quimica geral unidade 1

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UNIDADE 1
ESTRUTURA ATÔMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir desta unidade você será capaz de:
•	 identificar	os	modelos	atômicos	e	as	unidades	fundamentais	da	matéria;
•	 reconhecer	a	organização	atual	dos	elementos	químicos	na	tabela	periódi-
ca;
•	 utilizar	o	Diagrama	de	Linus	Pauling;	identificar	o	número	de	elétrons	da	
camada	de	valência	dos	elementos	químicos	e	os	quatro	números	quânti-
cos;
•	 estudar	a	estabilidade	química	dos	elementos	químicos	através	da	Regra	
do	Octeto	e	de	suas	exceções;
•	 diferenciar	e	realizar	as	ligações	iônicas,	ligações	covalentes	ou	molecula-
res	e	as	ligações	metálicas.
Esta	unidade	está	dividida	em	três	tópicos.	Em	cada	um	deles	você	encontrará	
atividades	visando	à	compreensão	dos	conteúdos	apresentados.
TÓPICO	1	–	MODELOS	ATÔMICOS
TÓPICO	2	–	TABELA	PERIÓDICA
TÓPICO	3	–	LIGAÇÕES	QUÍMICAS
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TÓPICO 1
UNIDADE 1
ESTUTURA ATÔMICA
1 INTRODUÇÃO
Olá,	caro	acadêmico!	Iremos	iniciar	o	estudo	da	estrutura	atômica,	ou	seja,	
estudaremos	a	estrutura	do	átomo.	Afinal,	você	já	deve	ter	ouvido	falar	em	átomo,	
correto?	E	você	sabe	o	que	é	um	átomo?	Então,	convido-o	a	estudá-lo	a	partir	de	
agora.
Desde	os	primórdios	o	homem	tentava	entender	a	origem	da	vida,	a	relação	
entre	o	homem	e	o	seu	meio	e	as	transformações	ocorridas	na	natureza.	Povos	da	
antiguidade	criaram	mitos	e	lendas	sobre	deuses	e	figuras	sobrenaturais.	Com	isso	
explicavam	a	origem	do	mundo,	do	fogo,	da	água,	dos	alimentos	etc.
Foi	na	Grécia,	no	século	V	a.C.,	que	surgiram	as	primeiras	 tentativas	de	
se	entender	os	fenômenos	da	natureza	desvinculados	de	forças	sobrenaturais	ou	
religiosas.
Empédocles,	um	filósofo	grego,	idealizou	a	explicação	da	constituição	da	
matéria.	Para	ele,	a	matéria	era	constituída	por	quatro	elementos	primários:	o	fogo,	
o	ar,	a	água	e	a	terra.	Tais	elementos	sofriam	constantes	mudanças,	porém	eram	
indestrutíveis.
Em	seguida,	Aristóteles	divulgou	sua	ideia	de	que	esses	quatro	elementos	
poderiam	ser	diferenciados	através	de	suas	propriedades:
•	 A	terra	seria	fria	e	seca;
•	 A	água	seria	fria	e	úmida;
•	 O	fogo	seria	quente	e	seco;
•	 O	ar	seria	quente	e	úmido.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
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FIGURA 1 – OS QUATRO ELEMENTOS VITAIS: TERRA, ÁGUA, AR E 
FOGO
FONTE: Disponível em: <https://lh4.googleusercontent.com/
B5LZph5Ghd0/TWj3BVoiTqI/AAAAAAAAB8Y/nq0EDmroH7w/s1600/
imagesCA2FH22G.jpg.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
Assim,	 uma	 substância	 poderia	 ser	 transformada	 em	 outra,	 apenas	
alterando	 suas	 propriedades.	 Ex.:	 a	 chuva	 era	 resultado	 do	 resfriamento	 do	 ar	
quente	e	úmido.
Porém,	por	volta	de	400	a.C.,	os	filósofos	Leucipo	e	Demócrito	divulgaram	
que	a	matéria	seria	formada	por	pequenas	partículas	indivisíveis,	que	seriam:	os	
átomos.
 
A	 alquimia	 foi	 muito	 importante	 para	 o	 desenvolvimento	 da	 química.	
Os	 alquimistas	 criaram	 equipamentos	 de	 laboratório	 e	 desenvolveram	 várias	
metodologias	 para	 a	 obtenção	 de	metais,	 na	 produção	 de	 papiros,	 sabões	 e	 de	
funções	inorgânicas,	como:	o	ácido	sulfúrico,	o	ácido	nítrico,	o	hidróxido	de	sódio	
e	o	hidróxido	de	potássio.
CHYMIA = fundir, moldar. Origem grega.
KHEMEIA = terra ou país. Origem egípcia.
Atualmente,	com	o	avanço	da	tecnologia,	podemos	comparar	os	químicos	
com	os	antigos	alquimistas.
2 OS QUATRO MODELOS ATÔMICOS
Como	 vimos	 anteriormente,	 no	 século	 V	 a.C.,	 Demócrito	 e	 Leucipo	
acreditavam	que	a	matéria	era	constituída	por	pequenas	partículas	 indivisíveis,	
os	átomos.	Porém,	em	1808,	John	Dalton	retomou	essa	ideia	através	de	sua	teoria	
atômica,	 sugerindo	que	os	átomos	eram	esferas	maciças	 (rígidas)	e	 indivisíveis.	
