogênio (N), e flúor 
(F) e suas respectivas famílias. Abordaremos também, a 
química de compostos como a água, amônia, bicarbonato de 
sódio e outros.
Quando estudamos química ou mesmo pensamos em 
química, deparamos com muitas perguntas que vivenciamos 
em nosso dia-a-dia, como:
Por que o gelo flutua na água?
Por que o diamante corta o vidro e risca os outros metais?
Por que ?
Convidamos você a formularem muitas perguntas outras que 
venham enriquecer o nosso curso.
A química é tudo que nos rodeia. O ar, que respiramos, a água e 
o vinho que bebemos, o sapato que usamos, porém, temos 
consciência que fatos lamentáveis acontecem envolvendo a 
química e a ação do homem que manipula os produtos químicos 
ou fazem uso erradamente das transformações químicas e de 
 Palavra ao aluno
seus produtos.
Observamos aspectos químicos do mundo ao nosso redor que 
necessitam de nosso direcionamento e nossa atenção.
1. Quais reações químicas acontecem nos vegetais, nos 
animais e no nosso ambiente aquático? 
2. Que resultado benéfico ou maléfico estas reações nos 
traz?
3. Que papel o homem e principalmente os químicos tem na 
questão ambiental?
4. Que destino deverá ter as milhares de toneladas de lixo 
produzidas em nosso país?
Refletindo, vemos que a química apresenta aspectos positivos e 
negativos, e daí concluir a importância do estudo da química em 
qualquer curso de graduação. 
Assim, é verdade que a química tem garantido ao ser humano vida 
mais longa e confortável, contudo devemos conhecer bem as 
conseqüências do mau uso e de seu desenvolvimento 
inadequado.
Este texto tem o objetivo de oferecer aos alunos da 
disciplina de Química Geral e Inorgânica, do Curso de 
Licenciatura em Física, na modalidade à distância, uma ampla 
visão dos conceitos e princípios da Química. 
Aqui você encontrará fundamentação teórica prática, 
ponto para reflexão e reforço dos conteúdos, modelos, 
exercícios de fixação e referências que permitirá ao aluno deste 
curso plena realização das atividades propostas para o 
desenvolvimento dos conteúdos apresentados no plano de 
ensino.
Os conteúdos apresentados estão distribuídos em nove 
unidades que correspondem às unidades do plano de ensino da 
disciplina que são: 
Unidade I: PRINCÍPIOS ELEMENTARES DA QUÍMICA 
Unidade II: ESTRUTURA ATÔMICA 
Unidade III: LEI PERIÓDICA DOS ELEMENTOS E A 
ESTRUTURA DA TABEALA PERIÓDICA 
Unidade IV: As LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Unidade V: ESTEQIOMETRIA
Unidade VI: FUNÇÕES INORGÂNICAS
Unidades VII: COLÓIDES E SOLUÇÕES
Unidade VIII: EQUILÍBRIO QUÍMICO
Unidade IX: ELETROQUÍMICA
 Apresentação
Sumário
UNIDADE 1 - PRINCÍPIOS ELEMENTARES DA QUÍMICA 11 
1.1 – A química como uma ciência natural ...................... 13 
1.2 - Atividades de aprendizagem ................................... 24 
1.3 - Referências bibliográficas........................................ 25 
1.4 - Web-bibliografia ....................................................... 25 
 
UNIDADE 2 – ESTRUTURA ATÔMICA 26 
2.1 – A divisibilidade do átomo......................................... 28 
2.2 – A estrutura atômica da matéria: átomos e 
partículas subatômicas ............................................ 
 
28 
2.3 – Atividades de aprendizagem ................................... 32 
2.4 – Referências bibliográficas ....................................... 33 
2.5 – Web-bibliografia ...................................................... 34 
 
UNIDADE 3 - TABELA PERIÓDICA 39 
3.1 – Histórico .................................................................. 36 
3.2 - Apresentação da tabela periódica ........................... 36 
3.3 - Períodos .................................................................. 37 
3.4 - Grupos ..................................................................... 37 
3.5 - Classificação dos elementos ................................... 37 
3.6 - Propriedades periódicas dos elementos .................. 40 
3.7 - Atividades de aprendizagem .................................... 40 
3.8 - Referências bibliográficas......................................... 49 
3.9 - Web-bibliografia ....................................................... 49 
 
UNIDADE 4 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 50 
4.1 - Ligações iônicas: formação da ligação iônica .......... 53 
4.2 - Ligações covalentes ................................................ 54 
4.3 - Exceções à regra do octeto ..................................... 57 
4.4 - Relação entre ligações iônicas e ligações 
covalentes ............................................................... 
 
58 
4.5 - As forças e os comprimentos das ligações 
covalentes................................................................. 
 
61 
4.6 - Atividades de aprendizagem..................................... 61 
4.7 - Referências bibliográficas......................................... 62 
4.8 - Web-bibliografia........................................................ 62 
 
 
UNIDADE 5 - ESTEQIOMETRIA63 
5.1 - Conceito de mol ....................................................... 67 
5.2 – O número de Avogadro e o mol .............................. 67 
5.3 - Equivalências estequiométricas ............................... 68 
5.4 - Medindo moles de elementos e compostos ............. 69 
5.5 - Utilização do número de Avogadro em cálculos ...... 69 
5.6 - Massas moleculares e massas-fórmulas ................. 70 
5.7 - Aplicações da estequiometria................................... 70 
5.8 - Composição percentual............................................ 71 
5.9 - Fórmulas empírica e molecular ................................ 72 
5.10 - Fórmulas empíricas a partir de composições 
percentuais .............................................................. 
 
73 
5.11 - Atividades de aprendizagem ................................. 75 
5.12 - Referências bibliográficas ..................................... 76 
5.13 - Web-bibliografia ..................................................... 76 
 
UNIDADE 6 - FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
77 
6.1 - Ácidos ...................................................................... 79 
6.2 - Bases ....................................................................... 81 
6.3 – Sais ......................................................................... 83 
6.4 – Óxidos ..................................................................... 85 
6.5 - Atividades de aprendizagem .................................... 87 
6.5 - Referências bibliográficas ........................................ 88 
6.6 - Web-bibliografia ....................................................... 88 
 
UNIDADE 7 - COLOIDES E SOLUÇÕES 89 
7.1 - Formação de soluções ............................................. 91 
7.2 - Concentrações das soluções .................................. 93 
7.3 – A solubilidade e a influência da temperatura .......... 95 
7.4 – A influência da pressão na solubilidade dos gases 95 
7.5 – Efeitos dos solutos na pressão de vapor de 
soluções ................................................................... 
 
96 
7.6 - Atividades de aprendizagem ................................... 97 
7.7 - Referências bibliográficas........................................ 98 
7.8 - Web-bibliografia........................................................ 98 
 
 
UNIDADE 8 - EQUILÍBRIO QUÍMICO 99 
8.1 - A natureza do estado de equilíbrio .......................... 101 
8.2 - Escrevendo expressões da constante de equilíbrio 102 
8.3 - O significado da constante de equilíbrio, k............... 104 
8.4 - O significado do quociente de reação, q ................. 106 
8.5 - Determinação de uma constante de equilíbrio ........ 107 
8.6 - Usando constantes de equilíbrio em cálculos ......... 108 
8.7 - Fatores que influenciam nos equilíbrios químicos . 110 
8.8 - Influência da concentração ...................................... 110 
8.9 - Influência da temperatura ........................................ 111 
8.10 - Influência da pressão ............................................. 111 
8.11 - Atividades de aprendizagem .................................. 112 
8.12 - Referências bibliográficas ...................................... 113 
8.13 - Web-bibliografia ..................................................... 114 
 
UNIDADE 9 – ELETROQUÍMICA 114 
9.1 - Reações de oxi-redução .......................................... 117 
9.2 - Balanceamento de equações de oxi-redução .......... 118 
9.3 - Células voltaicas simples ......................................... 119 
9.4 - Célula voltaica com eletrodos inertes ...................... 121 
9.5 - Potenciais eletroquímicos padrão ........................... 123 
9.6 - Determinação de potenciais padrão ........................ 124 
9.7 – A equação de Nernst .............................................. 124 
9.8 - Eletroquímica e termodinâmica ............................... 125 
9.9 – E° e a constante de equilíbrio ................................. 126 
9.10 - Atividades de aprendizagem .................................. 127 
9.11 - Referências bibliográficas ...................................... 128 
9.12- Web-bibliografia ...................................................... 128 
 
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
O objetivo deste capítulo é fornecer ao leitor ferramentas e 
conceitos básicos que terão importância fundamental para um 
aprendizado bem-sucedido dos capítulos posteriores. Aqui você 
aprenderá o principal sobre a natureza da Química e como esta 
ciência, de um modo geral, atua. Permitirá você a compreender 
alguns fenômenos naturais e seus efeitos.
Princípios Elementares 
da Química
Princípios Elementares 
da Química
Unidade 1Unidade 1
Sumario 
UNIDADE 1 - PRINCÍPIOS ELEMENTARES DA QUÍMICA 11 
1.1 – A química como uma ciência natural ...................... 13 
1.2 - Atividades de aprendizagem ................................... 24 
1.3 - Referências bibliográficas........................................ 25 
1.4 - Web-bibliografia ....................................................... 25 
 
