Apostila Teoric Quimica Bio 2011 1

Prévia do material em texto

Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
1
QUÍMICA: É A CIÊNCIA DA MATÉRIA E DAS MUDANÇAS QUE ELA 
SOFRE ! 
 
MATÉRIA: É qualquer coisa que tenha massa e ocupa espaço, ex.: Au, H2O, Ag, 
ar ( mistura de vários gases). Os três estados da matéria mais comuns são: sólido, 
líquido e gás. 
Sólido: é uma forma rígida da matéria; 
Líquido: é uma fluida da matéria que tem uma superfície bem definida; 
Gás: é uma forma fluida da matéria que ocupa todo o recipiente que a contém. O 
termo vapor é usado para indicar a forma gasosa de uma substância que 
normalmente é líquida ou sólida. 
 
Propriedade física: a propriedade física de uma substância é uma característica 
que pode ser observada ou medida sem mudar a identidade, ex. ponto de fusão, 
cor, densidade, ponto de ebulição, estados da matéria e outros. 
Propriedade química: refere-se a habilidade de uma substância de transformar-
se em outra substância. 
 ex. o gás H2 reage com o gás O2 para produzir H2O. 
O sódio é metal mole, prateado. Não é possível pegá-lo com os dedos nus, 
pois reage com a umidade da pele e provoca dolorosa queimadura. O Cloro é gás 
verde-amarelado, venenoso, com odor sufocante. Reação química violenta ocorre 
quando um pequenino fragmento de sódio é lançado num balão contendo cloro. O 
metal se inflama, a chama é brilhante e amarela, e forma-se um material 
pulverulento, branco, cristalino. É muito interessante observar esta reação violenta 
entre duas substâncias químicas, mas o exame do produto final proporciona 
surpresa ainda maior. O pó cristalino branco é o cloreto de sódio: o sal de cozinha 
comum, inofensivo e comestível. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
2
Propriedade intensiva: é a que independe do tamanho da amostra, por ex. a 
temperatura, densidade de uma substância é independente do tamanho da 
amostra. 
Propriedade extensiva: depende do tamanho da amostra, por ex. massa e o 
volume. 
Energia: uma medida da capacidade de realizar trabalho, ex. a energia necessária 
para levantar um peso ou para forçar uma corrente elétrica. Existem três formas 
de energia em química: cinética; potencial e eletromagnética. Medidas de 
energia são dadas na unidade chamada joule (J) 
Energia cinética: é a energia que um corpo possui devido ao seu movimento. 
Energia potencial: é a energia que um corpo possui em função de sua posição. 
Energia do campo eletromagnético: como energia transportada pelas ondas de 
rádio, raios X, ondas de luz. 
 
 
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
Um átomo é a menor partícula que pode existir de um elemento. 
1)Todos os átomos de um elemento químico são idênticos; 
2) Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes; 
3) Um composto é uma combinação específica de átomos de mais de um 
elemento; 
4) Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos 
mas trocam de parceiros para produzir novas substâncias. 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
3
� O oxigênio, o silício e o alumínio são os mais abundantes, e 
constituem cerca de 80% da crosta terrestre. Confira os 10 
elementos mais abundantes na crosta do nosso planeta: 
 
10 elementos mais abundantes 
O = 49,5 % 
Si = 25,7 % 
Al = 7,5 % 
Fe = 4,7 % 
Ca = 3,5 % 
Na = 2,6 % 
K = 2,4% 
Mg = 1,9% 
H = 0,9% 
Ti = 0,6% 
 
Como a crosta tem sofrido a ação da exposição à atmosfera por tantos 
anos, é natural que o Oxigênio seja o mais abundante: todos os outros 
elementos formam óxidos! 
 
 
� Embora possam existir "zilhões" de substâncias químicas 
diferentes, elas são combinações de pouco mais de uma 
centena de elementos químicos. 
� Um elemento químico é qualquer substância que não pode ser 
decomposta em outras substâncias mais simples através de 
processos químicos ordinários: os elementos são os tijolos 
fundamentais com os quais toda a matéria é feita. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
4
� Dos 116 elementos químicos conhecidos, cerca de 20% não 
existe na natureza: foram preparados sinteticamente em 
laboratórios. Os elementos químicos podem se combinar e 
formar substâncias mais complexas, chamadas de compostos, 
que possuem características diferentes dos elementos que o 
constitui. Por exemplo, dois átomos do elemento Hidrogênio e 
um átomo do elemento Oxigênio podem se combinar e formar 
uma molécula de água (H2O). A água em nada se assemelha 
aos gases oxigênio e hidrogênio 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
5
 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
6
 
Os átomos são formados por nêutrons, prótons e elétrons. Os prótons são 
partículas carregadas positivamente, e os nêutrons não possuem carga. Essas 
duas partículas constituem o núcleo atômico e são virtualmente responsáveis pela 
massa atômica. 
Os elétrons são carregados negativamente e encontram-se circulando o 
núcleo em órbitas definidas. Cada átomo contém um número de elétrons igual ao 
de prótons e por isso é eletricamente neutro. 
p+ = e- 
Z = p+ = e- 
Z = número atômico 
Um próton é partícula nuclear com carga positiva igual à do elétron e massa mais 
de 1800 vezes maior que a do elétron. Os prótons no núcleo é que atribuem ao 
núcleo a carga positiva. 
O número atômico (Z) é, portanto, o número de prótons no núcleo de um átomo. 
Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico. 
O nêutron é partícula nuclear com massa quase idêntica à do próton, mas com 
carga elétrica nula. 
O núcleo se caracteriza pelo número atômico (Z) e pelo número de massa (A). O 
número de massa (A) é o número total de prótons e nêutrons no núcleo. 
Todos os átomos de um mesmo elemento químico têm o mesmo número atômico, 
mas os núcleos podem ter números de massa diferentes. Os isótopos são átomos 
cujos núcleos têm o mesmo número atômico, porém números de massa diferentes; 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
7
ou seja, os núcleos têm o mesmo número de prótons, porém diferentes números 
de nêutrons. 
O oxigênio natural é uma mistura de isótopos; tem 99,759% de oxigênio 16, 
0,037% de oxigênio 17 e 0,204% de oxigênio 18. 
Símbolos dos Elementos 
É conveniente usar símbolos para os átomos dos elementos diferentes. Um 
símbolo é a sigla com uma ou duas letras que representa um átomo de certo 
elemento. O símbolo tem uma primeira letra, maiúscula, e uma segunda letra, 
minúscula. 
Os isótopos são caracterizados por número atômico e número de massa bem 
definida. Representa-se qualquer isótopo pelo símbolo do elemento com o número 
atômico escrito como índice inferior à esquerda (o número atômico pode ou não ser 
colocado nesta representação) e o número de massa como índice superior, 
também à esquerda. 
Exemplos: 
Elemento oxigênio símbolo: O 
Isótopos do elemento oxigênio símbolos: 8O ou O ; 8O ou O ; 8O ou O 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
8
Peso Atômico 
O peso atômico de um elemento químico é expresso em unidade de massa 
atômico a representa a média ponderal isto é, considera a abundância relativa de 
todos os isótopos do elemento químico. O Peso atômico pode serdeterminado 
empregando a seguinte equação química: 
 P.A. = A1 %1 + A2 %2 + A3 %3 + ... An %n 
 100 
 
 
ISÓTOPOS: O número total de prótons e nêutrons no núcleo é chamado de 
número de massa ( A ). Os átomos com mesmo número atômico ( pertencendo ao 
mesmo elemento químico ) mas com diferente número de massa , são chamados 
de isótopos de um elemento. 
 Z = p+ = e- 
A = p+ + n°°°° 
elemento símbolo Z A abundância 
hidrogênio 1H 1 1 99,985 
deutério 1H ou D 1 2 0,015 
trítio 3H ou t 1 3 * radioativo = vida curta 
Carbono-12 12C 6 12 98,90 
Carbono-13 13C 6 13 1,10 
oxigênio-16 16O 8 16 99,76 
Neônio-20 20Ne 10 20 - 
Neônio-21 21Ne 10 21 - 
Neônio-22 22Ne 10 22 - 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
9
 
ISÓBAROS: São átomos de números atômicos diferente ( elementos 
diferentes ) e mesmo número de massa. 
 Z ≠≠≠≠ ELEMENTO QUÍMICO DIFERENTE 
 A = 
 
40K19 ⇒⇒⇒⇒ 19p+ , 19e- , 21n°°°° 
 
 
40Ca20 ⇒⇒⇒⇒ 20p+ , 20e- , 20n°°°° 
ISÓTONOS: São átomos de números atômicos diferente ( elementos 
diferentes ), número de massa diferentes e que apresentam mesmo número de 
neutrons. 
 
19F9 ⇒⇒⇒⇒ 9p+ , 9e- , 10n°°°° 20Ne10 ⇒⇒⇒⇒ 10p+ , 10e- , 10n°°°° 
 
 
58Co27 ⇒⇒⇒⇒27p+ , 27e- , 31n°°°° 59Ni28 ⇒⇒⇒⇒ 28p+, 28e- , 31n°°°° 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
10
 
ORBITAIS ATÔMICOS 
O orbital atômico é a região do espaço onde é mais provável encontrar um 
elétron. Ele representa, portanto, a distância em que há maior probabilidade de se 
encontrar o elétron a partir do núcleo, bem como a forma e a orientação geométrica 
do espaço ocupado por ele, e também o seu spin. 
z
yx
z
y
x
 
 s p 
REPRESENTAÇÃO DOS ORBITAIS s e p 
No preenchimento dos orbitais atômicos, os elétrons ocupam sempre os níveis 
de mais baixa energia possível. Este é conhecido como “Princípio de exclusão 
de Pauli ” em nenhuma orbital atômica poderão existir mais de dois elétrons, 
e mesmo quando houver dois, eles deverão ter spines opostos. 
 