No	final	do	século	passado,	muitos	cientistas	desenvolveram	vários	experimentos	
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
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para	demonstrar	que	os	 átomos	 são	 constituídos	por	partículas	 ainda	menores,	
subatômicas.	(USBERCO;	SALVADOR,	2006).
Modelo	 atômico	 é	 uma	 representação	 gráfica	 que	 procura	 explicar,	 de	
maneira	 científica,	 os	 fenômenos	 relacionados	 à	 composição	 da	matéria	 e	 suas	
formas.	Um	modelo	atômico	tem	como	função	explicar	a	estrutura	microscópica	
da	matéria.
2.1 O MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON
O	cientista	inglês	John	Dalton	(1766-1844)	propôs,	em	meados	de	1800,	o	
modelo	conhecido	como	Teoria Atômica de Dalton:
 
•	 A	matéria	é	constituída	por	pequenas	partículas	esféricas	maciças	e	indivisíveis,	
denominadas	átomos;
•	 Elemento	 químico	 é	 a	 junção	de	 átomos	 com	a	mesma	massa,	 tamanho	 e	 as	
mesmas	propriedades;
•	 Elementos	 químicos	 diferentes	 possuem	 propriedades	 diferentes,	 tais	 como	
tamanho	e	massa;
•	 A	combinação	de	átomos	de	elementos	diferentes	forma	substâncias	diferentes;
•	 Durante	uma	reação	química	os	átomos	não	são	criados,	nem	destruídos,	são	
reorganizados,	formando	novas	substâncias.	
John	Dalton	ficou	conhecido	como	o	“Pai	da	Teoria	Atômica”	e	o	seu	modelo	
ficou	conhecido	conforme	a	Figura	2:
FIGURA 2 - MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON
FONTE: Disponível em: <http://image.slidesharecdn.com/apresentaomodelosatmicos-
elenice 120323132857-phpapp02/95/apresentao-modelos-atmicos-elenice-6-728.
jpg?cb=1332509716.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
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2.2 O MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON
Joseph	John	Thomson	(1856-1940),	no	final	de	1800,	conseguiu	demonstrar	
que	o	átomo	não	era	divisível,	utilizando	uma	aparelhagem	denominada	tubo	de	
raios	catódicos.	Com	base	nas	evidências	deste	experimento,	Joseph	John	Thomson	
concluiu	que:
•	 Os	raios	eram	partículas	(corpúsculos)	menores	que	os	átomos;
•	 Os	raios	apresentavam	carga	elétrica	negativa,	denominadas	elétrons;
•	 O	átomo	era	uma	esfera	maciça,	positiva,	incrustada	de	elétrons	(carga	negativa),	
de	modo	que	a	carga	total	fosse	nula;	
•	 Em	sua	totalidade,	o	átomo	seria	eletricamente	neutro.
Para obter maiores informações sobre o experimento de Joseph John Thomson 
com o Tubo de Raios Catódicos, consulte a referência: USBERCO, João; SALVADOR, Edgar. 
Química. 5. ed. vol. único. São Paulo: Saraiva, 2006.
O	modelo	atômico	de	Joseph	John	Thomson	ficou	conhecido	conforme	a	
Figura	3	ou	“Pudim	de	Passas”.
FIGURA 3 - MODELO ATÔMICO DE THOMSON
FONTE: Disponível em: <https://goo.gl/EoY21V>. Acesso em: 21 jan. 2016.
DICAS
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
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2.3 O MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD
Ernest	 Rutherford	 (1871-1937),	 em	 1904,	 ao	 realizar	 um	 experimento	
com	gás	hidrogênio	(H2),	detectou	a	presença	de	partículas	com	cargas	elétricas	
positivas	ainda	menores,	as	quais	ele	denominou	prótons	(p).
Ele	propôs	que	o	átomo	seria	constituído	no	centro	por	um	núcleo	positivo	
que	continha	a	massa	e	os	nêutrons	do	átomo.	A	região	fora	do	núcleo,	chamada	
de	eletrosfera,	deveria	ser	ocupada	pelos	elétrons	de	carga	negativa,	orbitando	ao	
redor	do	núcleo.	
Este	 modelo	 lembrava	 um	 sistema	 solar,	 conhecido	 como	 modelo	
planetário,	representado	pela	Figura	4.
FIGURA 4 - MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/wp-content/
uploads/2009/08/1 db74253cba.jpg.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
Saiba mais sobre a experiência de Ernest Rutherford utilizando material radioativo 
e uma finíssima lâmina de ouro para verificar se os átomos eram maciços, em: REIS, Martha. 
Completamente Química: Química Geral. São Paulo: FDT, 2001.