1.1 - A QUÍMICA COMO UMA CIÊNCIA NATURAL
É possível que você já esteja familiarizado com alguns dos 
assuntos que aparecem neste capitulo introdutório, pois eles são 
vistos no segundo grau, porém é importante que você tenha um 
domínio completo deles para não encontrar dificuldades nos 
capítulos posteriores. 
1.1.1 - Interação das ciências: a química e o seu lugar entre as 
ciências
A Química trata das propriedades e transformações da 
matéria, das leis e princípios que regem estas transformações e 
dos conceitos e teorias que as interpretam. 
Quase tudo que tocamos, bebemos, comemos, vestimos ou 
que ingerimos na intenção de cura de alguma enfermidade, está 
relacionado com descobertas feitas por pesquisas químicas.
Boa parte da qualidade de vida que desfrutamos hoje pode 
estar associada ao sucesso da química enquanto Ciência.
A Química como uma grande área apresenta-se dividida em 
quatro subáreas:
? Química Orgânica - Estuda os compostos de carbono.
? Química Inorgânica - Estuda compostos com outros 
elementos.
? Físico-Química - Trata dos problemas das reações 
químicas, da energia envolvida, da velocidade que se 
processam, da natureza dos estados da matéria, das 
aplicações tecnológicas, entre outros.
? Química Analítica - Estuda os métodos precisos de 
análise da composição química das substâncias.
1.1.2 - MÉTODO CIENTÍFICO EM QUÍMICA
Algumas pessoas acreditam que os cientistas são 
dotados de uma poderosa e misteriosa metodologia de 
raciocínio, que lhes permite resolver grande parte das 
questões que ao longo dos tempos tem instigado a 
humanidade.
Realmente, os cientistas têm uma maneira peculiar de 
encarar os problemas, envolvendo a curiosidade, a 
Fatos empíricos
(observações, dados)
Leis científicas
(generalizações 
testadas)
Hipótese
(tentativa de 
explicação)
Teoria
(explicação testada)
13
imaginação e a capacidade de questionar e interpretar suas 
observações, e esta capacidade é fruto de alguns fatores, 
tais como:
? Raciocínios Indutivos e Dedutivos.
? Coleta de fatos, observações particulares, até chegar 
a uma generalização.
O uso do raciocínio indutivo leva à formulação de uma lei.
LEI CIENTÍFICA - É uma descrição do que acontece, muitas 
vezes, serve de guia para a descoberta de novos fatos. 
Exemplo. Lei Periódica (baseia-se em observações)
A lei científica pode ser ainda definida como o modo pelo 
qual um cientista se propõe a resolver um novo problema, ou 
a questionar a validade de um conhecimento anterior.
O método científico fundamenta-se em um esquema 
básico de etapas, que são:
Parte do geral para o particular - Raciocínio Dedutivo.
Formulação da explicação desta lei - Hipótese.
Explicação satisfatóriade fatos (Tentativa de explicação)- 
Teoria.
A partir da teoria parte-se para a Experimentação.
1.1.3 - CONCEITOS FUNDAMENTAIS
No inicio deste capítulo, quando você começou a estudar a 
química, definimos esta ciência como a ciência que trata das 
propriedades e transformações da matéria, o “material” do qual o 
Universo é constituído. Mas o que é matéria?
Matéria - Qualquer coisa que ocupa lugar no espaço e 
possui massa.
Massa (m) - É a quantidade de matéria que existe em um 
objeto. É uma medida da sua resistência a uma mudança de 
velocidade.
Peso - É a força que atua sobre o objeto quando ele está 
em um campo gravitacional. Refere-se à força com que um objeto 
é atraído pela terra.
Volume (V) - É a extensão de espaço ocupado por um 
corpo. Volume = comprimento (m) x altura (m) x largura (m)
 
373,15 K
273,15 K
0,00K - 273,15 oC
0,00 oC
100,00 oC
Temperatura 
de ebulição
da água
Temperatura de 
solidificação
da água
Zero
absoluto
Escala 
Kelvin
Escala 
Celsius
14
Volume de um cubo
V = 1 m . 1 m . 1 m 
V = 1 m 
V = 10 dm . 10 dm . 
10 dm
V = 1000 dm
d = 
d = densidade
 m = massa
 v = volume
m
v
3
3
Temperatura (T) - Relaciona-se com o estado de agitação 
das partículas que formam um corpo e com a capacidade desse 
corpo de transmitir ou receber calor.
Pressão (P) - Relação entre a força (F) exercida na 
direção perpendicular sobre uma dada superfície e a área (A) 
dessa superfície. P =
PROPRIEDADES DA MATÉRIA - Facilita a identificação, 
forma, massa, lustro, cor, magnetismo, tendência à corrosão.
Propriedades Extensivas - Dependem da quantidade de 
material. Exemplo.- Massa, volume.
Propriedades Intensivas - Não dependem da quantidade de 
material. Exemplo, ponto de fusão. ebulição, densidade.
Densidade (d) - É a relação entre a massa de um material e o 
volume por ele ocupado
.Densidade = em Kg/m ou g/cm
Peso Específico ou Densidade Relativa =
 
Propriedades Físicas – Nos permitem classificar e identificar 
as substâncias e são propriedades que podem ser observadas e 
medidas sem mudar a composição de uma substância. A tabela 
01, reúne algumas propriedades comuns das substâncias 
químicas.
A
F
volume
massa
água
subsancia
d
d
d = 
d = densidade
 m = massa
 v = volume
m
v
3 3
15
TABELA 01. Algumas Propriedades Físicas
Propriedade característica 
Cor 
Estado da matéria 
Ponto de fusão 
 
Ponto de ebulição 
 
Calor de vaporização 
 
Calor de fusão 
 
 
Densidade 
 
Solubilidade 
 
 
 
Caráter metálico 
Condutividade elétrica 
Condutividade térmica 
Propriedades magnéticas 
Forma cristalina de um 
sólido 
Maleabilidade 
 
Ductilidade 
 
 
Viscosidade 
 
 
•sólido, líquido ou gás 
•temperatura na qual o sólido 
funde 
•temperatura na qual um 
líquido ferve 
•calor necessário para um 
líquido se transformar em vapor 
• calor necessário para um 
sólido se transformar em 
líquido 
•massa por unidade de volume 
 
•massa de uma substância que 
pode se dissolver em um 
determinado volume de água 
ou em outro solvente 
 
 
 
 
 
 
•Facilidade que um sólido pode 
ser deformado 
•Facilidade com que um sólido 
pode ser transformado em um 
fio 
•Facilidade de um líquido para 
escoar 
 
Propriedades Químicas – Estabelece alguma Interação entre 
as substâncias químicas. 
Exemplo de fenômenos químicos
i) Ferro óxido de Ferro (III)
ii) 2 H (g) + O (g) 2 H O 
→ar
→2 2 2
16
Reação do hidrogênio com o oxigênio para formar água.
 2 H (g) + O (g) 2 H O eq. 01
Do lado esquerdo da seta são representados os reagentes e 
do lado direito são representados os produtos. A representação 
simbólica da transformação é denominada de EQUAÇÃO 
QUÍMICA
Transformações são mudanças que ocorrem com os 
materiais ao quais muda o aspecto físico e/ou químico. Identificar 
essas transformações é essencial para o estudo da química. Os 
cientistas denominam os objetos ou substâncias em estudo de 
SISTEMAS.
Formas de Energia
Energia - Medida da capacidade de realizar trabalho. Quanto 
maior for a energia de um corpo, maior sua capacidade da 
realizar trabalho.
São três as formas importantes de energias: energia cinética, 
energia potencial e energia eletromagnética. 
Energia cinética, Ec, de um corpo é a energia relacionada ao 
seu movimento. Para um corpo de massa m em movimento com 
velocidade v, a energia cinética é:
E = mv , eq. 02c
Energia potencial gravitacional, Ep, é a energia do corpo em 
função de sua posição. Um corpo de massa m, e altura h sobre a 
superfície da Terra tem energia potencia de:
E = m.g.h, eq. 03p
Onde, g é constante conhecida como aceleração de queda 
-2livre ou “aceleração da gravidade” (g= 9,81 m.s .).
→
2
1
 
En
er
gi
a
ci
né
tic
a
En
er
gi
a
po
te
nc
ia
l
Figura 1.1: energia cinética 
(representada pela altura da 
barra escura (lilás)) e a 
energia potencial (barra clara 
(azul)) são interconversíveis, 
mas a sua soma (a altura total 
da barra) é uma constante na 
ausência de influências 
externas, tais como a 
resistência do ar.
2 2 2
2
17
 A energia total, U de um corpo ou partícula é a soma de suas 
energias cinética e potencial.
Energia total = energia cinética + energia potencial.
ou
 E = E + E eq. 04c p
A energia cinética e a energia potencial podem se converter 
uma na outra, mas a sua soma é sempre constante, o que garante 
a lei de conservação de emergia. 
A variação de emergia de um corpo é representada por, ? (letra 
grega delta). Em geral, a variação do valor de uma quantidade de 
energia X é representada por ?X, que é definida como o valor de X 
inicial menos o X final, ou melhor:
?X= X – X l; eq. 05final inicia
A variação de energia de um sistema é escrita como ?U, onde,
 
?U = U – U eq. 06final inicial
Energia eletromagnética é a energia resultante de uma 
perspectiva mecânico-quantico, no sentido que a radiação é 
formada por grupos ou pacotes de energia em vez de ondas, 
assim, a energia E de um fóton esta quantizada, isto é, tem valor 
definido pela relação: 
 h eq. 07
-34Onde, h é a constante de Planck que tem o valor de 6,63x10 
J.s. dessa forma a energia do fóton é proporcional a freqüência da 
radiação ou inversamente proporcional ao comprimento de onda. 
São exemplos de energia de movimento: 
● Energia térmica – Toda matéria possui energia térmica, 
devido ao movimento constante de suas partículas (teoria 
cinético-molecular).
Quando ocorre a troca de energia entre dois corpos 
acompanhados de variação de temperatura, chamamos essa 
energia de calor ou energia térmica. Então calor é a transferência 
de energia térmica entre dois corpos de temperaturas diferentes.
=Ε
λ
ν
hc
=
18
● Energia mecânica - é a energia que pode ser transferida por 
meio de força para movimentá-lo.
● Energia elétrica - resulta dos elétrons que se movem em um 
condutor. 
Calorímetro – equipamento utilizado para determinar o calor 
específico dos materiais e a capacidade calorífica das 
substâncias, e as emergia liberada nas transformações 
químicas.
Quantidade de calor (Q)
Q= m.c. T.
 