Níveis das Camadas Subníveis 
1 2e- s = 2e- 
2 8e- p = 6e- 
3 18e- d = 10e- 
4 32e- f = 14e- 
5 32e- 
6 18e- 
7 2e- 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
11
 
Este enunciado pode ser representado por meio do diagrama apresentado a 
seguir : 
Diagrama de energia para a determinação da ordem de preenchimento dos 
orbitais. 
 
 1s 
 
2s 2p 
 
3s 3p 3d 
 
4s 4p 4d 4f 
 
5s 5p 5d 5f 
 
6s 6p 6d 
 
7s 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos da configuração eletrônica de alguns elementos químicos: 
 
Elemento N° atômico N° de e- Config. Eletrônica 
 H 1 1 1s1 
 He 2 2 1s2 
 
 Li 3 3 1s2 2s1 
 
 Be 4 4 1s2 2s2 
 Na 11 11 1s2 2s2 2p6 3s1 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
12
 
Números Quânticos 
Os valores possíveis e o significado geral de cada um dos quatro números 
quânticos do elétron no átomo são os seguintes: 
 
1. Número Quântico Principal (n) Este número quântico é o que determina, 
em grande parte, a energia do elétron no átomo; pode ter qualquer valor 
inteiro positivo; 1, 2, 3 etc. A energia do elétron no átomo depende 
principalmente de n. 
• Quanto menor n, menor (mais baixa) a energia. No caso do átomo de 
hidrogênio, e de íons atômicos com um só elétron, como Li2+ e He+, n é 
o único número que define a energia (que é dada pela fórmula de 
Bohr). Em outros átomos, ou íons, a energia depende, em pequena 
medida também do número quântico l. O tamanho do orbital também 
depende de n. Quanto maior for o valor de n, maior será o orbital. Os 
orbitais que têm estado quântico com o mesmo n constituem uma 
camada ou nível. As camadas ou níveis são identificados pelas 
seguintes letras: 
Letra K L M N ... 
n 1 2 3 4 ... 
 
2. Número Quântico do Momento Angular ( l ) (também chamado número 
quântico azimutal ou secundário) Este número quântico caracteriza orbitais 
que têm o mesmo n, mas formas diferentes; pode ter qualquer valor inteiro 
entre 0 e n-1. 
• Dentro de cada camada com o número quântico n, há n diferentes 
espécies de orbitais, cada qual com uma forma definida, caracterizada 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
13
pelo número quântico l. Por exemplo, se um elétron tem o número 
quântico principal igual a 3 , os valores possíveis de l são 0, 1 e 2. Dentro 
da camada M (n=3) há três espécie de orbitais, cada qual com uma forma 
diferente na região onde é mais provável encontrar o elétron. As formas 
desses orbitais serão examinadas mais adiante. 
• Embora a energia de um orbital seja determinada principalmente pelo 
número quântico n, e energia também depende, um tanto, do número 
quântico l (exceto para o átomo de H e íons hidrogenóides). Para um dado 
n, a energia do orbital aumenta com o aumento de l. 
• Os orbitais com o mesmo n mas diferentes l pertencem a diferentes 
subcamadas ou subníveis de uma dada camada ou nível.. Os diferentes 
subníveis são usualmente identificados por letras, conforme o esquema: 
Letra s p d f g ... 
l 0 1 2 3 4 ... 
• Para identificar um subnível num certo nível, escreve-se o valor do número 
quântico n da camada seguido pela identificação literal do subnível. Por 
exemplo, 2p identifica o subnível com os números quânticos n = 2 e l = 1. 
 
3. Número Quântico Magnético ( ml ) Este número quântico diferencia orbitais 
com o mesmo n e mesmo l – isto e, com a mesma energia e a mesma forma, 
mas tendo orientações diferentes no espaço; os valores permitidos são 
inteiros de – l a + l. 
• Para l = 0 (subnível s), o número quântico permitido ml é apenas 0, isto é, só 
há um orbital no subnível s. 
• Para l = 1 (subnível p), ml = -1, ou 0 ou + 1; há três orbitais diferentes no 
subnível p. Esses orbitais têm a mesma forma mas diferentes orientações no 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
14
espaço. Além disso, cada orbital, num dado subnível, tem a mesma energia. 
Observe que são 2l + 1 os orbitais em cada subnível de número quântico l. 
 
4. Número Quântico do Spin ( ms ) Este número quântico refere-se a duas 
orientações possíveis para o eixo do spin de um elétron; os valores possíveis são 
+½ e –½. Um elétron comporta-se como se estivesse girando em torno do seu 
eixo, como a Terra. Este elétron girante provoca cargas elétricas circulantes que, 
por sua vez, geram campo magnético. O elétron, então, comporta-se como se 
fosse um pequeno imã, com um pólo norte e um pólo sul. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian VieiraQuímica Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
15
Na tabela 1 estão todos os números quânticos permitidos em todos os orbitais até 
o nível n = 4. Os valores obedecem às regras que enunciamos. 
 
Tabela 1. Valores permitidos dos Números Quânticos dos Orbitais Atômicos 
n l ml Notação do 
subnível 
Número de orbitais 
no subnível 
1 0 0 1s 1 
2 0 0 2s 1 
2 1 -1,0,+1 2p 3 
3 0 0 3s 1 
3 1 -1,0,+1 3p 3 
3 2 -2,-1,0,+1,+2 3d 5 
4 0 0 4s 1 
4 1 -1,0,+1 4p 3 
4 2 -2,-1,0,+1,+2 4d 5 
4 3 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 4f 7 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
16
 
Formas dos Orbitais Atômicos 
Um orbital s tem forma esférica, embora os detalhes particulares da distribuição de 
probabilidades dependam do valor de n. A Figura a seguir mostra cortes 
transversais das representações das distribuições de probabilidade dos orbitais 1s 
e 2s. O sombreado é mais denso onde for maior a probabilidade de o elétron ser 
encontrado. No caso do orbital 1s, o elétron é encontrado, com maior 
probabilidade, nas proximidades do núcleo. O sombreado fica menos denso à 
medida que à distância até o núcleo aumenta, o que mostra ser menos provável 
encontrar o elétron nessas regiões. 
O orbital não termina abruptamente a uma certa distância do núcleo. O átomo, por 
isso, não tem uma extensão, ou "tamanho", bem definido. Podemos, porém, 
imaginar um tamanho para o orbital pela fronteira 99%. É de 99% a probabilidade 
de se encontrar o elétron no espaço limitado por esta fronteira (na figura, a esfera 
indicada pela circunferência tracejada). 
 
Figura Corte da distribuição de probabilidades dos orbitais s. 
 
Num orbital 1s, a distribuição de probabilidade é maior nas vizinhanças do núcleo. 
Num orbital 2s, é maior numa casaca esférica um tanto afastada do núcleo. 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
17
 
Observe o "tamanho relativo" dos orbitais, indicado pela fronteira de 99%. 
O orbital 2s difere, em detalhes, do orbital 1s. O elétron no orbital 2s é encontrado, 
provavelmente, em duas regiões, uma vizinha ao núcleo e outra, uma casca 
esférica, mais afastada do núcleo. (Há maior probabilidade de o elétron estar nesta 
casca.) A fronteira de 99% mostra que o orbital 2s é maior que o orbital 1s. 
Os cortes transversais não figuram bastante bem o aspecto tridimensional dos 
orbitais atômicos 1s e 2s. A figura 11 mostra cortes, em perspectiva, que talvez 
ilustram melhor a tridimensionalidade. 
 
Figura Cortes mostrando a forma esférica dos orbitais s. 
 
Nos dois diagramas, foi extirpada parte do orbital a fim de se revelarem detalhes da 
distribuição de probabilidade do elétron neste orbita. 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
18
 
Há três orbitais p em cada subnível p. Todos os orbitais p têm a mesma forma 
básica (dois lobos, dispostos ao longo de uma reta, com o núcleo entre os lobos), 
mas diferem pela orientação no espaço. Como os três orbitais são ortogonais uns 
aos outros, podemos visualizá-los como orientados ao longo de três eixos 
coordenados ortogonais (Figura). Cada um deles é simbolizado por 2px , 2py , 2pz. 
Um orbital 2px tem os máximos de probabilidade do elétron sobre o eixo dos x, um 
orbital 2py sobre o eixo dos y e o orbital 2pz sobre o eixo dos z. Outros orbitais p, 
como os 3p , têm estas mesmas formas gerais, mas diferenças de estrutura, 
conforme o valor de n. 
 
Figura Os orbitais 2p. 
 
(A) Distribuição eletrônica no 2px. Há dois lobos orientados ao 
longo do eixo dos x. (B) Orientações dos três orbitais 2p. 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
19
 
São cinco os orbitais d, com formas mais complicadas que as dos orbitais s e p. 
Elas estão representadas na figura. 
 
Figura Os cinco orbitais 3d. 
Cada orbital é identificado por um índice dxy, que descreve as características 
matemáticas que possui. 
 