DICAS
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
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2.4 O MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR – TEORIA 
ATÔMICA ATUAL
Niels	 Bohr	 (1885-1962)	 desenvolveu	 um	 modelo	 atômico	 partindo	 dos	
seguintes	postulados:
•	 Os	elétrons	movimentam-se	em	órbitas	circulares	ao	redor	do	núcleo	do	átomo;
•	 Cada	órbita	possui	energia	constante,	estacionária.	Os	elétrons	que	estiverem	
nas	órbitas	mais	afastadas	do	núcleo	serão	mais	energéticos;
•	 Absorvendo	certa	quantidade	deenergia,	o	elétron	salta	para	uma	órbita	mais	
energética.	Voltando	à	sua	órbita	original,	perde	a	mesma	quantidade	de	energia,	
na	forma	de	luz	(ondas	eletromagnéticas);
•	 O	núcleo	é	positivo	e	as	órbitas	são	regiões	específicas	disponíveis	para	acomodar	
os	elétrons,	de	carga	negativa,	as	chamadas	camadas	eletrônicas	ou	níveis	de	
energia;
•	 Cada	camada	eletrônica	ou	nível	de	energia	foi	representado	por	uma	letra:	K, 
L, M, N, O, P e Q,	recebendo	um	número	quântico	principal	(n):	1,	2,	3,	4,	5,	6	e	
7,	respectivamente;
•	 Cada	camada	eletrônica	ou	nível	de	energia	comporta	um	número	máximo	de	
elétrons,	conforme	a	figura	a	seguir:
FIGURA 5 - NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS POR CAMADA ELETRÔNICA OU NÍVEL 
DE ENERGIA
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/upload/conteudo/images/
diagrama-de-pauling.jpg.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
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Obs.: A	camada	eletrônica	ou	nível	de	energia	mais	afastada	do	núcleo	é	a	
mais	energética	e	recebe	o	nome	de	Camada de Valência (CV),	vide	Figura	6.
FIGURA 6 - CRESCIMENTO DA ENERGIA NAS CAMADAS ELETRÔNICAS OU NÍVEIS DE 
ENERGIA
FONTE: Disponível em: <http://crv.sistti.com.br/sistema_crv_dotnet/banco_objetos_
crv/%7B43F24AD0-8576-4F99-B6FE-FE558D94B194%7D_1306.gif.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
3 A MATÉRIA
A	matéria	 é	 definida	 como	 tudo	 o	 que	 possui	 massa,	 volume	 e	 ocupa	
lugar	no	espaço.	Se	olharmos	ao	nosso	redor,	perceberemos	que	estamos	cercados	
de	matéria,	como	árvores,	carros,	ar,	alimentos,	água	etc.	Porém,	devemos	ter	o	
cuidado	para	não	confundir	energia	com	matéria.	Energia	não	pode	ser	considerada	
como	matéria,	pois	não	ocupa	lugar	no	espaço.	Existem	vários	tipos	de	energia,	
como	solar,	 elétrica,	 cinética,	 sonora,	mecânica	etc.	Sendo	assim,	energia	é	uma	
transformação,	realização	de	trabalho.
Toda	matéria	é	formada	por	átomos,	e	estes	são	definidos	como	as	menores	
partículas	que	constituem	a	matéria.	Ao	se	definir	a	composição	de	um	material	ou	
substâncias,	consegue-se	identificar	quais	os	átomos	que	a	formam,	ou	seja,	quais	
os	elementos	químicos	que	estão	presentes.
Exemplo:	A	água	do	mar	é	composta	principalmente	por	sais	como	cloreto	
de	sódio	(NaCl),	gases	dissolvidos	como	o	nitrogênio	(N2),	oxigênio	(O2)	e	dióxido	
de	carbono	(CO2),	macronutrientes	como	fósforo	(P)	e	enxofre	(S),	íons	de	magnésio	
(Mg+2),	potássio	(K+1),	cálcio	(Ca+2)	e	sulfato	(SO4)
-2.
A	matéria	é	dividida	em	substâncias	e	misturas.	Confira	as	subdivisões	das	
mesmas.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
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QUADRO 1 - SUBDIVISÕES DAS SUBSTÂNCIAS E MISTURAS
SUBSTÂNCIA	
ELEMENTAR
É	formada	por	um	mesmo	elemento	
químico.
Ex.:	He,	Al,	Fe,	etc.
SUBSTÂNCIA	
PURA
Não	 pode	 ser	 separada, 	 pois	
apresenta	composição	constante.
Ex.:	H2O,	O2,	CO2	etc.
SUBSTÂNCIA	
SIMPLES
É	 formada	por	 átomos	do	mesmo	
elemento	químico.
Ex.:	O3,	N2,	Cl2,	etc.
SUBSTÂNCIA	
COMPOSTA
É	formada	por	átomos	de	elementos	
químicos	diferentes.
Ex.:	Ca(OH)2,	SO3,	Al2(SO4)3,	
etc.
MISTURA
É	a	junção	de	duas	ou	mais	substâncias,	
simples	 ou	 compostas.	 Podem	
ser	 classificadas	 como	misturas	
homogêneas	ou	heterogêneas.	
Ex.:	H2O	+	NaCl,	H2O	+	CO2,	
O2 + N2,	etc.
HOMOGÊNEA
Apresenta	 apenas	 uma	 fase,	 um	
aspecto	visual.
Ex.:	H2O	+	açúcar,	misturas	
de	gases,	ligas	metálicas,	etc.
HETEROGÊNEA
Apresenta	duas	ou	mais	fases,	dois	
ou	mais	aspectos	visuais.
EX:	H2O	+	 óleo,	 EX:	H2O	+	
pedra	+	CO2,	etc.
FONTE: A autora
Para	 finalizar	 este	 conteúdo	 veremos:	 As Partículas Fundamentais da 
Matéria:	Prótons,	Elétrons	e	Nêutrons.
• Prótons: são	partículas	positivas.	Representadas	por: p+
• Elétrons: são	partículas	negativas.	Representadas	por: e-
• Nêutrons: são	 partículas	 neutras,	 ou	 seja,	 não	 apresentam	 carga	 positiva	 ou	
negativa.	São	representadas	por: n.