Figura 1.2: Energia 
potencial. A energia 
utilizada para comprimir 
uma mola foi 
armazenada como 
energia potencial 
elástica.
● Energia eletrostática – Resultante da atração entre duas 
cargas de sinais opostos e de distância entre elas. É a energia 
associada com a formação de um par iônico, E .par iônico
E = par iônico 
Onde, d é a distância entre as cargas (+) e (-) dos íons. 
Lei da Conservação da Energia
2Equivalênciade massa e energia, E = mc (Einstein)
Todas estas séries de formas e transformações de energia 
ilustram a Lei da Conservação de Energia, que garante que a 
energia total do Universo é constante.
Quando um atleta salta em um trampolim, a massa do seu 
corpo permanece constante, enquanto a força da gravidade 
acelera seu corpo que seu movimento fica cada vez mais rápido 
durante a queda. Assim, sua velocidade e energia cinética foram 
aumentadas, até a queda na água onde sua energia cinética é 
convertida em energia mecânica da água que salta fora. Parte da 
energia potencial do mergulhador é convertida em energia 
cinética (as moléculas da água se movem mais rápido) e em 
d
enenC ))(( −+
19
energia térmica, que aquece a água. 
No Sistema Internacional de Medidas – SI – a unidade 
padrão para medir energia é o Jaule, cujo símbolo é J.
1 cal=4,184 J
 A caloria (cal) é definida como a quantidade de energia 
necessária para aumentar a temperatura de 1,00g de água líquida 
pura de 1,00 grau Celsius.
Sistema - É aquela parte do universo físico cujas 
propriedades estão sob investigação. (fronteira, vizinhança).
Ambiente: É a parte que está próxima em torno do sistema 
estudado. 
Sistema Isolado - A fronteira não permite qualquer 
interação com as vizinhanças;
Sistema aberto - Quando ocorre passagem de massa;
Sistema fechado - Não ocorre passagem de massa.
Elementos - São as formas mais simples de matéria 
formadas por um único tipo de átomos. Cada elemento tem um 
nome e um símbolo. Atualmente conhecem-se 112 elementos, 
sendo destes 90 são encontrados na natureza. Os elementos são 
listados em tabela em ordem crescente de número atômico, são 
designados por uma ou duas letras maiúscula do alfabeto, sendo 
que quando representado por duas letras somente a primeira é 
maiúscula. Alguns nomes de elementos vêm de sua origem ou da 
homenagem de seu descobridor. Na contra capa deste livro temos 
um exemplar da tabela periódica dos elementos.
Substância: Combinação de elementos químicos.
Compostos: Caracteriza-se por ter seus elementos 
sempre presentes nas mesmas proporções. Exemplo: água 
(H O).2
Mistura: Duas ou mais substâncias sem composição 
definida; podem ser separadas por meios físicos.
Mistura Homogênea ou solução – É completamente 
uniforme no nível macroscópico da mistura que têm a mesma 
composição, onde os componentes podem ser separados por 
técnicas físicas. Exemplo: melado de açúcar e água. As 
propriedades de uma mistura homogênea são as mesmas em 
todas as regiões da amostra.
Mistura Heterogênea - Não tem composição uniforme. As 
propriedades da mistura heterogênea mudam de uma região para 
outra. Apresenta variação de cor, dureza, etc. (sistema bifásico, 
20
trifásico, etc.).
Uma mistura heterogênea pode as vezes parecer 
homogênea, como por exemplo o leite cuja partículas de 
gorduras e glóbulos de proteínas podem ser vistas com auxilio de 
uma lente de aumento. 
Compostos Puros – substâncias formadas por dois ou 
mais elementos químicos em proporções definidas e 
propriedades características do composto. Sofrem mudanças de 
fase à temperatura constante, (sólido para líquido para gasoso). 
Os componentes não podem ser separados por técnicas físicas. 
A composição de qualquer composto pode ser representada 
por sua fórmula molecular, H O, NH , CH ou pela relação mínima 2 3 4
de átomos ou íons, no caso das substâncias iônicos: NaCl, KCl, 
LiCl etc.
Separação de misturas
Destilação – É um processo que se baseia na diferença de 
temperatura de ebulição dos componentes da mistura. No 
processo a mistura é aquecida a temperatura próxima da 
ebulição de cada componente que evapora Separação de 
misturas líquida ou componentes não voláteis.
Cristalização - Separação de diversos sais.
Destilação Fracionada - Separação de componentes 
voláteis (benzeno/tolueno).
Cromatografia – Método físico-químico de separação de 
misturas gasosas ou líquidas, que se baseia na partição da 
amostra entre duas fases, a móvel (FM), liquida ou gasosa e a 
fase estacionaria (FE), liquida ou sólida (adsorção ou desorção). 
 
 
PARTIÇÃO
DA 
AMOSTRA
ENTRE
 
FASE 
MÓVEL
FASE 
ESTACIONÁRIA
 
O gelo flutua na 
água líquida por 
que sua 
densidade é 
menor que a do 
líquido. Ao 
solidificar-se a 
água aumenta de 
volume.
Existem vários modalidades de cromatografias, que são 
relacionadas à técnica empregada, ao mecanismo de separação 
e aos tipos de fase estacionaria utilizadas. Exemplo: 
Cromatografia em Papel; em coluna, Cromatografia Gasosa etc.
21
1.1.4 - Os estados físicos da matéria e suas características
Ao nosso redor, a matéria é encontrada fundamentalmente 
em três estados físicos (Figura 1.3), que são: sólido, líquido e 
gasoso.
Toda matéria é constituída de pequenas partículas, e seu 
estado físico é depende do espaço existente entre estas 
partículas, e quando uma substância muda de estado, sofre 
alterações nas suas características macroscópicas (volume, 
forma etc.) e microscópicas (arranjo das partículas), sendo que 
não há, contudo, alteração em sua composição.
O sólido pode ser reconhecido pela sua forma rígida e um 
volume fixo que muda muito pouco com as variações de 
temperatura e de pressão. Os sólidos têm arranjo compacto em 
ordem regular.
Os líquidos ou gases, átomos ou moléculas têm arranjo 
desordenado, ao acaso. As moléculas em um gás se movem com 
grande velocidade, colidindo umas com as outras e contra as 
paredes do recipiente.
O aumento da temperatura faz aumentar os movimentos 
das moléculas ou átomos.
22
Figura 1.3: Esquema para a classificação da matéria
23
1.2 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. Após alguma reflexão, dê duas razões pelas qual a disciplina 
de química lhe trará benefícios em sua carreira.
2. O que a ciência química procura estudar.
3. Defina (a) dados, (b) hipóteses, (c) leis e (d) modelo teórico.
4. Defina matéria e energia. Dentre as entidades seguintes, 
quais são exemplos de matéria? (a) ar, (b) um lápis, (c) um 
sanduíche de queijo, (d) um boi e (e) sua mãe.
5. Quais são os três estados da matéria?
6. Qual a diferença entre massa e peso?
7. Defina (a) energia cinética, (b) energia potencial. Quais os 
dois parâmetros que determinam a quantidade de energia 
cinética de um objeto?
8. Quais são os métodos de separação de uma substância?
9. Defina (a) mistura e (b) sistema.
10. Quais as etapas envolvidas na aplicação do método 
científico?
11. Quais são os estados físicos da matéria e como diferem uns 
dos outros? 
12. Qual a diferença entre os termos “compostos” e “moléculas”? 
Atividade complementar:
Atividade complementar 
1. Marque no espaço ao lado de cada item se a propriedade 
sublinhada é uma propriedade física(pf) ou química (pq):
(a) o ouro é um metal de cor amarela. ( )
(b) o alumínio metálico funde a 933 K ( )
(c ) o ferro é transformado em ferrugem na presença de ar e 
água. ( ).
(d) manteiga derrete quando colocada no sol ( ).
( e) dinamite pode explodir ( ) 
(f) um fio de cobre é um bom condutor de eletricidade( )
(g) a lataria do carro de meu pai enferrujou muito rápido ( ).
(h) clorofila, um pigmento vegetal é verde. ( )
24
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002.
CHAGAS, A. P. Termodinâmica: química, métodos e aplicações. 
Campinas, SP; Editora da Unicamp, 1999:.
COLLINS, C. H. Fundamentos de Cromatografia. Campinas, SP; 
Editora da Unicamp, 2006.
http://dequi.faenquil.br/domingos/aula_1.pdf
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hist%C3%B3ria_da_qu%C3%ADmica
ReferênciasBibliográficas
Web-Bibliográfia
25
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
Para compreender as propriedades físicas e químicas dos 
elementos e seus compostos, é importante compreender a 
estrutura dos átomos. Neste sentido, o primeiro objetivo aqui, é 
esquematizar as teorias atuais sobre a distribuição dos elétrons 
nos átomos e alguns dos desenvolvimentos históricos 
importantes que deram origem a esta teoria. A partir dessas idéias 
você poderá compreender por que os átomos e os íons variam de 
tamanho e facilidade com que podem ganhar ou perder elétrons. 
Para que essas variações nas propriedades possam ser 
lembradas e desse modo previsões possam ser feitas, 
deveremos conduzir essa discussão do modo mais relacionado 
possível com o arranjo dos elementos na tabela periódica.
Estrutura Atômica Estrutura Atômica 
Unidade 2Unidade 2
Sumario 
UNIDADE 2 – ESTRUTURA ATÔMICA 26 
2.1 – A divisibilidade do átomo......................................... 28 
2.2 – A estrutura atômica da matéria: átomos e 
partículas subatômicas ............................................ 
 