 
Estrutura Eletrônica dos Átomos 
Vimos que um elétron num átomo tem quatro números quânticos : n , l , ml , ms. Os 
três primeiros números quânticos caracterizam o orbital que descreve a região do 
espaço onde é mais provável estar o elétron; dizemos que o elétron "ocupa" o 
orbital. O número quântico do spin, ms , descreve a orientação do spin do elétron. 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
20
 
O feixe de átomos de hidrogênio se divide em dois porque o elétron, em cada 
átomo, se comporta como se fosse diminuto imã que só pode ter duas orientações 
no campo magnético. O elétron se assemelha a pequena esfera de carga elétrica 
girante (Figura) e, por isso, tem um campo magnético próprio. O spin do elétron, 
porém, está sujeito a restrições de caráter quântico sobre as direções possíveis do 
eixo do spin. As direções resultantes do magnetismo do spin correspondem aos 
números quânticos do spin, ms = + ½ e ms = - ½ . 
 
 
Figura 1 Representação do spin do elétron. 
 
As duas orientações possíveis do spin estão indicadas nos modelos. 
Convencionalmente, a direção do spin é a da grande seta sobre o eixo. Os elétrons 
comportam-se como pequeninos imãs, com pólos norte e sul, como mostra a 
figura. 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
21
 
Configurações Eletrônicas e Diagrama de Orbitais 
 
A configuração eletrônica de um átomo é a distribuição dos elétrons entre os 
subníveis disponíveis. A notação da configuração se faz pela listagem dos 
subníveis, um depois do outro, com um índice superior indicando o número de 
elétrons que estão no subnível. 
 
A notação da configuração dá o número de elétrons em cada camada, mas é 
conveniente um diagrama para mostrar a ocupação, pelos elétrons, dos orbitais da 
camada. Este diagrama é um diagrama de orbitais. O orbital é representado por 
um círculo. Cada grupo de orbitais de um subnível é identificado pelo símbolo do 
próprio subnível Cada elétron num orbital é simbolizado por pequenina seta. 
O seguinte diagrama: 
1s 2s 2p
 
Mostra a estrutura eletrônica de um átomo que tem dois elétrons no subnível , ou 
orbital 1s (um deles com ms = + ½ e o outro com ms = - ½ ) ; dois elétrons no 
subnível 2s (ms = + ½ e ms = - ½) ; e um elétron no subnível 2p (ms = + ½ ou - ½). 
A configuração eletrônica é 1s22s22p1. 
 
Princípio da Exclusão de Pauli 
Nem todas as distribuições imagináveis dos elétrons entre os orbitais de um átomo 
são fisicamente possíveis. O princípio da exclusão de Pauli, que resume 
observações experimentais, afirma que dois elétrons de um mesmo átomo não 
podem ter os mesmos quatro números quânticos. Se um elétron tem os números 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
22
quânticos n = 0, l = 0, ml = 0 e ms = +½, nenhum outro elétron pode ter estes 
mesmos quatro números quânticos. 
Como só são possíveis dois valores de ms, um orbital pode ter, no máximo, dois 
elétrons – e neste caso os dois têm diferentes os números quânticos do spin. Num 
diagrama de orbitais, o orbital que tiver dois elétrons os terá com as setas 
apontando em sentidos opostos. Os dois elétrons terão spins opostos. Podemos 
reformular o princípio da exclusão de Pauli assim: 
 
Princípio da exclusão de Pauli: Um orbital pode ter no máximodois elétrons, 
e neste caso, os elétrons têm spins opostos. 
É fácil ver que cada subnível pode ter, no máximo, tantos elétrons quanto for o 
dobro do número de orbitais do subnível. Assim, o subnível 2p, que tem três 
orbitais (com ml = -1, 0 ou +1), pode ter no máximo 6 elétrons. O número máximo 
de elétrons nos diversos subníveis aparece na tabela abaixo: 
Subnível Número de orbitais Número máximo de 
elétrons 
s (l = 0) 1 2 
p ( l = 1) 3 6 
d ( l = 2) 5 10 
f ( l = 3) 7 14 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
23
 
Princípio da Construção (Aufbau) 
Cada átomo tem um número infinito de configurações eletrônicas possíveis. A 
configuração associada ao menor nível de energia do átomo corresponde ao 
estado quântico denominado estado fundamental. Outras configurações 
correspondem a estados excitados, com níveis de energia mais elevados que o do 
estado fundamental. Por exemplo, o estado fundamental do átomo de sódio, 
determinado experimentalmente, tem a configuração 1s22s22p63s1. A configuração 
eletrônica 1s22s22p63p1 é a de um estado excitado do átomo de sódio. 
A maioria das configurações pode ser explicada em termos do princípio da 
construção (ou princípio do Aufbau, do alemão), que é o método de reproduzir as 
configurações eletrônicas nos estados fundamentais do átomo enchendo-se 
sucessivamente os subníveis com elétrons numa certa ordem (a ordem da 
construção). Esta ordem reproduz as configurações eletrônicas observadas 
experimentalmente, com algumas exceções. 
A ordem da construção das configurações corresponde, na maioria dos casos, à 
ordem da energia crescente dos subníveis. Principiando-se pela ocupação dos 
orbitais de menor energia, usualmente se tem a energia mais baixa possível do 
átomo (isto é, a energia do estado fundamental). A energia de um orbital só 
depende dos números quânticos n e l. A energia depende, principalmente de n e 
aumenta com a elevação de n. As energias dos orbitais com o mesmo n aumentam 
com o número quântico l. 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
24
 
Pode-se reproduzir a ordem crescente de energia dos subníveis, utilizando-se o 
método mnemônico da Figura ( Diagrama de Linus Pauling) 
 
Figura Diagrama para reproduzir a ordem de ocupação dos subníveis (regra 
da diagonal). 
 
 O diagrama é construído escrevendo-se os subníveis numa fila horizontal, 
cada fila com todos os subníveis de um dado n. Dentro de cada fila, os subníveis 
ordenam-se pelo l crescente (Basta ir até os subníveis f). Depois, partindo-se do 
subnível 1s, traçam-se as diagonais. A ordem de ocupação é aquela dos subníveis 
que aparecem sobre as diagonais. 
Exemplos de configurações eletrônicas: 
Z = 3 lítio 1s22s1 
Z=18 argônio 1s22s22p63s23p64s2 
Z=23 vanádio 1s22s22p63s23p64s23d3 
Z=31 gálio 1s22s22p63s23p64s23d104p1 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
25
Exceções ao Princípio da Construção 
O princípio da construção reproduz corretamente a maioria das configurações do 
estado fundamental. Há porém, exceções, e a do cromo (Z = 24) é a primeira que 
encontramos. A configuração prevista seria 1s22s22p63s23p64s23d4, mas a que se 
encontra experimentalmente é 1s22s22p63s23p64s13d5. A energia total de uma 
configuração, na realidade, é quase igual à da outra, pois as energias dos orbitais 
3d e 4s são muito próximas, Por isso, pequenos efeitos podem influenciar qual das 
duas configurações tem, na realidade, menor energia. O cobre (Z = 29) é outra 
exceção ao princípio da construção, que prevê a configuração 
1s22s22p63s23p64s23d9, mas a experiência mostra que a configuração do estado 
fundamental é 1s22s22p63s23p64s13d10. 
Não precisamos insistir sobre as exceções além de notar que existem. O 
importante é realçar que a configuração prevista pelo princípio da construção das 
configurações tem energia muito próxima da energia do estado fundamental (se 
não for a do próprio estado). Grande parte das conclusões qualitativas sobre a 
química não é materialmente afetada se a análise for feita a partir das 
configurações determinadas por aquele princípio. 
 
1.6.3 Regra de Hund 
Ao discutir os estados fundamentais dos átomos, ainda não descrevemos a 
distribuição dos elétrons em cada subnível. Há diversas maneiras de distribuir os 
elétrons numa certa configuração. Imaginemos, por exemplo, o átomo de carbono 
(Z = 6) com a configuração 1s22s22p2 no estado fundamental. Nos seguintes 
diagramas de orbitais aparecem três disposições possíveis dos elétrons: 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
26
Estes diagramas de orbitais mostram estados diferentes do átomo de carbono. 
Cada estado tem uma energia diferente e, como veremos, características 
magnéticas diferentes. Em 1927, Friedrich Hund descobriu regra empírica para 
determinar a disposição de menor energia dos elétrons num subnível. A regra de 
Hund afirma que a disposição de energia mais baixa dos elétrons num subnível é a 
que se consegue colocando os elétrons em orbitais separados do subnível, com os 
mesmos spins, e depois emparelhando os elétrons nos orbitais semi-ocupados. 
Vejamos como a regra opera com o átomo de carbono no estado fundamental: 
 
Propriedades Magnéticas dos Átomos 
As propriedades magnéticas de uma substância podem revelar algumas 
informações sobre a configuração dos elétrons nos átomos (ou nas moléculas). 
Embora o elétron num átomo se comporte num átomo como um pequenino imã, as 
atrações magnéticas de dois elétrons que têm spins opostos se cancelam 
mutuamente. Por isso, o átomo que tiver somente orbitais duplamente ocupados 
não terá magnetismo resultante do spin. Porém, um átomo com elétrons 
desemparelhados – isto é, com excesso de spin numa direção – terá magnetismo 
líquido. 
È possível observar as propriedades magnéticas dos átomos. A maneira mais 
direta é verificar se a substância é atraída pelo campo magnético de um imã forte. 
Substância paramagnética é uma substância fracamente atraída pelo campo 
magnético, e esta atração se deve, em geral, à presença de elétrons 
desemparelhados. 
Por exemplo, observa-se que o vapor de sódio é paramagnético. A explicação é a 
de o vapor ser constituído, principalmente, por átomos de sódio (Z = 11), cada qual 
com um elétron desemparelhado. Substância diamagnética é uma substância 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
27
que não é atraída por um campo magnético ou é ligeiramente repelida pelo campo. 
Esta propriedade indica que a substância só tem elétrons emparelhados. O vapor 
de mercúrio, mostra a experiência, é diamagnético (Z = 80), o que indica que só 
têm elétrons emparelhados. 
 