3.1 DEFINIÇÃO DE ELEMENTO QUÍMICO
A	junção	de	vários	átomos	iguais,	ou	seja,	que	apresentam	o	mesmo	número	
atômico	(Z),	é	chamada	de	Elemento	químico.
O	número	atômico	(Z)	é	a	característica	mais	importante	de	um	elemento	
químico,	pois	ele	indica	o	número	de	prótons	(p)	e	o	número	de	elétrons	(e-)	do	
elemento.
Logo,	em	um	elemento	químico:		Z = p = e-
Traduzindo,	número atômico é igual ao número de prótons e número de 
elétrons.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
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Os	 elementos	 químicos	 são	 representados	 por	 um	 símbolo,	 seguindo	 a	
padronização	da	IUPAC	(União	Internacional	de	Química	Pura	e	Aplicada),	onde	
a	primeira	 letra	do	 elemento	 químico	deve	 ser	maiúscula	 e	 a	 segunda	 letra,	 se	
houver,	deve	ser	minúscula.	Em	relação	à	nomenclatura	dos	elementos	químicos,	
esta	origina	do	latim.		
Todo	elemento	apresenta	um	número	atômico	(Z),	um	número	de	massa	
atômica	(A)	e	um	número	de	nêutrons	(n).	Para	verificar	estas	informações,	basta	
consultar	uma	Tabela	Periódica,	contudo	o	número	de	nêutrons	deve	ser	calculado	
através	da	fórmula	a	seguir:
n = A – Z
Lembrando:	
n = número de nêutrons
A = número de massa atômica
Z = número atômico
Exemplo: 20 Ca 40 n	=	A	–	Z		------	n	=	40	–	20 ------ n = 20
Assim,	 o	 valor	 de	 massa	 atômica	 é	 a	 soma	 do	 número	 atômico	 com	 o	
número	de	nêutrons. A = Z + n
3.1.1 Íons
Os	 elementos	 químicos	 apresentam	 a	 tendência	 de	 perder	 ou	 ganhar	
elétrons	 para	 se	 estabilizar	 quimicamente,	 ou	 seja,	 alcançar	 os	 oito	 elétrons	 na	
camada	de	 valência.	 Tal	 estabilidade	 é	 explicada	pela	 regra	 do	 octeto.	Quando	
um	elemento	químico	perde	ou	ganha	elétrons,	ele	se	torna	uma	espécie	química	
carregada	eletricamente	chamada	de	íon.
A	REGRA	DO	OCTETO:	Os	gases	nobres,	elementos	da	família	8A	ou	grupo	
zero	da	Tabela	Periódica,	são	elementos	estáveis,	pois	já	apresentam	a	camada	de	
valência	completa	com	oito	elétrons,	com	exceção	do	gás	hélio,	que	é	estável	com	
dois	elétrons	na	camada	de	valência,	o	que	é	explicado	pela	regra	do	dueto.	Por	
este	motivo,	os	gases	nobres	não	perdem	ou	ganham	elétrons.
Os	 íons	 são	 espécies	 químicas	 carregadas	 eletricamente.	 Íons	 carregados	
com	carga	positiva	são	chamados	de	cátions	e	íons	carregados	com	carga	negativa	
são	chamados	de	ânions.
OS	CÁTIONS:	são	íons	que	doam	(perdem)	elétrons,	desta	forma	adquirem	
carga	positiva.	Ex.:	Na+1,	Ca+2,	Al+3	etc.
OS	 ÂNIONS:	 são	 íons	 que	 ganham	 (recebem)	 elétrons,	 desta	 forma	
adquirem	carga	negativa.	Ex.:	N-3,	O-2, F-1	etc.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
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Certo cátion trivalente (+3) contém 10 elétrons e 14 nêutrons. Determine o seu 
número atômico e o seu número de massa atômica.
Resolução:
O cátion trivalente pode ser representado por X3+, que contém: 10 elétrons e 14 nêutrons, logo, 
por ser um cátion trivalente, significa que ele doou três elétrons e assim o seu número atômico 
(Z) é igual a 13.
13X3+ = 13 – 3 = 10.
Lembre-se: a perda ou ganho de elétrons ocorre sempre no número atômico da espécie 
química.
Como a massa atômica (A) = Z + n: A = 13 + 14 = 27
3.2 AS SEMELHANÇAS ATÔMICAS
No	 início	 do	 século	 XX,	 experiências	 realizadas	 por	 Soddy	 e	 outros	
cientistas	com	elementos	radioativos	mostraram	evidências	de	que	um	elemento	
químico	pode	ser	constituído	por	uma	mistura	de	vários	átomos	com	o	mesmo	
número	 atômico,	 mas	 com	 diferentes	 números	 de	 massa.	 Esses	 átomos	 foram	
chamados	por	Soddy	de	isótopos.	A	diferença	no	número	de	massa	é	produzida	
pelas	diferentes	quantidades	de	nêutrons	existentes	em	casa	isótopo.	(USBERCO;	
SALVADOR,	2006)
Outros	átomos	com	semelhanças	atômicas	também	são	estudados,	como	os 
isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.