28 
2.3 – Atividades de aprendizagem ................................... 32 
2.4 – Referências bibliográficas ....................................... 33 
2.5 – Web-bibliografia ...................................................... 34 
 
Provavelmente você já tenha “tomado um choque” ao encostar a 
mão em outra pessoa, ou ao tocar o trinco de uma porta, Isto 
geralmente ocorre em dias secos. Este fenômeno é o resultado do 
acumulo de cargas elétricas que são transferidas de um corpo 
para outro. Este fenômeno foi observado pela primeira vez pelo 
filosofo grego Tales de Mileto (640 - 546 a. C), que fazendo 
algumas experiências com âmbar, descobriu que esse material 
adquiria carga elétrica quando atritado contra um tecido, como 
seda ou lã.
No final do século XVIII é que veio a explicação para esse 
fenômeno, a partir de experimentos realizados por Benjamin 
Franklin (1706 – 1790), estadista e inventor americano, que 
caracterizou as propriedades das cargas elétricas, a saber:
? Existem duas espécies de cargas elétricas, arbitrariamente 
chamadas de positivas (+) e negativas (-).
? Cargas de mesmo sinal se repelem, e cargas de sinal 
contrário se atraem.
? As cargas podem ser transferidas de um corpo para outro, 
por indução ou contato.
2.1 - A divisibilidade do átomo
Durante muito tempo, o átomo foi considerado uma 
partícula indivisível, principalmente pelas teorias de Dalton, que 
durou até inicio do século XIX, sendo que a partir daí, uma serie de 
experimentos provaram a existência de partículas subatômicas. A 
partir de então, o átomo passou a ser considerado como divisível.
2.2 - A Estrutura atômica da matéria: átomos e partículas 
subatômicas
Como já foi dito anteriormente, os átomos não são 
indivisíveis, como pensava Dalton. O conhecimento da estrutura 
interna dos átomos é importante para a compreensão das 
propriedades químicas e físicas dos elementos.
A partir de experimentos, chegou-se a conclusão de que os 
átomos são compostos de três espécies principais de partículas 
subatômicas: prótons (p), neutros (n) e elétrons (e). As 
experiências mostraram também, que no centro do átomo deve 
existir uma estrutura muito pequena, e extremamente densa, 
 
Núcleo
(prótons +
nêutrons)
 eléteons
Figura 2.1: Estrutura 
interna do átomo
28
denominada núcleo, lugar este, onde se encontram os prótons e 
nêutrons. E os elétrons? Hoje, sabe-se que os elétrons envolvem 
o núcleo, preenchendo o restante do volume atômico (Figura 2.1).
Duas das partículas subatômicas têm carga elétrica. Os 
prótons apresentam uma unidade de carga positiva, uma das 
espécies de carga elétrica, e a outra, os elétrons, têm carga 
negativa, de mesmo módulo que a do próton. Os nêutrons, 
conforme o próprio nome sugere, não possuem carga elétrica.
Números atômicos, números de massa e Isótopos
O que faz com que um elemento seja diferente do outro é o 
número de prótons contido no átomo, pois todos os átomos de um 
mesmo elemento contêm o mesmo número de prótons. Mas o que 
isto significa? Isto significa que associado a cada elemento, tem-
se um número atômico (Z). Característico, idêntico ao número de 
prótons de qualquer um de seus átomos.
O número de massa (A) de um átomo é igual à soma do 
número de prótons (Z) com o número de nêutrons (N) do átomo, o 
que representa o número de núcleos (prótons e nêutrons) 
existentes no átomo.
A = Z + N
Por exemplo, um átomo de carbono (Z = 6) prótons e 
que tem 6 nêutrons (N = 7) tem um número de massa igual a 12 
(A = Z + N = 6 + 6 = 12). O número de massa é representado em 
índice superior imediatamente antes do símbolo do átomo. 
Assim, neste caso temos
O (Z) e o número de massa (N) podem-
se representar conjuntamente, assim, temos:
Um de Carbono (C), elemento de 6 
(Z = 6), que tenha número de massa 12 (A = 12), representa-se da 
seguinte forma:
número atômico
átomo número atômico
C126
Alguns átomos do mesmo elemento podem ter diferente número de nêutrons, o número atômico é 
igual, mas o número de massa pode ser diferente. Quando isto acontece esses átomos são isótopos 
desse elemento.
Isótopos são átomos de um mesmo elemento que apresentam o mesmo número de prótons e 
diferentes números de massa.
Número atômico, é 
igual ao número de 
prótons
Z = P
C13
E representa um 
átomo qualquer
EAZ
29
O peso atômico de um elemento ou peso molecular de um 
composto pode ser especificado com base em uma (unidade de 
massa atômica), por átomo(molécula) ou massa por mol de 
material.
23Em um mol de uma de uma substância existem 6,023x10 , 
(número de Avogadro) átomos ou moléculas.
1 uma/átomo(molécula) = 1 g/mol.
Por exemplo: o peso atômico do ferro é de 55,85 
uma/átomo ou 55,85 g/mol.
Elétrons nos átomos. Modelos atômicos
No final do século dezenove, muitos experimentos 
envolvendo elétrons não eram explicados pela mecânica clássica. 
Muitas investigações foram feitas, que levaram ao 
estabelecimento de uma série de princípios e leis que culminaram 
na conhecida mecânica quântica.
Nesta busca, um dos precursores da mecânica quântica foi 
o Bohr, com seu modelo atômico quântico (Figura 2.2). No seu 
modelo Bohr estabeleceu que os elétrons no átomo circulavam ao 
redor do núcleo em órbitas circulares fixas e distintas.
No modelo de Bohr o princípio quântico foi o foco, onde as 
energias dos elétrons são quantizadas; isto é, os elétrons 
possuem valores de energias específicos e finitos, e estando o 
elétron em um nível de energia qualquer pode mudar de nível, 
mas ao fazer um salto quântico para um nível mais elevado (com 
absorção de energia), ou para um nível permitido mais baixo(com 
emissão de energia). 
Assim, Bohr combinou o postulado de quantização de 
energia com as leis de movimento da física clássica e mostrou que 
a energia de um elétron na n-ésima órbita do átomo de H pode ser 
calculada pela equação:
2n
Rhc
Onde, R é constante de proporcionalidade ou constante de 
Rydberg, h á a constante de Planck e c é a velocidade da luz.
A cada órbita permitida está associado um número 
adimensional n, inteiro com valores 1, 2, 3, .......
Por fim, o modelo de Bohr foi considerado muito limitado, 
pois não permitia explicar vários fenômenos relativos aos 
 e são isótoposC126 C
13
6
O termo “massa 
atômica” é mais 
preciso do que “peso 
atômico” uma vez 
que lidamos com 
massa e não com 
peso.
Figura 2.2: Níveis de 
energia no modelo atômico 
de Bohr. Extraído do livro 
Q u í m i c a e r e a ç õ e s 
químicas de John C. Kotz.
30
elétrons no átomo. Surgiu então o modelo mecânico ondulatório, 
que encara o elétron como uma onda e comouma partícula.
Teoria Quântica 
1900 – Max Planck
A energia não é absorvida nem emitida de modo contínuo e sim 
em pequenas quantidades ou pacotes denominadas de quantum 
ou fóton de energia E.
 E = h.f ou E = f f λ
hc
Trabalhando com o espectro de absorção do hidrogênio temos:
O momento angular do elétron é então:
rvm ..
pi2
.hn 
 
=
Onde "n" pode assumir valores inteiros: são os Níveis de 
energia.
OBS: Toda teoria de Bohr é válida para átomos hidrogenóides 
(que apresentam apenas 1 elétron)
Números Quânticos.
Considerando a mecânica ondulatória, neste modelo cada 
elétron no átomo é caracterizado por quatro parâmetros, 
chamados de números quânticos. O tamanho, a forma e a 
orientação espacial da densidade de probabilidade de um elétron 
são descritas por três desses números quânticos. A saber.
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n) número quântico principal 
que pode assumir valores inteiros a partir da unidade: n = 1, 2, 3, 
4,......, Es número determina o número de camadas ou níveis de 
energia. As camadas são designadas pelas letras K, L, M, N, 
O....que correspondem aos números 1, 2, 3, 4, 5,...... Este número 
quântico está associado ao número de órbitas de Bohr e está 
relacionado à distância do elétron ao núcleo.
NÚMERO QUANTICO SEGUNDÁRIO (l) corresponde a 
subcamada, e está relacionado à forma da subcamada sendo 
representado por letras minúsculas, que são: s, p, d, f, g.... Os 
 