 
Bibliografia 
Básica: 
ATKINS, P., Princípios de Química, Bookman, Porto Alegre, 2001. 
KOTZ, J. C.; Jr., P. M. Treichel, Química Geral 1,Pioneira Thomson Learning, São 
Paulo, 2005. 
RUSSELL, J. B., Química Geral, v.1, McGraw-Hill do Brasil, 1981. 
USBERCO, J.; SALVADOR, E. , Química, v.1, 1.ed. Saraiva, São Paulo, 1995 
TITO, CANTO. Química na abordagem do cotidiano, v.1, 2ed. Moderna, São Paulo, 
1998 
HARTWING,D.R.; SOUZA,E..; MOTA,R.N., Química Geral e Inorgânica, v.1, 1.ed 
Scipione, São Paulo, 1999. 
MAHAN,B.M.; MYERS,R.J., Química um curso universitário, 4.ed. Edgard Blücher, 
São Paulo, 1997 
 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
28TABELA PERÍODICA 
 
A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA: Os 
elementos químicos são listados em ordem crescente de seu número atômico e 
arranjados em linhas formando as famílias que mostram tendências regulares 
em suas propriedades. As famílias são as colunas da tabela. 
 
As colunas verticais da tabela periódica são chamadas de grupos, estes 
grupos identificam as principais famílias dos elementos. As linhas horizontais 
são chamados de períodos e são numerados de cima para baixo. 
Os membros do bloco d com exceção dos elementos do grupo 12 ( grupo do 
zinco) são chamados de METAIS DE TRANSIÇÃO. 
 
Os membros do bloco f, abaixo da tabela periódica principal, são METAIS DE 
TRANSIÇÃO INTERNOS: LANTANÍDEOS E OS ACTINÍDEOS 
OS ELEMENTOS DO GRUPO 1 ⇒⇒⇒⇒ METAIS ALCALINOS 
OS ELEMENTOS DO GRUPO 2 ⇒⇒⇒⇒ METAIS ALCALINOS TERROSOS 
OS ELEMENTOS DO GRUPO 7 ⇒⇒⇒⇒ HALOGENEOS 
OS ELEMENTOS DO GRUPO 8 ⇒⇒⇒⇒ GASES NOBRES 
UM METAL: Conduz eletricidade, tem brilho, é maleável e flexível. 
UM NÃO METAL: Não conduz eletricidade, não é maleável e nem flexível. 
 
COMPOSTOS 
O que são compostos??? 
Um composto é uma substância eletricamente neutra que consiste de 
dois ou mais elementos diferentes com seus átomos presentes em uma 
proporção definida. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
29
Todos os objetos ao nosso redor são feitos de átomos. Estes átomos, 
algumas vezes, combinam-se e formam moléculas: são unidos através da 
formação de ligações covalentes. Em outras palavras, alguns elétrons, que 
antes estavam em orbitais atômicos passam a formar orbitais moleculares. 
Mas as moléculas são discretas: a água, por exemplo, consiste em pequenos 
grupos de 3 átomos, sendo um do elemento oxigênio que liga-se a dois 
átomos de hidrogênio. A ligação covalente, entretanto, é intramolecular: 
apenas une os átomos que formam a molécula. 
As forças que existem entre as moléculas - forças intermoleculares - não 
são tão fortes como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito 
importantes; sobretudo quando se deseja explicar as propriedades 
macroscópicas da substância. E são estas forças as responsáveis pela 
existência de 3 estados físicos. Sem elas, só existiriam gases 
 
A água por exemplo é um composto de hidrogênio e oxigênio, com dois 
átomos de hidrogênio para um de oxigênio: 2H: 1O. 
H2O 
Os compostos podem ser classificados como orgânicos e inorgânicos. 
Os orgânicos contém o elemento químico carbono e usualmente hidrogênio: 
os combustíveis, açucares, os medicamentos, as roupas, e milhões de outras 
substâncias. 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
30
Os compostos inorgânicos são todos os outros compostos: água; 
sulfato de cálcio; amônia; sílica; ácido clorídrico; hidróxido de sódios e 
muitos outros. 
S + O2 →→→→ SO2 
 
 AMARELO INODORO IRRITANTE E VENENOSO 
 
UMA MOLÉCULA É UM GRUPO DISCRETO DE ÁTOMOS LIGADOS EM 
UM ARRANJO ESPECÍFICO. 
 
UM ÍON É UM ÁTOMO OU UM GRUPO DE ÁTOMOS LIGADOS 
POSITIVAMENTE OU NEGATIVAMENTE CARREGADOS. 
UM ÍON POSITIVO ⇒⇒⇒⇒ CÁTION 
Na+, Ca2+ , Al3+ 
UM ÍON POSITIVO ⇒⇒⇒⇒ ANION 
O2- , Cl-, SO42-, OH-, CO32- 
COMPOSTOS SÃO COMBINAÇÕES DE ELEMENTOS. UM COMPOSTO É 
CLASSIFICADO EM MOLECULAR ⇒⇒⇒⇒ MOLÉCULA E IÔNICO ⇒⇒⇒⇒ ÍONS. 
 
O NOME DOS CÁTIONS: O nome de um cátion monoatômico é o mesmo do 
elemento que o formou, acrescentando-se a palavra íon: 
Ex.: Na+
 
 íon sódio 
Ca2+ íon cálcio 
 Al3+ íon alumínio 
Cu+2 íon cobre (II) e Cu+1 íon cobre (I) 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
31
 
O NOME DOS ANIONS: O nome de um anion monoatômico recebem a palavra 
íon e o sufixo eto; os oxiânios são ânios que contém oxigênio; os oxiáciods são 
ácidos moleculares que contém oxigênio: 
Ex.: Cl-
 
 íon cloreto, S2- íon sulfeto, F- íon fluoreto 
O-2 íon óxido e OH- íon hidróxido 
SO42- íon sulfato 
CO32- íon carbonato 
HCO3- bicarbonato ou íon carbonato de hidrogênio 
NO3- nitrato ( fonte importante de nitrogênio para plantas e está incluído 
em fertilizantes, como nitrato de amônio) 
NO2- nitrito 
O NOME DOS COMPOSTOS IÔNICOS: 
KCl : CLORETO DE POTÁSSIO 
CuSO4 : SULFATO DE COBRE (II) 
NH4NO3: NITRATO DE AMÔNIO 
 
O NOME DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS: 
N°°°° de átomos de carbono NOME N°°°° NOME 
5 PENTANO 20 ICOSANO 
6 HEXANO 30 TRIACONTANO 
7 HEPTANO 40 TETRACONTANO 
8 OCTANO 50 PENTACONTANO 
9 NONANO 60 HEXACONTANO 
10 DECANO 70 HEPTACONTANO 
11 UNDECANO 80 OCTACONTANO 
12 DODECANO 100 HECTANO 
13 TRIDECANO 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
32
 
MOL E MASSAS MOLECULARES 
 
MOL: As quantidades de átomos, moléculas ou íons em uma amostra são 
expressas em mols, e a constante de Avogadro, NA, é usada para a conversão 
entre o número destas partículas e o número de mols. 
 
Ex.: qual a massa molar dos seguintes compostos 
Glicina NH2 –CH2-COOH C2H5O2N 
 C 12 x 2 = 24 
H 1 x 52 = 5 
O 16 x 2 = 32 
N 14 x 1 = 14 
 75g / mol 
Massa molecular????? 
H2SO4 
HNO3 
Alanina NH2 –CHCH3-COOH 
 
Para uma reação ocorrer tem que haver razões (proporções) nos reagentes 
para formar um produto. 
Qual a massa de AAS formada a partir de 4 g de ácido salicílico (1) e 20 g de 
anidrido acético (2)? 
O
OH
OH OH
O
O
CH3O
1 2 3
+
O
OH3C CH3
O O
OHH3C
H2SO4
+
AAS
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
33
 
1a LISTA DE EXERCÍCIOS 
 
1) Usando o diagrama de Linus Pauling, faça a distribuição eletrônica dos seguintes 
átomos:: 
 a) Br; b)Fe ; c) Fe3+ ; d) Ba ; e) Zn; f) Si 
 
2) Quais os números quânticos dos elétrons de maior energia dos seguintes átomos : 
 a) Boro (Z=5), b) Alumínio (Z=13) ; c) Manganês (Z=25); d) Ca (Z=20); 
 
3) O último elétron de diversos átomos neutros apresentam os seguintes pares de números 
quânticos indique o número atômico e a família que pertence: 
 a) átomo A ===> n = 4 ; l = 2 ; m = 0 ; s = - 1/2 
 b) átomo B ==> n = 4 ; l = 2 ; m = + 2 ; s = - 1/2 
 c) átomo C ==> n = 4 ; l = 3 ; m = -3 ; s = -1/2 
 
 4) Como são classificados os elementos quando o último subnível é: 
 a) s ou p 
 b) d 
 c) f 
 
5) Indique o período e a família a que pertence cada um dos seguintes elementos: 
 a) Z = 35 ; Z = 12 ; Z = 33 ; Z = 3 ; Z = 25 
 
6) Coloque os seguintes elementos em ordem crescente de eletronegatividade: 
 a) F ; b) O ; c) Br ; d) I 
 
7) Como cresce a energia de ionização nos grupos e períodos da tabela periódica? 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
34
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
As ligações químicas, que mantêm unidos os átomos de uma substância, 
determinam, em parte, as suas propriedades. A ligação química é a intensa força 
atrativa que existe entre os átomos de uma substância. 
 