Radioisótopo é um isótopo que emite radiação. Os radioisótopos podem ser 
aplicados na medicina, no diagnóstico de muitas doenças e problemas fisiológicos, permitindo 
sua identificação para um futuro tratamento. Confira no Quadro 2 alguns exemplos.IMPORTANT
E
IMPORTANT
E
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
13
QUADRO 2 – APLICAÇÃO DE RADIOISÓTOPOS NA MEDICINA
RADIOISÓTOPOS APLICAÇÃO
F18	(Flúor) Mapeamento	ósseo
Tc99	(Tecnécio) Mapeamento	do	coração,	fígado,	rins,	cérebro
I131	(Iodo) Mapeamento	da	tireoide
Cr51	(Cromo) Mapeamento	das	hemácias
FONTE: A autora
3.2.1 Isótopos
São	 átomos	de	 um	mesmo	 elemento	 químico	 que	 apresentam	o	mesmo	
número	atômico	(Z)	e	diferentes	números	de	massa	atômica	(A).	O	magnésio,	por	
exemplo,	é	um	elemento	químico	que	ocorre	na	natureza	na	forma	de	três	isótopos.
12Mg24 12Mg25 12Mg26
A	maioria	dos	elementos	químicos	é	encontrada	na	natureza	na	forma	de	
mistura	isotópica,	ou	seja,	com	um	ou	mais	isótopos.	Os	isótopos	apresentam-se	
em	porcentagens	diferentes,	os	mais	estáveis	são	aqueles	que	ocorrem	com	maior	
frequência,	que	é	representada	por	porcentagem.
Por	 exemplo,	 o	 hidrogênio	 é	 o	 único	 elemento	 químico	 que	 tem	 seus	
isótopos	apresentando	nomes	diferentes.	Observe	o	quadro	a	seguir:
QUADRO 3 - ISÓTOPOS DO HIDROGÊNIO E SUA OCORRÊNCIA NA NATUREZA
ISÓTOPO NOMENCLATURA OCORRÊNCIA (aproximada)
1H1 Prótio,	hidrogênio	comum,	
leve
99,985%
1H2 Deutério 0,015%
1H3 Trítio,	Tricédio,	Tritério 10-7%
FONTE: A autora
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
14
3.2.2 Isóbaros
São	 átomos	 que	 apresentam	 o	mesmo	 número	 de	massa	 atômica	 (A)	 e	
diferente	número	atômico	(Z),	logo,	pertencem	a	elementos	químicos	diferentes.	
Na	tabela	periódica	encontram-se	vários	elementos	químicos	com	o	mesmo	valor	
de	massa	atômica.			
Ex.:	18 Ar40 (Argônio) e 20 Ca40 (Cálcio)
3.2.3 Isótonos
São	átomos	de	diferentes	elementos	químicos	com	números	atômicos	(Z)	
e	 números	 de	massas	 atômicas	 (A)	 diferentes,	 porém,	 com	mesmo	 número	 de	
nêutrons.	Sendo:	n = A – Z.
Ex.:				7N14 14 – 7 = 7 nêutrons
6C13 13 – 6 = 7 nêutrons
3.2.4 Isoeletrônicos
São	 espécies	 químicas	 diferentes	 que	 apresentam	 o	 mesmo	 número	 de	
elétrons.	Tais	espécies	englobam	os	íons,	cátions	e	ânions,	e	também	os	elementos	
químicos.
Ex:	13 Al+3 -> Z = 13, como é um cátion trivalente (+3) perde três elétrons e 
finaliza com 10 elétrons.
8O-2 -> Z = 8, como é um ânion bivalente (-2) ganha dois elétrons e finaliza 
com 10 elétrons.
Portanto,	 o	Al+3	 e	 o	 O-2	 são	 isoeletrônicos, pois no final apresentam o 
mesmo número de elétrons.	Lembre-se	de	que	a	perda	ou	o	ganho	de	elétrons	
sempre	ocorre	com	número	atômico	(Z)	da	espécie	química.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
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Considere as representações:
3x + 32 R11x + 15 5x – 8 S12x – 2 4x + 10 T10x + 35
Sabendo que R e S são isótopos, determine os números atômicos (Z) e os números de massa 
(A) de R, S e T.
Resolução:
Como sabemos que R e S são isótopos, temos:
3x + 32 = 5x – 8
40 = 2x
20 = x
Substituindo o x nas representações, teremos:
92 R235 92S238 90 T 235
3.3 O DIAGRAMA DE LINUS PAULING E A DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA
Linus	 Pauling	 desenvolveu	 um	 diagrama	 para	 o	 preenchimento	 da	
eletrosfera	pelos	elétrons	de	um	átomo	em	ordem	crescente	de	energia,	definida	
pelo	diagrama	em	níveis	e	em	subníveis	de	energia.
Linus Carl Pauling foi um ilustríssimo químico norte-americano. Nasceu em 1901 
e faleceu em 1994, com 93 anos de muita dedicação à pesquisa. Pauling foi um dos mais 
reconhecidos cientistas do século XX, prova disso é que ele foi o único prestigiado com dois 
Prêmios Nobel não compartilhados. Um deles foi em 1954, em decorrência de um de seus 
trabalhos relacionados à Química (A natureza das ligações químicas - publicado em 1939). A 
segunda premiação foi em 1962, na qual Pauling recebeu o Prêmio Nobel da Paz pelas suas 
intervenções contra testes nucleares, o uso de bombas atômicas como armas de guerra e a 
construção de usinas nucleares. 
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/linus-pauling.htm.>. Acesso 
em: 25 jan. 2016.
NOTA
DICAS
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
16
Cada	camada	eletrônica	ou	nível	de	energia	apresenta	um	número	quântico	
principal	(n),	que	é	o	valor	numérico	que	se	localiza	antes	do	subnível	de	energia.	