Número quântico (l) 0 1 2 3 
Tipo de subnível s p d f 
31
valores correspondentes a elas e que são permitidos para l são: l=0, 
1, 2, 3, ...(n-1).
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m). Este número está l
associado as estados magnéticos de cada elétron das 
subcamadas. Cada subnível contém um ou mais orbitais, 
designados pelo número quântico, m. Este número quântico nos l
dia como a nuvem eletrônica que cerca o núcleo está direcionado 
no espaço. O valor de m está relacionado com l. Para um valor de l, l
m pode assumir qualquer valor inteiro incluindo 0, entre + l e - l, isto l
é,
m = l, ..., +1, 0, ..., -ll
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO DO SPIN (m ) está S
relacionado ao momento de spin, resultante do movimento de 
rotação do elétron sobre seu próprio eixo. Os valores do spin são 
+1/2 e -1/2. O número quântico m foi introduzido com o objetivo de s
tornar a teoria coerente com o experimento. Nesse sentido, ele 
difere dos três números quânticos anteriores, que são originários 
da solução da equação de onda de Schrödinger para o átomo de 
hidrogênio.
2.3 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. O modelo moderno da estrutura do átomo é fruto de muitas 
experiências. Dê pelo menos três destas experiências, os 
resultados atingidos e os pesquisadores que as realizaram.
2. Quais as três partículas fundamentais que constituem os átomos? 
Quais as respectivas cargas elétricas? Quais, entre elas, 
constituem o núcleo do átomo? Qual das três tem a menor massa?
3. Qual a diferença entre o número de massa e o número atômico de 
um átomo?
4. Se o núcleo de um átomo tivesse o tamanho de uma laranja 
(digamos 6 cm de diâmetro), qual seria o diâmetro do átomo?
5. Por que a existência dos isótopos não afeta a validade aparente da 
teoria atômica?
 Figura 2.3: Em alguns casos, 
o elétron comporta-se como 
se fosse uma partícula 
esférica girando em torno de 
seu eixo. Há uma analogia 
entre o alinhamento dos 
spins eletrônicos e o 
alinhamento de imãs (na 
parte superior). Em um 
orbital, o arranjo mais estável 
é aquele no qual dois elétrons 
possuem spins opostos (em 
baixo, à direita). Figura 
extraída da ref. Princípios de 
Química de Masterton
32
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002
http://dequi.faenquil.br/domingos/aula_2.pdf
http://dequi.faenquil.br/domingos/aula_3.pdf
http://www.arauto.uminho.pt/pessoas/lanceros/Material%20EAM/Mate
rial%20-20EAM/Intro%20radia%C3%A7%C3%A3o%20EM.pdf
http://www.fabianoraco.oi.com.br/download/apostilas/ensinomed
io/teoria_1_Estrutura%20Atomica.pdf
Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia
33
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
Uma das maneiras mais antigas de procurar entender a natureza é pela 
classificação. Ela está presente nas várias ciências e, na química, aparece sobre 
diversas formas. Toda classificação se apóia em um conjunto de caracteres, 
propriedades ou comportamentos que são semelhantes àquela classe. Neste 
capítulo vamos estudar a tabela periódica que traz a classificação dos elementos 
químicos segundo a sua configuração eletrônica, que depende diretamente do 
número atômico do elemento químico. Tabela periódica dos elementos químicos é 
a disposição sistemática dos elementos, na forma de uma tabela, em função de 
suas propriedades. É muito útil para se prever as características e tendências dos 
átomos. Permite, por exemplo, prever o comportamento de átomos e das 
moléculas deles formadas, ou entender porque certos átomos são extremamente 
reativos enquanto outros são praticamente inertes etc. Permite entender 
propriedades como eletronegatividade, raio iônico, energia de ionização, 
afinidade eletrônica, etc. 
Tabela Periódica Tabela Periódica 
Unidade 3Unidade 3
Sumario 
UNIDADE 3 - TABELA PERIÓDICA 39 
3.1 – Histórico .................................................................. 36 
3.2 - Apresentação da tabela periódica ........................... 36 
3.3 - Períodos .................................................................. 37 
3.4 - Grupos ..................................................................... 37 
3.5 - Classificação dos elementos ................................... 37 
3.6 - Propriedades periódicas dos elementos .................. 40 
3.7 - Atividades de aprendizagem .................................... 40 
3.8 - Referências bibliográficas......................................... 49 
3.9 - Web-bibliografia ....................................................... 49 
 
3.1 – Histórico
3.2 - Apresentação da tabela periódica
A tabela periódica de forma longa apresenta 9 colunas 
chamadas grupos ou famílias (fileiras verticais) e 7 linhas 
denominadas de períodos (fileiras horizontais), pois muitas 
propriedades variam periodicamente com o crescimento do 
número atômico. Na tabela periódica, os elementos com 
configuração eletrônica semelhante constituem os grupos 
(colunas). Exemplos:
1? Metais alcalinos [gás nobre] ns
2? Metais alcalino-terrosos [gás nobre] ns
2 4? Calcogênios [gás nobre] ns np
2 5? Halogênios [gás nobre] ns np 
Vários cientistas procuravam agrupar os átomos de acordo 
com algum tipo de semelhança, mas o químico russo Dmitri 
Ivanovich Mendeleyev foi o primeiro a conseguir enunciar 
cientificamente a lei que diz que as propriedades físicas e 
químicas dos elementos são em função periódica da massa 
atômica. Ele publicou a tabela periódica em seu livro Princípios da 
Química em 1869, época em que eram conhecidos apenas cerca 
de 60 elementos químicos.
Em 1913, através do trabalho do físico inglês Henry G. J. 
Moseley, que mediu as freqüências de linhas espectrais 
específicas de raios X de um número de 40 elementos contra a 
carga do núcleo (Z), pôde-se identificar algumas inversões na 
ordem correta da tabela periódica, sendo, portanto, o primeiro dos 
trabalhos experimentais a ratificar o modelo atômico de Bohr. O 
trabalho de Moseley serviu para dirimir um erro em que a Química 
se encontrava na época por desconhecimento: até então os 
elementos eram ordenados pelamassa atômica e não pelo 
número atômico.
A tabela moderna é ordenada segundo o número atômico, 
propriedade não-periódica, baseada nos trabalhos de Moseley.
36
A tabela periódica relaciona os elementos em linhas 
chamadas e colunas chamadas ou famílias, em 
ordem crescente de seus números atômicos.
3.3 - Períodos 
Os elementos de um mesmo período têm o mesmo número 
de camadas eletrônicas, que corresponde ao número do período. 
Existem sete períodos, cada um correspondendo a uma das 
camadas eletrônicas da eletrosfera/nuvem-eletrônica.
Os períodos são:
l(1ª) Camada K 
l(2ª) Camada L 
l(3ª) Camada M 
l(4ª) Camada N 
l(5ª) Camada O 
l(6ª) Camada P 
l(7ª) Camada Q
 
 3.4 - Grupos 
Antigamente, chamavam-se "famílias". Os elementos do 
mesmo grupo têm o mesmo número de elétrons na camada de 
valência (camada mais externa). Assim, os elementos do mesmo 
grupo possuem comportamento químico semelhante. Existem 18 
grupos sendo que o elemento químico hidrogênio é o único que 
não se enquadra em nenhuma família e está localizado em sua 
posição apenas por ter número atômico igual a 1, isto é, como tem 
apenas um elétron na última camada, foi colocado no Grupo 1, 
mesmo sem ser um metal.
3.5 - Classificações dos elementos
Dentro da Tabela Periódica, os elementos químicos também
lElementos representativos: pertencentes aos grupos 1, 2 
e dos grupos de 13 a 17. 
períodos grupos
 
podem ser classificados em conjuntos, chamados de séries 
químicas, de acordo com sua configuração eletrônica:
37
l
l
l
l
l
l
l
Elementos (ou metais) de transição: pertencentes aos 
grupos de 3 a 12. 
Elementos (ou metais) de transição interna: 
pertencentes às séries dos lantanídeos e dos actinídeos. 
Gases nobres: pertencentes ao grupo 18. 
Além disso, podem ser classificados de acordo com suas 
propriedades físicas nos grupos a seguir:
Metais; 
Semimetais ou metalóides (termo não mais usado pela 
IUPAC: os elementos desse grupo distribuíram-se entre os 
metais e os ametais). 
Ametais (ou não-metais); 
Gases nobres;
1Metais alcalinos, metais alcalinos-terrosos, metais de transição, actinídios e 
lantanídios são conhecidos coletivamente como "Metais". 
2Actinídios e lantanídios são conhecidos coletivamente como "Metais-terrosos raros". 
3Halogêneos e gases nobres também são não-metais. 
aqueles com o em são gases nas CNTP; 
aqueles com o número atômico em são líquidos nas ; 
aqueles com o número atômico em preto são sólidos nas . 
l
l
l
número atômico
azul CNTP
CNTP
vermelho
38
Ocorrência natural
CLASSIFICAÇÃO PERÍÓDICA
o oPeríodos são as sete filas horizontais da Tabela Periódica; 1 , 2 , 
o o o o o3 , 4 , 5 , 6 , 7 . Reúnem elementos com configurações 
eletrônicas diferentes, portanto, com propriedades diferentes. 
Famílias ou grupos são as dezoito colunas verticais da Tabela 
Periódica. Reúnem elementos com configurações eletrônicas 
semelhantes, portanto, com propriedades semelhantes. 
Elementos representativos são aqueles cujo subnível de maior 
energia de seus átomos é s (bloco s) ou p (bloco p). 
l
(elemento primordial).
lBorda tracejada indica que o elemento surge do decaimento de 
outros.
lBorda sólida indica que o elemento é produzido artificialmente 
(elemento sintético).
lA cor mais clara indica elemento ainda não descoberto.
Sem borda indica existência de isótopo mais antigo que a Terra 
Bloco s Grupos 1 e 2 
Bloco p Grupos 13, 14, 15, 16, 17 e 18 
 