Os átomos, apesar da neutralidade elétrica, são espécies instáveis e 
reativas. Eles tendem a se combinar, de modo que a sua camada de valência ( a 
mais externa) passe a conter oito elétrons. 
 
LIGAÇÃO IÔNICA: Esta ligação envolve a completa transferência de elétrons 
entre dois átomoscujos valores de eletronegatividade são bastante distintos. O 
átomo menos eletronegativo perde um elétron ( ou mais de um), tornando-se um 
íon positivo (cátion). Já o átomo mais eletronegativo ganha um ou mais elétrons, 
tornando-se um íon carregado negativamente ( ânion). A ligação iônica resulta da 
atração eletrostática entre os íons de cargas opostas. Os elementos ganham ou 
perdem elétrons, de forma que se obtenha uma configuração eletrônica mais 
estável na camada de valência. 
 
A formação de um íon ocorre quando: 
- um átomo perde elétrons, formando-se um íon positivo ou cátion: 
M(g) M(g)1+ + 1e (potencial de ionização) 
 Átomo cátion 
 
- um átomo ganha elétrons, formando um íon negativo ou ânion: 
X(g) + 1e X(g)1- (afinidade eletrônica) 
 Átomo ânion 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
35
Se o elétron é perdido por M(g) e ganho por X(g), todo o processo pode ser 
representado por: 
 M(g) + X(g) M(g)1+ + X(g)1- 
 
 Os íons M(g)1+ e X(g)1- formados são atraídos eletrostáticamente formando o 
composto iônico: 
M(g)1+ + X(g)1- M1+X1- (g) 
 Cátion Ânion composto iônico 
 
 
• As propriedades dos sais, substâncias que sabemos hoje, serem iônicas, 
sugeriram as primeiras explicações para a ligação iônica. Os sais, em geral, 
são sólidos cristalinos que fundem em temperatura elevada. 
 
• O cloreto de sódio, por exemplo, funde a 801°C. Um sal fundido (isto é, o 
líquido formado na fusão) conduz corrente elétrica. Um sal dissolvido em 
água forma uma solução eletrolítica (solução que conduz corrente elétrica). A 
condutividade elétrica do sal fundido e a da solução salina, é resultado do 
movimento dos íons nos líquidos, o que sugere a possibilidade de os íons 
existirem nos sólidos, unidos pela atração de cargas elétricas opostas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
36
 
 
 
 
Em um composto iônico, os cátions e ânions não estão arranjados aos 
pares mas sim, ordenados em três dimensões (figura). 
 
 
FIG. O cristal de cloreto de sódio. Cada cátion sódio está circundado por 
seis ânions cloreto e cada ânion cloreto por seis cátions sódio. 
 
Notação de Lewis 
 
• A equação da transferência de elétrons entre o Na e o Cl pode ser 
simplificada utilizando-se a notação de Lewis para átomos e íons 
monoatômicos. Na notação de Lewis os elétrons da camada de valência de 
um átomo, ou íon, são representados por pontos colocados em torno do 
símbolo do elemento. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
37
 
• Na Tabela aparecem os símbolos da notação de Lewis correspondentes à 
configuração eletrônica da camada de valência dos átomos do segundo e do 
terceiro períodos. Os pontos são colocados um de cada lado do símbolo do 
elemento até que todos os quatro lados estejam ocupados. 
 
• Depois, os pontos são colocados aos pares até se completarem todos os 
elétrons de valência. 
A equação que representa a transferência de elétron do átomo de sódio 
para o de cloro é: 
 
: :
..
..
-:
..
..
. .Na + Cl Na +
 + [ Cl ] 
 
 
 
TABELA Notação de Lewis para os Átomos do Segundo e do Terceiro 
Períodos 
 
 
IA 
ns1 
IIA 
ns2 
IIIA 
ns2np
1 
IVA 
ns2np
2 
VA 
ns2np
3 
VIA 
ns2np
4 
VIIA 
ns2np
5 
VIIIA 
ns2np
6 
é valência 1 2 3 4 5 6 7 8 
 Lewis 
 
Li Be B C N O F Ne
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
.
. .
. .. .
.
..
.
...
.
..
.
....
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
38
 
 
 
Exemplo 2.1 Notação de Lewis para Representar Formação de Ligação 
Iônica 
Utilize a notação de Lewis para representar a transferência de elétrons do 
átomo de magnésio para o de flúor e a formação dos íons. 
RESOLUÇÃO 
O átomo de magnésio perde dois elétrons. Como o átomo de flúor só pode 
aceitar um elétron, completando a sua camada de valência, é preciso que 
dois átomos de flúor participem da transferência de elétrons. 
 
Vários exemplos da formação de outros compostos iônicos serão vistos 
em sala de aula. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
39
 
 
REGRA DO OCTETO 
Esta Teoria afirma que todo átomo será estável se apresentar 8 elétrons 
na última camada eletrônica, para tanto, o átomo pode ganhar, perder ou 
compartilhar seus elétrons de valência. 
Exemplo: 
11Na 
1s2 
2s2 2p6 
3s1 
 
Perde elétrons 
11Na
1+ 
1s2 
2s2 2p6 
 
17Cl 
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p5 
 
 
Ganha elétrons 
 
17Cl 
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p6 
 
Conhecendo-se o número de elétrons de valência é possível determinar a 
tendência de cada átomo. 
 
 
 
IA 
ns1 
IIA 
ns2 
IIIA 
ns2np1 
IVA 
ns2np2 
VA 
ns2np3 
VIA 
ns2np4 
VIIA 
ns2np5 
VIIIA 
ns2np6 
é valência 1 2 3 4 5 6 7 8 
tendência perder perder perder Compar-
tilhar 
ganhar ganhar ganhar Não 
possui 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
40
 
 
 
Energia Envolvida na Ligação Iônica 
 
Faz-se necessário analisar as variações de energia envolvidas na formação da ligação 
iônica. Desta forma, entende-se porque alguns átomos formam ligações iônicas e de outros não. 
A ligação dos átomos deve provocar diminuição líquida de energia, pois o átomo ligado deve ser 
mais estável e, por isto, ter energia mais baixa que o átomo não ligado. Utilizaremos, novamente 
como exemplo, a formação da ligação iônica entre o átomo de sódio e o átomo de cloro. 
 
Podemos imaginar que ela ocorra em duas etapas: 
1ª - Um elétron é transferido entre os dois átomos separados, formando íons. 
2ª - Os íons se atraem mutuamente para formar a ligação iônica. 
 
Na verdade, as duas etapas ocorrem simultaneamente. Porém, a quantidade líquida de 
energia envolvida é a mesma, quer em etapas sucessivas, quer em etapas simultâneas. 
A primeira etapa envolve a remoção do elétron 3s do átomo de sódio e a adição deste elétron à 
camada de valência do átomo de cloro. A remoção do elétron do átomo de sódio exige energia, 
que corresponde à primeira energia de ionização do átomo de sódio, que é igual a 496 kJ/mol. A 
adição do elétron ao átomo de cloro libera energia, que corresponde à afinidade eletrônica do 
átomo de cloro, igual a –349 kJ/mol. 
Podemos notar que é preciso mais energia para remover o elétron do átomo de sódio, do 
que a que se ganha pela adição do elétron ao átomo de cloro. Concluímos, através destes 
dados, que a formação dos íons a partir dos átomos neutros não é, por si só, energeticamente 
favorável. Deve-se dispor de um extra de energia, de pelo menos 147 kJ/mol, que corresponde a 
(496 – 349) kJ/mol para formar os íons. 
Porém, quando os íons positivoe negativo se unem há um desprendimento de energia 
mais do que suficiente para atender à necessidade mencionada (147 kJ/mol) . O que determina, 
principalmente, a energia liberada quando há ligação entre os íons, é principalmente, a atração 
entre os íons de cargas opostas. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
41
 
O sinal negativo significa que há liberação de energia. Esta energia corresponde à energia 
de formação de um par iônico. Para exprimir a energia de formação de um mol de NaCl 
devemos multiplicar o valor encontrado pela Constante de Avogadro, 6,02 x 1023 mol-1. 
Obteremos – 493 kJ/mol, que equivale à energia liberada quando um mol de Na+ e um mol de 
Cl- se reúnem para formar um mol de NaCl (Fig., Etapa 2a). O valor desta energia é 
aproximado, devido à hipótese simplificada feita para o cálculo. 
1 mol de NaCl(s)
1 mol de Na + 1 mol de Cl
Etapa 1
147 kJ
1 mol de Na + 1 mol de Cl
+
energia líquida
liberada = -639kJ
etapa 2b
-292 kJ
etapa 2a
- 493 kJ etapa 2
-786 kJ
1 mol de pares de íons Na Cl+
-
 
 
 FIG. Energias na ligação iônica. 
 