Confira	no	Quadro	4	abaixo:
QUADRO 4 - NÚMEROS QUÂNTICOS PRINCIPAIS
Camadas eletrônicas ou Níveis de energia K L M N O P Q
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
FONTE: A autora
Ex.:	1s2: 1 =	número	 quântico	principal	 =	 camada	 eletrônica	 ou	nível	 de	
energia	=	K
s	=	subnível.
As	camadas	eletrônicas	ou	níveis	de	energia	 (K, L, M, N, O, P e Q)	 são	
subdivididos	em	quatro	subníveis	de	energia,	s, p, d e f.	Cada	subnível	de	energia	
comporta	um	número	máximo	de	elétrons,	que	é	representado	sobre	o	subnível	de	
energia.	Confira	na	Figura	7,	a	seguir,	o	Diagrama	de	Linus	Pauling.
FIGURA 7 - DIAGRAMA DE LINUS PAULING
FONTE: Disponível em: <http://image.slidesharecdn.com/7-nveisdeenergia 
120411182505phpapp02/95/7-nveis-de-energia-9-728.jpg?cb=1334169472 25/01/16.>. 
Acesso em: 16 fev.2016.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
17
Caro acadêmico, caso seja necessário, volte ao assunto sobre o modelo atômico 
de Niels Bohr para relembrar as camadas ou níveis de energia.
Para	realizar	uma	distribuição	eletrônica	deve-se	usar	o	número	atômico	
(Z)	do	átomo	e	respeitar	a	ordem	do	Diagrama	de	Linus	Pauling.	Para	isso,	basta	
seguir	as	setas	de	cima	para	baixo	na	diagonal.	A	soma	dos	elétrons	dos	subníveis	
deve	ser	igual	ao	valor	do	número	atômico	do	átomo.	No	final	deve-se	indicar	a	
Camada	de	Valência,	ou	seja,	a	camada	ou	nível	com	o	maior	número	quântico	
principal.	Veja	o	exemplo	a	seguir:
Ex.:	Ba56	-	1s
2	2s2	2p6	3s2	3p6	4s2	3d10	4p6	5s2	4d10	5p6 6s2
Neste	 caso	a	Camada	de	Valência	 é	6s2, pois	 apresenta	o	maior	número	
quântico	principal,	que	neste	caso	é	6.	
3.4 OS NÚMEROS QUÂNTICOS
3.4.1 Número quântico principal (n)
Como	foi	visto	anteriormente,	o	número	quântico	principal	indica	a	camada	
eletrônica	ou	nível	de	energia.	Confira	no	Quadro	5	o	número	máximo	de	elétrons	
em	cada	camada	eletrônica	ou	nível	de	energia.
QUADRO 5 – NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS EM CADA CAMADA ELETRÔNICA OU NÍVEL DE 
ENERGIA
Camada	eletrônica	ou	Nível	de	energia 				K 				L 			M N 			O 		P 		Q
Número	quântico	Principal	(n) 				1 				2 				3 		4 				5 		6 			7
Número	máximo	de	elétrons	nas	camadas	
eletrônicas	ou	níveis	de	energia
 2 8 18 32 32 18 8
FONTE: A autora
3.4.2 Número quântico secundário (l)
Conforme	 estudamos	 anteriormente,	 cada	 camada	 eletrônica	 ou	 nível	
de	energia	é	subdividido	em	subníveis	de	energia,	s, p, d e f, e	cada	subnível	é	
IMPORTANT
E
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
18
representado	por	um	número quântico secundário (ℓ), 0, 1, 2 e 3, respectivamente. 
Logo,	cada	subnível	de	energia	recebe	um	número	quântico	secundário	(ℓ)	
e,	ainda,	comporta	um	número	máximo	de	elétrons.
QUADRO 6 - NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO E NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS NOS 
SUBNÍVEIS DE ENERGIA
Subníveis s p d f
N°	 máx. 	 de	
elétrons
2	elétrons 6	elétrons 10	elétrons 14	elétrons
N°	 quântico	
secundário
0 1 2 3
FONTE: A autora.
3.4.3 Orbitais atômicos
Orbital	atômico	é	o	local	mais	provável	de	se	encontrar	os	elétrons	de	um	
átomo.	O	orbital	atômico	é	representado	por	um	“quadradinho”.
Cada	subnível	de	energia	possui	um	número	de	orbital,	que	será	sempre	a	
metade	do	número	de	elétrons	que	o	subnível	comporta.	Cada	orbital	possui	um	
número	quântico	magnético	ou	azimutal	(ml)	que	se	encontra	abaixo	do	mesmo.	
Veja	na	Figura	7	a	quantidade	de	orbitais	que	cada	subnível	de	energia	comporta	e	
também	a	representação	dos	orbitais	(“quadradinhos”).
FIGURA 8 - SUBNÍVEIS DE ENERGIA E QUANTIDADE DE ORBITAIS ATÔMICOS
FONTE: Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/upload/conteudo/images/numero-quantico-magnetico.jpg>. Acesso em: 18 mar. 2016.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
19
3.4.4 Número quântico magnético ou azimutal (ml)
O	número	quântico	magnético	ou	azimutal	está	relacionado	com	a	região	
de	maior	probabilidade	de	 se	encontrar	um	elétron,	 chamada	de	orbital.	Como	
cada	orbital	comporta	no	máximo	dois	elétrons,	estes	são	associados	aos	subníveis	
de	energia,	e	devido	a	isso	apresentam	valores	variados, -mℓ,	à	esquerda	do	zero	
e +mℓ,	à	direita	do	zero.	Cada	subnível	de	energia	pode	apresentar	um	ou	mais	
orbitais.