Elementos de transição são aqueles cujo subnível de maior 
energia de seus átomos é d. Constituem o bloco d, os Grupos 3, 4, 
5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12
Elementos de transição interna são aqueles cujo subnível de 
maior energia de seus átomos é f. Constituem o bloco f, os 
lantanídios (Z = 57 e Z = 71) e os actinídeos (Z = 89 a Z = 103). 
O átomo de um elemento localizado no enésimo (nº) 
período tem seus elétrons distribuídos em n níveis de energia. 
Exemplo: elementos do 5º período têm os elétrons de seus 
átomos distribuídos em 5 níveis de energia. 
39
FAMÍLIAS DO ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
1 Metais alcalinos: Li Na K Rb Cs Fr 
2 Metais alcalino-
terrosos: Be Mg Ca Sr Ba Ra 
13 Família do boro B Al Ga In Tl 
14 Família do 
carbono: C Si Ge Sn Pb 
15 Família do 
nitrogênio: N P As Sb Bi 
16 Calcogênios: 0 S Se Te Po 
17 Halogênios: F Cl Br I At 
18 Gases nobres: He Ne Ar Kr Xe Rn 
 
 1 2 13 14 15 16 17 18 
1 2 3 4 5 6 7 8 
Número 
de 
elétrons 
na 
camada 
de 
valência s
1 s2 s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6 
 
3.6 - PROPRIEDADES PERIÓDICAS DA TABELA
Raio Atômico
O raio atômico de um elemento é definido como a meia 
distância entre dois centros de átomos vizinhos. O raio atômico 
geralmente aumenta com o período e decresce com o aumento do 
número do grupo. Quanto maior for o período do elemento maior 
será à distância do último elétron até o núcleo. Desta forma este 
elétron encontra-se mais "solto", aumentando o tamanho do raio. 
Apesar de parecer estranho o tamanho do raio diminuir com o 
aumento do número atômico, é isto o que realmente acontece. Os 
elétrons vão sendo alocados nos mesmos subníveis em que já se 
encontram os elétrons presentes. Com o aumento da carga do 
núcleo a atração sobre os elétrons tende a ser maior. O raio 
atômico cresce conforme abaixo:
40
Raio Iônico →É formado quando um átomo perde ou ganha 
elétrons, formando um cátion ou ânion.
O Raio do Cátion é sempre menor que o raio do átomo de origem.
O Raio do Ânion é sempre maior que o raio do átomo de origem.
Problemas com os valores dos raios iônicos:
Não há fórmula universal aceita para dividir a distância entre dois 
+ -íons diferentes: Ex: NaCl (Na ) e (Cl ).
Histórico: (Goldschmidt , Pauling e Ahrens) ; Mais Recente: 
(Shannon em 1976).
Correção dos valores dos raios, por mudança do valor da carga.
Correções para a mudança do número de coordenação e para a 
mudança de geometria.
Suposições que os íons sejam esféricos.
Em elétrons no orbital "d", muito deslocalizados, ocorrem 
mudanças nos raios.
Tendências observadas nos raios iônicos
Nos grupos representativos o raio iônico aumenta de cima para 
baixo.(Aumento do número de camadas).
Nos períodos o raio iônico aumenta da direita para esquerda 
[Aumento da carga nuclear efetiva (Z )]efetiva
2+Para um mesmo íon. Ex: Íon Crômio (Cr ), O raio iônico 
d iminu i a medida que a va lênc ia aumenta. Ex: 
2+ 3+ 4+ 5+ 6+rCr >rCr >rCr >rCr >rCr .
Os orbitais (d e f) blindam com menor eficiência a carga nuclear. 
Logo a carga nuclear efetiva exerce uma forte atração sobre a 
eletrosfera, ocorrendo diminuição significativa no tamanho dos 
íons.
41
Eletronegatividade ou Caráter não Metálico
A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que 
representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do 
césio, com eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0. A 
eletronegatividade não é um valor absoluto, mas sim relativo. 
Assim, a eletronegatividade de um elemento só é definida em 
termos de eletronegatividade de outros elementos. Diversas 
escalas foram sugeridas, incluindo as de R. S. Mullinken, L. 
Pauling e R.T. Sanderson. A escala de Pauling, a mais antiga, 
surgiu da consideração das energias necessárias para romper as 
ligações químicas nas moléculas. A eletronegatividade aumenta 
com a diminuição do tamanho atômico, tanto para elementos do 
mesmo período como para do mesmo grupo. Deve-se observar 
também que a eletronegatividade cresce com o aumento do 
número de elétrons de valência para os metais do Grupo I, II e III. 
Entre os aspectos úteis do conceito de eletronegatividade, está a 
oportunidade que ela nos proporciona para predizer certas 
propriedades químicas dos elementos.Podemos predizer o 
caráter de uma ligação química observando a diferença dos 
valores de eletronegatividades dos elementos: O valor da 
eletronegatividade cresce na tabela periódica de acordo com 
esquema:
Eletroafinidade
Eletroafinidade é a quantidade de energia liberada por um 
átomo no estado gasoso, ao ganhar elétron. Os átomos com 
afinidade eletrônica elevada têm a tendência de ganhar um ou 
mais elétrons, adquirindo estabilidade, ou seja, a configuração 
eletrônica dos gases nobres. Quando um átomo neutro ganha um 
elétron, ele se transforma num ânion monovalente aniônico. Nos 
períodos, a eletronegatividade aumenta à medida que o número 
42
atômico cresce, enquanto que, nas famílias, a eletroafinidade 
aumenta à medida que o número atômico diminui. Portando, 
quanto menor for o tamanho do átomo, maior será a sua afinidade 
eletrônica. Os gases nobres devem ser excluídos dessa 
propriedade, porque eles não têm tendência de ganhar elétrons.
Dessa forma, na tabela periódica, a eletroafinidade aumenta:
Afinidade Eletrônica
É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo 
gasoso neutro.
Obs.: Geralmente um elétron é acrescentado.
ÄH < 0(Liberação de Energia) e ÄH > 0(Absorção de Energia)
A afinidade eletrônica depende do tamanho do átomo e da carga 
nuclear efetiva.
Os valores negativos das afinidades eletrônicas indicam que 
essa quantidade de energia é liberada quando um átomo recebe 
elétrons.
Densidade
A densidade de um corpo é a razão entre a massa deste e 
seu correspondente volume.
De todos os elementos químicos os mais densos são: 
ósmio (Os), irídio (Ir) e platina (Pt). Estes elementos estão 
situados bem no centro e na parte de baixo da tabela, família 8B.
43
A densidade dos elementos aumenta da seguinte forma:
Eletropositividade
Eletropositividade é a tendência de perder elétrons, 
apresentada por um átomo. Quanto maior for seu valor, maior 
será o caráter metálico. Os átomos com menos de quatro elétrons 
de valência, metais em geral, possuem maior tendência em 
perder elétrons logo, possuem eletropositivade elevada. Um 
aumento no número de camadas diminui a força de atração do 
núcleo sobre os elétrons periféricos, facilitando a perda de 
elétrons pelo átomo e, consequentemente, aumentando a sua 
eletropositividade. Os gases nobres são excluídos, pois não têm 
tendência em perder elétrons.
Desta forma nos períodos a eletropositividade cresce da 
direita para a esquerda e nas famílias de cima para baixo:
Energia de Ionização
A energia de ionização é a energia necessária para 
remover um elétron de um átomo na fase gasosa. Para a primeira 
energia, 1ª, começa-se pelo átomo neutro. A segunda energia de 
ionização, 2ª, de um elemento é a energia requerida para remover 
um elétron de um cátion monovalente na fase gasosa. Os valores 
mais baixos ocorrem na parte inferior esquerda, ou seja, o césio é 
o elemento que tem mais facilidade em formar cátions. E os 
valores mais altos ocorrem na parte superior direita da tabela, 
44
podemos citar como exemplo o flúor e o hélio. Elementos com 
uma baixa energia de ionização formam cátions de maneira mais 
rápida, além de conduzirem eletricidade em suas formas sólidas. 
Elementos com alta energia de ionização não formam cátions e 
não conduzem eletricidade. A energia de ionização decresce com 
o aumento do grupo, pois o elétron mais periférico ocupa um 
orbital que é mais longe do núcleo e, conseqüentemente, é menos 
"preso". A carga nuclear efetiva aumenta conforme vamos da 
direita para a esquerda em um dado período. Como resultado, o 
elétron mais afastado do núcleo é puxado com mais força, e a 
energia de ionização geralmente aumenta. Algumas anomalias 
nessas regras podem ser facilmente creditadas a repulsões entre 
elétrons que estão ocupando o mesmo orbital.
Os valores das energias de ionização têm sempre a 
seguinte ordem:
1ª<2ª<3ª<...<nª
A energia de ionização cresce na tabela periódica de 
acordo o esquema abaixo:
Determinação da Energia de Ionização:
? A partir de dados Espectroscópicos.
? Medidos em kJ/mol.
Primeira Energia de Ionização
+ - M M + 1e
+ -Ex: Mg Mg + 1e (E = 737 kJ/mol)i1 
Segunda Energia de Ionização
+ 2+ - M M + 1e
+ 2+ -Ex: Mg Mg + 1e (E = 1.450 kJ/mol)i2 
45
Terceira Energia de Ionização
2+ 3+ - M M + 1e
2+ 3+ -Ex: Mg Mg + 1e (E = 7.731 kJ/mol)i3
Fatores que influenciam nas energias de ionização são:
Tamanho do Átomo
A carga do Núcleo
A eficiência com que os níveis eletrônicos internos blindam a 
carga nuclear.
O tipo de elétron envolvido (s,p,d e f).
Observações
1.Com o aumento da carga nuclear efetiva é muito mais difícil a 
retirada de elétrons.
2.Energia de ionização varia na ordem: (s>p>d>f) e (E <E <E )i1 i2 i3
3.Variações na 1º Energia de ionização dos elementos são 
mostrados na figura 02
4. Os gases nobres: He, Ar, Kr, Xe e Rn possuem as mais elevadas 
energias de ionização em seus respectivos períodos.
5. Os metais do grupo 1:Li,Na,K,Rb,Cs apresentam as menores 
energias de ionização em seus respectivos períodos
6.Há uma tendência geral de um aumento da energia de ionização 
dentro de um período, por exemplo Li ao Ne, do Na ao Ar.
Figura 3.1. Variação do da energia de ionização. Ionização versus 
número atômico.
46
Tabela 01 - Energias de Ionização para os elementos do grupo-
3 em (kJ/mol)
Grupo-3 1º Ei 2º Ei 3º Ei 
B 801 2.427 3.659 
Al 577 1.816 2.744 
Ga 579 1.979 2.962 
In 558 1.820 2.704 
Tl 589 1.971 2.877 
 