• A transferência de um elétron do átomo de Na para o átomo de Cl não é 
energeticamente favorável; se faz com 147 kJ/mol de energia (Etapa 1). 
• Porém, quando os íons com cargas opostas se reúnem, formando um par de íons, 
há a liberação de 493 kJ/mol de energia (Etapa 2a). Há ainda uma liberação extra 
de energia (293 kJ/mol) quando os pares de íons se organizam no cristal sólido 
(Etapa 2b). 
• A energia da rede é desprendida quando um mol de Na+ e um mol de Cl- reagem 
para dar NaCl(s); o desprendimento é de 786 kJ/mol. A formação de NaCl é 
energeticamente favorável, quando se considera o processo global, desprendendo 
639 kJ/mol de energia, tendo-se inicialmente os átomos de Na e de Cl na fase 
gasosa. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
42
• A ligação dos pares de íons não cessa a atração entre íons com cargas opostas. A 
atração máxima entre estes íons, combinada com a repulsão mínima entre os íons 
de mesmo sinal, ocorre com a formação do sólido cristalino. Há então um 
desprendimento adicional de energia (Fig., Etapa 2b). 
• A energia liberada quando um sólido cristalino se forma a partir dos seus íons livres 
está relacionada à energia da rede do sólido. A energia da rede é a variação de 
energia que ocorre quando o sólido iônico é separado em íons isolados na fase 
gasosa. No caso do cloreto de sódio temos 
NaCllll(s) →→→→ Na+(g) + Cllll-(g) 
 
Essa análise de energia mostra que dois elementos se ligam através de ligação iônica, se a 
energia de ionização de um for bastante pequena e a afinidade eletrônica do outro for 
suficientemente grande e negativa. Esta situação é a que existe entre metal reativo (que tem 
energia de ionização baixa) e um não-metal reativo (que tem afinidade eletrônica muito grande e 
negativa). Em geral, a ligação entre um metal e um não-metal é iônica. 
 
 
 
LIGAÇÕES COVALENTES 
 
Até agora, analisamos as substâncias iônicas que são, nos casos típicos, 
sólidos com ponto de fusão elevado. Muitas substâncias, porém, são moleculares – 
gases, líquidos ou sólidos de ponto de fusão baixo – constituídas por moléculas 
bem definidas. A molécula é grupo de átomos, na maioria das vezes, de átomos de 
não-metais, fortemente unidos por ligações químicas. As forças que mantêm os 
átomos unidos nas substâncias moleculares, não podem ser explicadas com base 
na atração de íons. 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
43
Exemplo óbvio é o da molécula de H2, na qual dois átomos de hidrogênio estão 
estreitamente unidos e não existem íons. Gilbert Newton Lewis, em 1916, propôs 
que as intensas forças atrativas entre os dois átomos de uma molécula eram o 
resultado de uma ligação covalente, ou seja, de uma ligação química formada 
pelo compartilhamento de um par de elétrons entre os átomos. 
 
Descrição das ligações covalentes 
Consideremos a formação da ligação covalente entre dois átomos de hidrogênio 
para dar as moléculas de H2. Quando os átomos se aproximam um do outro, os 
seus orbitais 1s começam a se superpor. Cada elétron pode então ocupar o 
espaço em torno de ambos os átomos. Em outras palavras, os dois elétrons podem 
ser compartilhados pelos dois átomos (Fig.). Os elétrons são atraídos, 
simultaneamente, pelas cargas positivas dos dois núcleos de hidrogênio. Esta 
atração que une os elétrons aos dois núcleos é a força que mantém unidos os dois 
átomos. Embora não existam íons na molécula de H2, a força que mantém unidos 
os dois átomos pode ser considerada proveniente da atração de partículas 
opostas: os núcleos e os elétrons. 
 
 
FIG. Distribuição de probabilidade dos elétrons para a molécula de H2. Os elétrons 
ocupam o espaço em torno dos dois átomos. 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
44
 
Fórmulas de Lewis 
 
A formação da ligação covalente na molécula de H2 pode ser representada como 
se segue: 
H. + . H → H : H 
 
Utiliza-se a notação de Lewis para os átomos de hidrogênio e representa-se 
a ligação covalente por um par de pontos. Não nos esqueçamos de que os elétrons 
da ligação covalente passam parte do tempo na região de influência de cada 
átomo. Neste sentido, cada átomo na molécula do H2, tem a configuração 
eletrônica do hélio (1s2). 
A formação de uma ligação entre o H e o Cl para dar a molécula de HCl pode ser 
representada de maneira semelhante. 
H + Cl H Cl..
. .
.
.
.
. . . .
. .
.
.
.
 
 
• Quando os dois átomos se aproximam um do outro, os elétrons 
desemparelhados de cada um deles emparelham-se mutuamente e 
formam a ligação covalente. 
• O par de elétrons é compartilhado pelos dois átomos. Cada átomo 
assume a configuração eletrônica de um gás nobre, tendo o átomo 
de hidrogênio dois elétrons na sua eletrosfera (como o He), e o 
átomo de Cllll oito elétrons na sua camada de valência (como o Ar). 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
45
A fórmula que usa a notação de Lewis para representar os elétrons de valência é 
uma fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica. O par de elétrons, representado 
pelo par de pontos nas fórmulas, é um par ligante se o par de elétrons for 
compartilhado por dois átomos ou um par isolado ou não-ligante se o par de 
elétrons que fica ligado a um só átomo e que não é compartilhado. 
Na fórmula estrutural, ou fórmula de Cooper, cada par ligante é representado 
por um traço. 
 
Ligação Covalente Dativa ou Coordenada 
 
A ligação covalente dativa ou coordenada, é o compartilhamento de um par 
de elétrons entre dois átomos, sendo que este par é de apenas um dos átomos da 
ligação, o qual já completou seu octeto (camada de valência completa). 
A ligação covalente dativa ou coordenada não é essencialmente diferente de 
outras ligação covalentes; envolve também, o compartilhamento de um par 
elétrons entre dois átomos. 
Este tipo de ligação é muito comum nos oxiácidos (ácidos que contêm 
oxigênio), cuja fórmula geral é HxEOy, como por exemplo, H2SO4 (ácido sulfúrico), 
HNO3 (ácido nítrico), etc. 
Há uma regra geral, para se fazer às fórmulas estruturais dos oxiácidos, cujas 
etapas estão listadas abaixo: 
1) Ligar ao elemento E (por ligação covalente), tantos –O – H , quantos forem os 
hidrogênios da fórmula do oxiácido;2) Ligar ao elemento E, os oxigênios remanescentes: 
a) Por dupla ligação, se o elemento E não tiver completado seu octeto, ou 
b) Por ligação dativa, se o elemento E tiver completado seu octeto. 
Vários exemplos da aplicação desta regra serão vistas em sala de aula. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
46
 
Regra do Octeto e Estrutura de Lewis 
Na medida do possível, a estrutura de Lewis deve mostrar que a 
regra do octeto é obedecida. Mas, em algumas moléculas a regra do 
octeto não é obedecida. 
Exemplo: PCl3 e PCl5 
15P 
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p3 
17Cl 
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p5 
Estrutura de Lewis 
 
 
possui 3 elétrons 
desemparelhados 
 
possui 1 elétron 
desemparelhado 
 
• Para a formação do PCl3 cada átomo de cloro está compartilhando 1 elétron 
com cada elétrons desemparelhado do fósforo. 
• Para formação de PCl5 é preciso que o átomo de fósforo possua cinco 
elétrons desemparelhados. Para que isso ocorra os elétrons de valência do 
fósforo são excitados. 
15P 
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p3 3d0 
 
 
• Nesta configuração, o fósforo pode acomodar cinco átomos de cloro ao seu 
redor. A expansão da camada de valência, como é chamada, somente é 
possível se o átomo possuir nd ou (n-1)d vazios, que podem ser usados 
além dos orbitais ns e np. 
P..
. .
..
Cl
ClCl .. ....
.
.
.
.
..
..
..
..
..
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
47
 
 
Ligações Covalentes Polares, Eletronegatividade 
 
A ligação covalente envolve o compartilhamento de pelo menos um par de 
elétrons entre dois átomos. Quando os átomos são iguais, isto é, quando têm a 
mesma capacidade de atrair elétrons, ou a mesma eletronegatividade, como no 
caso da ligação H – H do H2, os elétrons da ligação são compartilhados igualmente 
pelos dois átomos, ou seja, os elétrons passam iguais intervalos de tempo nas 
vizinhanças de cada átomo, neste caso a ligação pode ser denominada ligação 
covalente apolar. 
Quando os dois átomos são de elementos químicos diferentes, os elétrons 
não são compartilhados por igual, pois os átomos têm necessariamente, diferentes 
atrações por elétrons, ou seja, diferentes eletronegatividades. 
 
Ligação covalente polar é a ligação covalente na qual os elétrons de 
ligação passam mais tempo nas proximidades de um átomo do que nas do outro. 
Os elétrons estarão mais próximos do átomo que possuir maior eletronegatividade 
(maior atração por elétron). 
Pode-se considerar a ligação covalente polar como a ligação intermediária 
entre a ligação covalente apolar, e a ligação iônica. 
Exemplos: 
 . . . . 
 H : H H : Cl : Na+ [:Cl- :] 
 . . . . 
covalente apolar covalente polar iônica 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
48
 
 
 
Os pares de elétrons ligantes são igualmente compartilhados no H2, 
desigualmente compartilhados no HCl e essencialmente não compartilhados na 
NaCl. Assim, é possível ordenar as diferentes ligações numa transição gradual da 
ligação covalente apolar até a ligação iônica. 
Resumindo, quando não há diferença de eletronegatividade entre os dois 
átomos que se ligam, ou seja, quando são átomos do mesmo elemento químico, a 
ligação será covalente apolar. A ligação química será tanto mais polar (fortemente 
polar), quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos que 
se ligam. 
 Diferença de eletronegatividade tipo de ligação 
 Zero a 0,4 --------------------------------- ligação covalente apolar 
 Entre 0,4 e 1,7 ------------------------------- ligação covalente polar 
 Maior que 1,7 --------------------------------- ligação iônica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
49
BALANÇO DE CARGA 
 
A separação das cargas em um átomo possui relação direta com suas 
propriedades. Dois métodos aproximados são considerados úteis para a 
determinar a carga de cada átomo. 
1- Método da Carga Formal 
Consiste em determinar a diferença entre a carga no átomo isolado e no átomo 
ligada. Esta diferença, positiva ou negativa, é a carga do átomo. 
2- Metodo do Número de Oxidação – NOX 
Neste método, alguns átomos possuem carga fixa. A partir destes se determina 
a carga dos demais elementos. 
 