3.4.5 Número quântico de Spin (m
s
)
O	número	quântico	de	spin	indica	a	rotação	do	elétron	dentro	do	orbital.	
Esse	número	quântico	diferencia	os	elétrons	de	um	mesmo	orbital.	Conforme	o	
princípio	de	exclusão	de	Pauli,	cada	orbital	comporta	no	máximo	dois	elétrons	de	
rotações	contrárias.	Os	elétrons	são	representados	por	Spins	(setas).
Note	 na	 Figura	 8	 que	 o	 orbital	 do	 subnível	 s	 está	 preenchido	 com	dois	
elétrons,	representados	pelos	spins.
Obs:	Tanto	o	número	quântico	magnético	ou	azimutal	quanto	o	número	
de	spin	é	definido	através	do	elétron	de	diferenciação	ou	diferenciador,	que	é	o	
último	elétron	(spin)	distribuído	nos	orbitais.
FIGURA 9 – SUBNÍVEIS DE ENERGIA E SEUS ORBITAIS ATÔMICOS
FONTE: Disponível em: <http://images.slideplayer.com.br/9/2571210/slides/slide_4.
jpg.>. Acesso em: 21jan. 2016.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
20
Número quântico de spin (ms): para cima ↑ = +1/2
Número quântico de spin (ms) para baixo ↓ = -1/2
Regra de Hund: Os	orbitais	devem	ser	preenchidos	primeiramente	 com	
todos	os	spins	para	cima,	e	depois,	se	necessário,	para	baixo.	Confira	na	Figura	9	
que	o	elétron	de	diferenciação	ou	diferenciador	se	encontra	no	primeiro	orbital,	
que	foi	o	último	elétron	(spin)	distribuído.
FIGURA 10 - UTILIZAÇÃO DA REGRA DE HUND
FONTE: Disponível em: <http://images.slideplayer.com.br/3/1223908/slides/slide_12.
jpg.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
Caro acadêmico, os orbitais completos com dois elétrons são chamados de 
emparelhados ou completos, com um elétron é chamado de desemparelhado ou incompleto, 
e sem elétron, vazio.
Para se definir os quatro números quânticos deve-se utilizar o subnível mais energético que 
se encontra no final da distribuição eletrônica.
A Figura 10 demonstra a configuração completa dos quatro números quânticos que acabamos 
de estudar.
IMPORTANT
E
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
21
FIGURA 11 - NÚMEROS QUÂNTICOS
22
Nesse tópico você aprendeu que: 
•	 Os	 alquimistas	 criaram	equipamentos	de	 laboratório	 e	desenvolveram	várias	
metodologias	para	a	obtenção	de	metais,	na	produção	de	papiros,	sabões	e	de	
funções	inorgânicas.
•	 Modelo	atômico	é	uma	representação	gráfica	que	procura	explicar,	de	maneira	
científica,	os	fenômenos	relacionados	à	composição	da	matéria	e	suas	formas.
•	 Modelo	 de	Dalton:	 a	matéria	 é	 constituída	 por	 pequenas	 partículas	 esféricas	
maciças	e	indivisíveis,	denominadas	átomos.
•	 Modelo	de	Thomson:	o	átomo	era	uma	esfera	maciça,	positiva,	 incrustada	de	
elétrons	(carga	negativa),	de	modo	que	a	carga	total	fosse	nula.
•	 Modelo	 de	 Rutherford:	 o	 átomo	 seria	 constituído	 no	 centro	 por	 um	 núcleo	
positivo	que	continha	a	massa	e	os	nêutrons	do	átomo.	A	região	fora	do	núcleo,	
chamada	de	eletrosfera,	deveria	ser	ocupada	pelos	elétrons	de	carga	negativa,	
orbitando	ao	redor	do	núcleo.
•	 Modelo	 de	 Bohr:	 O	 núcleo	 é	 positivo	 e	 as	 órbitas	 são	 regiões	 específicas	
disponíveis	para	acomodar	os	elétrons,	de	carga	negativa,	as	chamadas	camadas	
eletrônicas	ou	níveis	de	energia.
•	 A	matéria	é	definida	como	tudo	que	possui	massa,	volume	e	ocupa	 lugar	no	
espaço.
•	 A	 junção	de	vários	átomos	 iguais,	ou	seja,	que	apresentam	o	mesmo	número	
atômico	(Z),	é	chamada	de	Elemento	químico.
•	 O	 número	 atômico	 (Z)	 é	 a	 característica	 mais	 importante	 de	 um	 elemento	
químico,	pois	ele	indica	o	número	de	prótons	(p)	e	o	número	de	elétrons	(e-)	do	
elemento.
•	 Quando	um	elemento	químico	perde	ou	ganha	elétrons	ele	se	torna	uma	espécie	
química	carregada	eletricamente,	chamada	de	íon.
•	 Átomos	 com	 semelhanças	 atômicas	 podem	 ser	 classificados	 em:	 isótopos,	
isóbaros,	isótonos	e	isoeletrônicos.