 Estruturas Eletrônicas com estabilidade especial
Nível "s" preenchido 
Nível "p" semi preenchido
Nível "p" preenchido
? (Estrutura de Gás Nobre)
l
l
l
 
 
 
Volume Atômico
Volume atômico é o volume ocupado por um mol de átomos 
de um elemento, no estado sólido. Um mol de átomos possui 
236,02X10 átomos. Este valor é fixo, sendo conhecido como 
Número de Avogadro. Podemos também dizer que: 1 mol de 
23moléculas possui 6,02X10 moléculas 1mol de íons possuí 
236,02X10 íons.
Na tabela periódica o volume atômico aumenta:
47
Ponto de Fusão e Ebulição
Como todos sabem, ponto de fusão é a temperatura na qual 
a substância passa do estado sólido para o líquido e ponto de 
ebulição é a temperatura da passagem do líquido para o gasoso. 
Na tabela periódica o ponto de fusão e o ponto de ebulição 
aumentam:
3.7 ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. Em que baseou Mendeleev para construir sua tabela 
periódica? Qual a base para a disposição dos elementos na 
tabela periódica moderna?
2. Com referência à tabela periódica, o que é um “período”? e um 
“grupo”?
3. Por que existiam lacunas natabela periódica de Mendeleev?
4. Entre os não-metais, quais são os gases monoatômicos (gases 
cujas moléculas são formadas por um só átomo)?
5. Que propriedades físicas permitem distinguir os metalóides 
dos metais e dos não-metais?
6. Faça um esboço da tabela periódica e assinale as áreas onde 
48
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002
LEE, J.D, Química Inorgânica não tão Conciso, 5ª ed. Editora 
Edgard Blucher Ltda, (1999); 
http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/tabelaperiodica/tabelaperiodi
ca1.htm
http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/tabela_apres.html
http://www.tabela.oxigenio.com/
http://pt.wikipedia.org/wiki/Tabela_peri%C3%B3dica
http://www.quiprocura.net/tabelas.htm
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3% ADmico
Gruda, Ricardo, Tabela Periódica Versão 2.8. Acesso em 
<http://www.srik.8k.com>, Data: 30 de Outubro de 2003 às 
13:40hs.Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia
49
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
Você aprendeu no Capitulo 2 que o nosso entendimento da estrutura 
eletrônica dos átomos evoluiu. Por exemplo, o modelo atômico de Bohr foi o 
primeiro a oferecer uma explicação convincente para o espectro atômico d 
hidrogênio. Entretanto, a ineficiência do modelo para explicar o espectro de 
átomos mais complexos levou a sua substituição por outra teoria, chamada 
de mecânica ondulatória. Ao tratar o elétron como uma onda, os cientistas 
puderam deduzir uma descrição totalmente nova de matéria q u e n o s 
fornece a configuração eletrônica dos átomos e explica as variações 
periódicas das propriedades dos átomos como tamanho, energia de 
ionização e afinidade eletrônica. Com este conhecimento da estrutura 
eletrônica dos átomos, demos aprender agora como eles se combinam para 
formar compostos, através da formação de ligações químicas – as forças de 
atração que mantêm os átomos unidos. Assim como a estrutura eletrônica, 
os modelos de ligação química também evoluíram e neste capitulo veremos 
uma simples introdução as teorias de ligação.
Ligações Químicas Ligações Químicas 
Unidade 4Unidade 4
Sumario 
UNIDADE 4 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 50 
4.1 - Ligações iônicas: formação da ligação iônica .......... 53 
4.2 - Ligações covalentes ................................................ 54 
4.3 - Exceções à regra do octeto ..................................... 57 
4.4 - Relação entre ligações iônicas e ligações 
covalentes ............................................................... 
 
58 
4.5 - As forças e os comprimentos das ligações 
covalentes................................................................. 
 
61 
4.6 - Atividades de aprendizagem..................................... 61 
4.7 - Referências bibliográficas......................................... 62 
4.8 - Web-bibliografia........................................................ 62 
 
É impossível se pensar em átomos como os constituintes 
básicos da matéria sem se pensar em ligações químicas. Afinal, 
como podemos explicar que porções tão limitadas de matéria, 
quanto os átomos, possam formar os corpos com que nos 
deparamos no mundo macroscópico do dia-a-dia. Também é 
impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em 
elétrons. Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para originar 
corpos maiores, nada mais sensato do que pensar que estes 
átomos entrarão em contato entre si. Quando dois átomos entram 
em contato, o fazem a través das fronteiras das suas 
eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar 
que a última camada de um átomo é a que determina as 
condições de formação das ligações químicas.
A ligação química é uma junção de dois átomos. Forma-
se uma ligação química entre dois átomos se o arranjo resultante 
dos dois núcleos e seus elétrons tem menos energia do que a 
energia total dos átomos separados.
Se o abaixamento de energia pode ser obtido pela 
transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo 
para o outro, formam-se os íons, e o composto se se mantém 
formado pela atração eletrostática entre os íons. Este tipo de 
ligação é chamado de ligação iônica. O sódio e o cloro, por 
+ -exemplo, se ligam porque os íons Na e Cl quando se formam 
têm, quando juntos, energia menor do que a dos átomos 
separados de sódio e cloro.
Se a diminuição de energia pode ser atingida pelo 
compartilhamento de elétrons, os átomos unem-se por uma 
ligação covalente para formar moléculas. Por exemplo, átomos 
de hidrogênio e nitrogênio ligam-se para formar amônia, NH , 3
porque um gás formado por moléculas de NH tem energia mais 3
baixa do que um gás formado pelo mesmo número de átomos de 
hidrogênio e nitrogênio, afastados um do outro.
O outro tipo de ligação é a ligação metálica, na qual, 
cátions em grande número são mantidos juntos por número 
grande elétrons. Um pedaço de ferro, por exemplo, é feito a partir 
de conjunto de íons ferro mantido juntos por um mar de elétrons, 
sendo que cada um dos elétrons vem de um átomo da amostra.
52
4.1 - LIGAÇÕES IÔNICAS: formação da ligação iônica
A ligação iônica é conseqüência da atração eletrostática 
entre íons com cargas opostas. Na ligação iônica há a formação 
de íons devido a transferência de elétrons de um átomo para o 
outro. Normalmente, nesta ligação, existe um elemento que tende 
a ceder elétrons (metal - cátion), e outro que tende a receber 
elétrons (não metal - ânion). Muita atenção, A ligação iônica é a 
única em que ocorre a transferência de elétrons.
Exemplo. A configuração eletrônica do Sódio e do Cloro segundo 
o diagrama de Linus Pauling é:
2 2 6 1 2 2 6 2Na 1s 2s 2p 3s e Cl 1s 2s 2p 3s 3p511 17
este elétron para que ele fique estável com 8 elétrons na 2ª 
O sódio possui 1 elétron na última camada. Basta perder 
este elétron. O cloro possui 7 elétrons na última camada. É bem 
mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 
elétrons para ficar estável. Agora tudo caminha para a perfeição. 
O sódio quer doar 1 elétron e o cloro quer receber 1 elétron. Eles 
se aproximam e o sódio doa seu elétron e o cloro o recebe, 
conforme o esquema abaixo:
 
Na Cl
Na Cl
+
_
78
7
kJ
.m
ol
-1
14
5
kJ
.m
ol
-1
NaCl
En
er
gi
a
A energia necessária para 
a formação da ligação 
iônica é fornecida, em sua 
maior parte, pela atração 
coulômbica entre íons de 
cargas opostas. O modelo 
iônico é uma boa descrição 
da ligação entre não-metais 
e metais, particularmente 
no caso dos metais do 
 