NOX fixo – Metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) NOX +1 
 Metais alcalinos Terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) NOX +2 
 Alumínio NOX +3 
 Em uma substância simples o NOX do elemento é zero 
Alem dessas, o hidrogênio é geralmente +1 e o oxigênio é geralmente –2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
50
 
 
A formação de uma ligação sempre ocorre com liberação de energia . Para se 
quebrar uma ligação covalente, é necessário fornecer uma quantidade de energia 
igual à liberada quando essa ligação é formada. 
H
H
H
HC H Cl H O H
 
Nem todos os elétrons de valência estão envolvidos nas ligações covalentes, 
aqueles elétrons que não tem participação na formação das ligações químicas são 
denominados não-ligantes. 
Fórmulas estruturais dos compostos são representados da seguinte forma: 
C
H
H
H C
H
O H
H
O HH ClH Cl Cl H HC
H
H
H
H
 
Os elementos mais comumente encontrados em compostos orgânicos e 
o número de ligações que eles normalmente fazem são: 
C (4), N (3), O e S (2), H, F, Cl, Br e I (1). 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
51
 
Os átomos podem também se unir por meio de ligações duplas e tríplices. As 
quatro ligações covalentes do carbono podem ser realizadas da seguinte 
forma: 
C
H
H
C C
H
H
C
H
H
H
H CH C HC
H
H
C
H
H
4 simples 1 dupla e 2 simples 1 tríplice e 1 simples 2 duplas
 1 dupla e 2 simples
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
52
 
HIBRIDIZAÇÀO DOS ORBITAIS E FORMA TRIDIMENSIONAL 
DAS MOLÉCULAS 
 
ORBITAIS HÍBRIDOS SP3 
O composto orgânico mais simples é o gás metano CH4. Os hidrogênios 
devem ligar-se ao carbono por meio de ligações simples, denominadas ligações 
sigma ( σσσσ ). No estado fundamental, a configuração eletrônica do átomo de 
carbono é 1s2 2s2 2p2. Com essa distribuição eletrônica, o carbono não é capaz de 
se ligar a quatro átomos de hidrogênio, mas apenas a dois. Par melhor 
compreensão desse fato, basta representar os orbitais em formas de “ caixas ” , 
como mostrado a seguir: 
2s 2px 2py 2pz
estado fundamental
2s 2px 2py 2pz
 estado excitado
 
No entanto, se um elétron do orbital 2s for transferido para o orbital 2p vazio, o 
carbono passará a Ter quatro elétrons desemparelhados ( estado excitado ),sendo, portanto, capaz de fazer quatro ligações. Ë assim, que se explica a 
tetravalência do átomo de carbono. 
O que acontece na verdade, é uma hibridização dos orbitais denominados 
híbridos sp3. Esses orbitais são todos iguais, e o ângulo entre eles é de 109,47°. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
53
z
x
y
p p
p
s
sp3
sp3
sp3
sp3
+ 4 H
H
H
H
H
 
 
 
Combinação de três orbitais p e um orbital s, para formar quatro orbitais 
híbridos sp3, e representação da interpenetração do orbital 1s de quatro átomos 
de hidrogênio com os orbitais sp3 do carbono, para formar o metano. A geometria 
da molécula de metano é, portanto, representada da seguinte forma: 
C
H
H
H
H
Ligação no plano do papel
Ligação atrás do plano
Ligação na frente do plano
 
O átomo de carbono ocupa o centro de um tetraedro, e os átomos de 
hidrogênio ocupam os seus vértices. 
 O ângulo entre as ligações H-C-H é de 109,47°°°°, sendo denominado 
tetraédrico. Este é o arranjo espacial em que a distância entre os átomos de 
hidrogênio é máxima e conseqüentemente, a repulsão entre os elétrons das 
ligações C-H é minimizada. 
Assim, as ligações sigma entre o carbono e os hidrogênios na molécula 
do metano são formadas pela superposição dos orbitais 2sp3 do carbono 
com os orbitais 1s da cada hidrogênio. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
54
Todo carbono que se encontrar ligado a quatro outros átomos ou grupo 
de átomos apenas por meio de ligações σσσσ, terá hibridização sp3, e geometria 
tetraédrica. A distância da ligação em compostos saturados (sp3-sp3) é de 
1,54 Å. 
 
Outros elementos como o oxigênio e o nitrogênio também podem ter 
hibridização sp3. A distribuição eletrônica antes e depois da hibridização dos 
orbitais são as seguintes: 
1s
O
2s 2px 2py 2pz 2s
2sp3
1s
N
2s 2px 2py 2pz 2s
2sp3
 
4 O oxigênio contém dois elétrons desemparelhados, ele poderá fazer duas ligações 
σ. O ângulo observado entre as ligações H-O-H é de 104,5°, inferior ao ângulo tetráédrico 
de 109,47°. A redução do ângulo é explicada em razão da maior repulsão entre os 
elétrons não-ligantes. 
4 Na molécula de amônia ( NH3), os ângulos entre as ligações H-N-H observados 
são de 107°, ou seja, também menores que 109,47°. 
A geometria da molécula de água é denominada angular e da amônia é 
piramidal. 
O
HH
104,5o
N
H
H H
107o
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
55
ORBITAIS HÍBRIDOS SP2 
O Hidrocarboneto mais simples representativo de moléculas que apresentam 
átomos de carbono com hibridização do tipo sp2 é o eteno ( CH2=CH2 ). 
Os átomos de carbono encontram-se ligados por meio de uma ligação, sendo uma 
delas do tipo σσσσ e a outra do tipo pipipipi. A fórmula estrutural para este composto é a 
seguinte: 
C
H
H
C
H
H
116,6o
121,7o
 
4444 Nesse caso, o orbital 2s e dois orbitais 2p de carbono são combinados para 
formar três orbitais híbridos sp2. Estes orbitais são direcionados para os vértices de um 
triângulo equilátero, o ângulo entre esses orbitais é de 120°, e o orbital 2p que não 
participou da hibridização permanece perpendicular ao plano ocupado pelos orbitais 
híbridos. 
Combinação de dois orbitais p e um orbital s para formar três orbitais híbridos 
sp2. 
z
x
y
p p
p
s
hibridização
sp2
sp2
sp2
p
p
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
56
A combinação dos orbitais sp2 e p de dois átomos de carbono e quatro átomos de 
hidrogênio ( orbital s ) para formar o eteno. Todo átomo de carbono que formar uma 
ligação dupla apresentará hibridização sp2. A energia da ligação C-C no ETANO é de 
83 Kcal/mol; C=C no ETENO (acetileno) é apenas 143 Kcal/mol e o comprimento da 
ligação C=C é 1,33 Å. 
 
sp2
sp2
sp2
p
p
sp2
sp2
sp2
p
pH
H H
H
p
p
sp2
sp2
sp2
p
p
H
H
H
H
2 átomos de carbono sp2 formam a ligação
 σ ( sp2-sp2) por meio da superposição
frontal, enquanto a interpenetração lateral
entre os orbitais 2p resulta na formação da
ligação pi. Os orbitais 2sp2 restantes
combinam-se com os orbitais 1s dos átomos
de hidrogênio completando desta forma as
valências dos átomos de carbono na mólecula
de eteno.
 
ORBITAIS HÍBRIDOS SP 
O átomo de carbono que se liga a outros átomos por meio de duas ligações σ 
e duas pi apresenta hibridização sp. Neste caso, um orbital 2s combina-se com um 
orbital 2p para formar dois orbitais híbridos sp, sendo o ângulo entre eles de 180°. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
57
Os outros dois orbitais 2p que não participam da hibridização encontram-se 
perpendiculares ao plano dos orbitais sp. 
 
O hidrocarboneto mais simples em que o carbono apresenta hibridização sp é 
o acetileno (HC≡CH). A ligação σ ( C-C) é formada pela superposição frontal dos 
orbitais híbridos sp de cada um dos átomos de carbono, enquanto as duas ligações 
pi (C-C) são formadas pela superposição lateral entre os orbitais 2p paralelos de 
cada carbono. A energia da ligação C≡C é de 194 Kcal /mol e o comprimento da 
ligação é de 1,20 Å. 
As ligações σ (C-H) são formadas pela combinação dos orbitais 1s dos 
hidrogênios com os orbitais sp dos carbonos. 
 
A hibridização sp para os átomos de carbono não se restringe à formação de 
ligação tríplice Carbono-Carbono. O átomo central do aleno ( CH2=C=CH2) 
também apresenta hibridização sp. 
C
H
H
C C
H
H
CH C H
sp2 sp sp2 sp sp
H C N
sp sp
 
GEOMETRIA MOLECULAR 
 
1. Moléculas com 2 átomos são sempre lineares 
 
Ex.: H2, O2, HCl, HF...... 
 