Na Cl Na Cl+
_
Interação entre os íons 
È sabido, que íons de cargas contrários se atraem, e os de 
mesma carga se repelem. Mas como esse conceito é expresso? E 
como relacionar a força da interação com as cargas e o tamanho 
desses íons? 
Para isso, é preciso ter em mente, o conceito de energia da 
rede cristalina do sólido, isto é, a diferença entre as energias dos 
íons empacotados de um sólido e cós íons muito afastados de um 
gás. A energia da rede cristalina é sempre positiva. Mas você estar 
se perguntando, na prática qual o significado dessa energia? Uma 
energia da rede cristalina muito elevada significa que os íons 
interagem fortemente uns com os outros, para formar um sólido 
A interação entre os íons 
é expressa pela energia 
potencial de Coulomb 
entre dois íons:
EP,12 = = 
e = carga elementar
z e z = número de 
cargas sobre os átomos
r = distancia entre os 
centros dos íons
 å = permissividade do 0
vácuo
120
21
4
))((
r
ezez
piε 120
2
21
4 r
ezz
piε
2
12
1
53
fortemente ligado.
Configuração eletrônica dos íons dos elementos principais
È possível predizer as fórmulas mais prováveis dos 
compostos iônicos binários a partir da estrutura eletrônica de seus 
cátions e ânions.
Quando um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, 
ele perde um ou mis elétrons até atingir a estrutura de um gás 
nobre de seu caroço (a parte interna). Em geral, o caroço tem a 
2 6configuração da camada mais externa igual a ns np , que é 
1chamada de octeto de elétrons. Assim, o potássio ([Ar]4s ) forma 
+ 2 6K , que tem configuração do argônio ([Ne]4s 4p ).
Símbolos de Lewis
Lewis criou uma forma simples de mostrar os elétrons de 
valência quando os átomos formam ligações iônicas. Ele 
representou cada elétron de valência como um ponto e os arranjou 
em torno do símbolo do elemento. Assim, um ponto representa um 
único elétron em cada orbital, e um par de pontos representa dois 
elétrons emparelhados compartilhando o orbital. Eis alguns 
exemplos:
H He Li N O F
4.2 - LIGAÇÕES COVALENTES
Como os não-metais não formam cátions monoatômicos,a 
natureza das ligações entre átomos de não-metais foi uma dor de 
cabeça para os cientistas até 1916, quando Lewis encontrou uma 
explicação. Lewis propôs que uma ligação covalente é um par de 
elétrons compartilhados por dois átomos. Tudo bem, mas qual a 
natureza da ligação covalente?
Para explicar a ligação entre dois átomos de não-metais, a 
proposta de Lewis é que um par de elétrons é compartilhado pelos 
dois átomos, isto é, os elétrons interagem com dois núcleos (Figura 
4.1)
 
Figura 4.1: Par de 
elétrons 
compartilhados
54
Estrutura de Lewis
Quando uma ligação iônica se forma, um átomo perde 
elétrons e outro os recebe até que ambos os átomos atinjam a 
configuração de um gás nobre. A mesma idéia pode ser estendida 
para às ligações covalentes. Entretanto, quando uma ligação 
covalente se forma, os átomos compartilham elétrons até atingir a 
configuração de um gás nobre. Lewis denominou este principio de 
regra do octeto. Segundo a regra do octeto, na formação de uma 
ligação covalente, se dá pelo compartilhamento de elétrons. O 
Nitrogênio, por exemplo, tem cinco elétrons de valência e utiliza 
mais três para formar o octeto. O flúor tem sete elétrons de 
valência e usa mais um para completar o octeto. O neônio já tem 
um octeto completo e não compartilha elétrons.
Podemos usar os símbolos de Lewis, que vimos 
anteriormente, para descrever ligações covalentes como uma 
linha () para representar o par de elétrons compartilhado. Assim, a 
molécula de hidrogênio, formada por átomos de hidrogênio H é 
representada pelo símbolo HH. Um átomo de flúor tem sete 
elétrons de valência e utiliza mais um para completar o octeto. Isto 
pode acontecer pelo compartilhamento de um elétron fornecido 
por outro átomo como, por exemplo, um outro átomo de flúor:
FF + F F FFou
Os círculos desenhados em torno de cada átomo de F são para 
mostrar que cada átomo adquire um octeto pelo compartilhamento 
de um par de elétrons. A molécula de Flúor possui pares isolados 
de elétrons, isto é, pares de elétrons de valência que não 
participam diretamente das ligações. Os três pares isolados de 
cada átomo de flúor ligado repelem-se, e essa repulsão é quase 
suficiente para compensar a atração favorável do par ligante que 
mantém a molécula de F unida. Essa repulsão é uma das razões 2
da alta reatividade do gás flúor: a ligação entre os átomos da 
molécula de F é muito fraca. Dentre as moléculas diatômicas, 2
somente o H não em par isolado.2
A estrutura de Lewis de uma molécula os átomos por seus 
símbolos químicos, as ligações covalentes por linhas e os pares 
isolados por pares de pontos. As estruturas de Lewis ajudam muito 
55
no entendimento das propriedades das moléculas, incluindo 
suas possíveis reações.
Estrutura de Lewis de espécies poliatômicas
Cada átomo em uma molécula poliatômica completa se 
octeto (ou dublete, no caso de hidrogênio) pelo 
compartilhamento de pares de elétrons com seus vizinhos mais 
próximos. Cada par compartilhado corresponde a uma ligação 
covalente e é representado por uma linha entre os dois. A 
estrutura de Lewis não retrata a forma da molécula, ela apenas 
indica que átomos se ligam e quais têm pares isolados.
De acordo com o número de elétrons, é possível 
classificar os tipos de ligações. Um par de elétrons emparelhado 
é chamado de ligação simples. Dois átomos podem 
compartilhar dois ou três pares de elétrons. Quando dois pares 
de elétrons são compartilhados entre dois átomos, tem-se uma 
ligação dupla. Três pares de elétrons compartilhados formam 
uma ligação tripla. Uma ligação simples, como HH, é escrita H-
H, em uma estrutura de Lewis. A ligação dupla como O::O, é 
escrita O=O. De modo semelhante, uma tripla ligação, como 
N:::N, é escrita NN. As ligações duplas e triplas são 
coletivamente chamadas de ligações múltiplas. Como no caso 
das ligações simples, cada linha representa um par de elétrons. 
Assim, uma ligação dupla envolve um total de que elétrons e, 
uma tripla ligação, seis elétrons. Com isso, é possível determinar 
a ordem de ligação, que o número de ligações que une um par 
específico de átomos. Logo, a ordem de ligação no H é 1, no O é 2 2
2 e no N é 3.2
Para escrever uma estrutura de Lewis, é necessário saber 
que átomos estão ligados entre si na molécula. Um átomo 
“terminal” liga-se somente a um átomo. Por exemplo, os H do 
metano (CH ). Um átomo “central” liga-se pelo menos a dois 4
outros, dois exemplos de átomo central é o átomo O da molécula 
de água (H O) e o C no metano (CH ). 2 4
56
Ressonância
Algumas moléculas têm estrutura que não podem ser 
expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis. Por 
-exemplo, o íon nitrato, NO , que é usado na forma de nitrato de 3
potássio, em fogos de artifício e fertilizantes. As três estruturas de 
Lewis possíveis para íon mostram que sua estrutura difere 
unicamente na posição da dupla ligação (estruturas I, II e III). As 
três estruturas são igualmente válidas e têm exatamente a mesma 
energia. Se somente uma delas fosse correta e as outras não, 
devíamos esperar duas ligações simples mais longa e uma ligação 
dupla mais curta, porque uma ligação dupla entre dois átomos é 
mais curta que uma ligação simples entre o mesmo tipo de átomos. 
Entretanto, a evidencia experimental é a ligações do íon nitrato são 
todas iguais, evidenciando que existe uma ressonância entre 
essas ligações.
Mais o que ressonância? À ressonância é uma fusão de 
estruturas que têm o mesmo arranjo de átomos e arranjos 
diferentes e elétrons. Ela distribui o caráter de ligação múltipla 
sobre uma molécula e diminui sua energia.
Carga formal
Estruturas de Lewis diferentes, em geral, não contribui 
igualmente para o híbrido de ressonância. É possível decidir que 
estruturas contribuem mais efetivamente, pela comparação do 
número de elétrons de valência distribuídos por cada átomo da 
estrutura com o número de elétrons do átomo livre. Portanto, 
quanto menor for essa diferença, maior é a contribuição da 
estrutura para o hibrido de ressonância.
A carga formal de um átomo em uma dada estrutura de 
Lewis é a carga que ele teria se as ligações fossem perfeitamente 
covalentes e o átomo tivesse exatamente a metade dos elétrons 
compartilhados das ligações. Em outras palavras, a carga formal 
leva em conta, o número de elétrons que um átomo “possui” na 
molécula. Ele “possui” todos os pares de elétrons isolados átomos 
e metade de cada par compartilhado. A diferença entre esse 
número e o número de elétrons de valência do átomo livre é a carga 
formal. Vejamos uma aplicação: 
 
O N O
O
_
O N O
O
_
O N O
O
_
I II III
Carga formal = NV – (NI + 
NC)
NV = Número de elétrons de 
valência
NI = Número de elétrons 
presentes nos pares isolados
NC = Número de elétrons 
compartilhados
2
1
57
Quais as estruturas mais prováveis para o dióxido de 
carbono, CO , (OCO ou COO) e monóxido de dinitrogênio, N O 2 2
(NNO ou NON)?
Pelo cálculo da carga formal (Figura 4.2), descobre-se que 
as estruturas mais prováveis são: OCO para o CO e NNO para o 2
N O.2
4.3 - EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
A regra do octeto explica as valências dos elementos e as 
estruturas de muitos compostos. Cabono (C), nitrogênio (N) e 
Flúor (F) obedecem rigorosamente à regra do octeto, desde que 
existam elétrons disponíveis em número suficiente. Entretanto, 
átomos como fósforo (P), enxofre (S), Cloro (Cl) e outros não 
metais do período 3 e seguintes podem acomodar mais de oito 
elétrons na camada de valência. Mas como reconhecer as 
exceções à regra do octeto? Vejamos algumas exceções.
Radicais
Algumas espécies têm número impar de elétrons de 
valência, o que significa que pelo menos um de seus átomos não 
pode ter um octeto. Espécies que têm elétrons com spins não-
emparelhados são chamadas de radicais. Os radicais têm