 
2. Moléculas com 3 átomos são lineares se não sobrarem elétrons no átomo 
central 
= apolares 
≠≠≠≠ polares 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
58
 
Ex.: CO2, CS2 
 
3. Moléculas com 3 átomos são angulares se sobrar elétrons no átomo central 
 
Ex.: H2O, SO2, H2S 
 
4. Moléculas com 4 átomos são trigonais planas se não sobrarem elétrons no 
átomo central 
Ex.: SO3, BF3 
5. Moléculas com 4 átomos são piramidais se sobrarem elétrons no átomo 
central 
Ex.: NH3, PCl3 
 
6. Moléculas com 5 átomos sem sobrarem elétrons no átomo central são 
tetraédricas 
Ex.; CH4, CHCl3 
 
FÓRMULAS ESTRUTURAIS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS E ISOMERIA 
CONSTITUCIONAL 
Existem várias maneiras de se representarem as fórmulas estruturais dos compostos 
orgânicos, no caso do composto de fórmula molecular C3H8. 
H
H
HH
H
H
H
C
 C
H
 C
H
H
CC
H
H
C H
H
H
H CH3CH2CH3
Estrutura dos pontos Fórmula de traços Fórmula condensada Fórmula de linhas
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
59
 
ISOMERIA CONSTITUCIONAL 
 
A fórmula molecular de um composto representa apenas os tipos e a 
quantidade de átomos que entram na sua constituição. Já a fórmula estrutural 
mostra, o arranjo dos átomos e a seqüência de ligações entre eles, informa como 
os átomos estão ligados entre si. Exemplo: C4H10 
CH3CH2CH2CH3 CH3CHCH3
CH3
 
 n-butano metilpropano 
Esses compostos têm a mesma fórmula molecular, mas por suasfórmulas 
estruturais, fica evidente que as seqüências com que os átomos estão ligados entre si 
são diferente, eles são denominados ISÔMEROS CONSTITUCIONAIS. 
Exemplo: C2H6O 
 
CH3CH2OH H3C O CH3
 
 álcool etílico éter etílico 
 
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES COVALENTES E DAS MOLÉCULAS 
 
 Em moléculas como hidrogênio ( H2 ) ou cloro ( Cl2 ), formadas por átomos de um 
mesmo elemento químico, o compartilhamento pelo par de elétrons da ligação covalente 
ocorre de modo igual, não há diferença de eletronegatividade entre as espécies, a ligação 
é denominada COVALENTE APOLAR. 
 
 No caso de ligações formadas por átomos que possuem eletronegatividades 
diferentes, o compartilhamento pelo par de elétrons da ligação covalente ocorrerá de 
modo desigual. O átomo de maior eletronegatividade exercerá maior atração sobre o 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
60
par de elétrons, desenvolvendo, uma carga parcial negativa ( δδδδ- ), o átomo menos 
eletronegativo uma carga parcial positiva ( δδδδ+ ), a ligação é COVALENTE POLAR. 
 
ELETRONEGATIVIDADE: F > O > Cl; N > Br > C , H 
 
δδδδ+ HCl δδδδ- 
Esta molécula tem caráter dipolar. A polaridade da ligação no H-Cl é medida 
pelo momento de dipolo. É possível expressar a polaridade das ligações por 
meio de uma representação vetorial, este vetor é direcionado da extremidade 
negativa da ligação para a positiva. 
H Cl C
H
HH
H
C
Cl
ClCl
Cl
C
H
HH
Cl
 
µ = 4,42x10-30 C m µ = 0 µ = 6,20x10-30 C m µ = 0 
 
• As moléculas podem ser classificadas quanto à sua polaridade em polares 
ou apolares. 
Uma molécula é considerada polar quando se orienta na presença de um 
campo elétrico externo, e apolar quando não se orienta. 
A polaridade de uma molécula pode ser determinada teoricamente, através de 
seu vetor momento dipolar resultante, isto é, pela soma dos vetores de cada 
ligação polar da molécula.1 
 
1
 O caráter iônico, ou seja, a polarização da ligação, é caracterizada por uma grandeza denominada momento dipolar, ou dipolo 
elétrico, que normalmente é representada por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o elemento 
mais eletronegativo. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
61
Uma maneira prática de se determinar a polaridade de moléculas é 
através da observação da simetria molecular, conforme esquema abaixo: 
 
Molécula simétrica ⇒⇒⇒⇒ Molécula apolar 
N.º de pares eletrônicos ao redor do átomo central é igual ao N.º de grupos iguais 
ligados ao átomo central. 
 
Molécula assimétrica ⇒⇒⇒⇒ Molécula polar 
N.º de pares eletrônicos ao redor do átomo central é diferente do n.º de grupos 
iguais ligados ao átomo central. 
 
 EFEITO INDUTIVO: Numa ligação covalente simples, o par eletrônico que forma a 
ligação sigma nunca é repartido de maneira igual entre os dois átomos. 
 
ÁTOMOS ELETRONEGATIVOS : EXERCEM EFEITOS INDUTIVOS NEGATIVOS ⇐ 
RETIRAM ELÉTRONS 
 
GRUPOS ALQUILA: ( -CH3 ) EXERCEM EFEITO INDUTIVO POSITIVO ⇐ SÃO 
DOADORES DE ELÉTRONS 
 
EFEITO MESOMÉRICO: OCORREM SOMENTE EM SISTEMAS INSATURADOS, 
ESPECIALMENTE CONJUGADOS, VIA SEUS ORBITAIS pipipipi. 
EX.: GRUPOS CARBONILAS, COMPOSTOS AROMÁTICOS, E OUTROS. 
 
 
 
 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
62
PROPRIEDADES FÍSICAS E FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
Forças intermoleculares são as que resultam da interação entre moléculas, 
no estado líquido e no estado sólido. São essas forças que mantêm as moléculas 
unidas num líquido e num sólido. 
Quanto maior for a intensidade das forças intermoleculares, maior será a 
energia necessária para provocar mudança de estado físico e, consequentemente, 
maiores serão os pontos de fusão e de ebulição dos compostos moleculares.2 
As forças intermoleculares são genericamente denominadas forças de van 
der Waals 3. As atrações existem tanto em substâncias formadas por moléculas 
polares como por moléculas apolares, mas nessas últimas a explicação foi dada 
por Fritz London apenas em 1930. 
As forças atrativas intermoleculares, ou seja, as ligações intermoleculares, 
podem ser classificadas em: 
• Interação dipolo permanente – dipolo permanente (ou dipolo – dipolo) 
• Interação dipolo induzido – dipolo – induzido ou forças de dispersão de 
London 
• Pontes de hidrogênio 
 
 
 
 
 
2
 Durante uma mudança de estado ocorre simplesmente afastamento das moléculas, ou seja, somente as forças intermoleculares 
são rompidas. 
3
 Este nome foi dado às forças intermoleculares em homenagem ao físico holandês Diderik van der Waals, que em 1873 
reconheceu a existência de forças atrativas e repulsivas fracas no gás real. Há muita divergência entre os autores em relação ao 
uso da denominação forças de van der Waals. Alguns consideram somente as interações dipolo induzido- dipolo induzido como 
forças de van der Waals; outros incluem nessa denominação também as interações dipolo permanente – dipolo permanente: 
finalmente, há os que incluem também as pontes de hidrogênio nessa denominação. 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
63
Forças dipolo permanente – dipolo permanente ou dipolo – dipolo 
 
Esse tipo de força intermolecular é característico de moléculas polares. É o 
que acontece, por exemplo, no HCl sólido. Essa interação é a mesma que ocorre 
entre os íons Na+ e Cl- no retículo do NaCl (ligação iônica), porém com menor 
intensidade. Alguns exemplos de substâncias polares em que suas moléculas 
interagem por dipolo – dipolo: HCl , HBr , H2S , CO , HCCl3 , SO2 
- +
+ - + -
 
 
Interações dipolo permanente – dipolo permanente 
 
Forças dipolo induzido – dipolo induzido 
Essas forças ocorrem em todos os tipos de moléculas, mas são as únicas 
que acontecem entre moléculas apolares. 
 
+ - + -+ -
 
molécula apolar isolada dipolos induzidos (instantâneos) 
 
Distorção da nuvem eletrônica das moléculas apolares. Formação de dipolos 
induzidos. 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral 
www.teleduc.univali.br/ materiais apoio 
64
• Considerando uma molécula apolar isolada (estado gasoso), percebe-se que 
ela não apresenta pólos, mas, em uma substância formada por esse tipo de 
moléculas no estado sólido ou líquido, devido à sua maior proximidade, 
ocorrerá uma deformação momentânea nas nuvens eletrônicas, originando 
pólos negativo e positivo. Alguns exemplos de substâncias formadas por 
moléculas apolares que interagem por forças intermoleculares dipolo 
induzido – dipolo induzido: H2, O2 , F2, Cl2, CH4 , CO2. 
 
Pontes de Hidrogênio 
A ponte de hidrogênio, por ser muito mais intensa, é um exemplo extremo da 
interação dipolo – dipolo , e ocorre em moléculas que apresentam átomos de 
hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, que por serem 
altamente eletronegativos, originam dipolos muito acentuados. 
 
H
F
H
F H
F
H
F
δ
δ
δ
δ
δ
δ
δ
δ-
+
-
-
-
+
+
+
 
FIG. Pontes de hidrogênio no HF (liqüefeito ou sólido) 
 
Profa. Márcia Gilmara Marian Vieira Química Geral