RESUMO DO TÓPICO 1
23
1	 Quatro	modelos	atômicos	foram	estudados	durante	esta	unidade	a	fim	de	
entender	a	estrutura	do	átomo.	Com	relação	ao	modelo	atômico	que	se	refere	
à	teoria	atômica	atual,	assinale	a	alternativa	CORRETA:
a)	(		)	John	Dalton.
b)	(		)	Ernest	Rutherford.
c)	(		)	Niels	Bohr.
d)	(		)	J.	J.	Thomson.
2	 O	 titânio	 já	 foi	 conhecido	 como	 o	 “metal	 maravilha”,	 devido	 às	 suas	
qualidades.	 É	mais	 resistente	 à	 corrosão	 que	 o	 aço	 inoxidável,	 suas	 ligas	
metálicas	 são	 empregadas	 na	 indústria	 aeronáutica,	 em	 próteses	 e	 em	
implantes	dentários.	A	produção	mundial	anual	de	titânio	é	de	cerca	de	10	
milhões	de	toneladas,	e	as	principais	reservas	estão	no	Canadá	e	na	Austrália.	
Sobre	o	titânio	(Z=22),	determine	a	configuração	eletrônica	dos	elétrons:
AUTOATIVIDADE
24
25
TÓPICO 2
A TABELA PERIÓDICA
UNIDADE 1
1 INTRODUÇÃO
Sempre	foi	preocupação	dos	cientistas	organizar	os	resultados	obtidos	
experimentalmente	 de	 tal	 maneira	 que	 semelhanças,	 diferenças	 e	
tendências	se	tornassem	mais	evidentes.	Isto	facilitaria	previsões	a	partir	
de	conhecimentos	anteriores.	Um	dos	recursos	mais	usados	em	Química	
para	atingir	essa	finalidade	é	a	Tabela	Periódica.	As	primeiras	tabelas	
foram	propostas	 no	 início	do	 século	XIX;	 porém,	 apresentavam	mais	
erros	do	que	acertos.Foi	somente	em	1869	que	surgiu	uma	tabela	que	
atendia	às	necessidades	dos	químicos	e	que	se	tornou	a	base	da	Tabela	
Periódica	atual.	Foi	proposta	por	Dimitri	Ivanovitch	Mendeleev	(1834-
1907)	e	organizava	os	elementos	em	linhas	horizontais,	os	períodos	ou	
séries,	e	em	linhas	verticais,	os	grupos	ou	famílias.	(S/A.	Disponível	em:	
<http://slideplayer.com.br/slide/337072/>.	Acesso	em:	18	mar.2016).	
À	medida	 que	percorremos	um	período,	 as	 propriedades	 físicas	 variam	
regularmente,	uniformemente.	Num	grupo,	os	elementos	apresentam	propriedades	
químicas	semelhantes.	Esquematicamente:
Períodos	–	regularidade	na	variação	das	propriedades	físicas.
Grupos:	semelhanças	das	propriedades	químicas.
FONTE: Usberco; Salvador (1998, p. 78.)
Caro acadêmico, você conhece todas as informações que a Tabela Periódica 
oferece sobre os elementos químicos? Aprofunde os conhecimentos sobre o histórico desta 
ferramenta indispensável para o entendimento desta disciplina tão fascinante que é a química.
DICAS
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
26
2 A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS NA TABELA 
PERIÓDICA
A	 Tabela	 Periódica	 atual	 é	 constituída	 por	 18	 famílias.	 Cada	 família	
contém	 elementos	 com	 propriedades	 químicas	 semelhantes,	 devido	 ao	 fato	 de	
apresentarem	o	mesmo	número	de	elétrons	na	camada	de	valência.	Na	família	1A,	
por	exemplo,	todos	os	elementos	apresentam	um	elétron	na	camada	de	valência.	
Atualmente,	 118	 elementos	químicos	 estão	organizados	na	Tabela	Periódica	 em	
ordem	crescente	de	seus	números	atômicos	(Z).	Confira	na	Figura	12:
FIGURA 12 – FAMÍLIAS E PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: Disponível em: <www.maristas.org.br/colegios/assuncao/.../tabela_periodica.ppt>. 
Acesso em: 18 mar. 2016.
Caro acadêmico, verifique na Figura 13 a representação de uma legenda presente 
numa Tabela Periódica, onde estão as informações citadas anteriormente. Note que a massa 
atômica ou peso atômico apresenta valor maior que o número atômico.
IMPORTANT
E
TÓPICO 2 | TABELA PERIÓDICA
27
FIGURA 13 - INFORMAÇÕES PERIÓDICAS DO ELEMENTO FERRO
FONTE: Disponível em: <http://rede.novaescolaclube.org.br/sites/default/files/
importadas/img/geral/tabela-periodica-legendada.jpg.> Acesso em: 22 jan. 2016.Na	 Tabela	 Periódica	 os	 elementos	 foram	 classificados	 segundo	 suas	
propriedades	físicas	e	químicas,	agrupando-se	em	metais,	não	metais,	semimetais,	
gases	nobres	ou	grupo	zero	e	hidrogênio.	
A Tabela Periódica sofreu algumas alterações e por isso é necessário estarmos 
atentos às atualizações. Acesse a leitura complementar no final desta unidade e fique por 
dentro. Boa leitura!
Elementos artificiais	 -	 Os	 elementos	 químicos	 que	 apresentam	 número	
atômico	 superior	 a	 92	 são	 artificiais,	 isto	 é,	 foram	 sintetizados	 em	 laboratório	
químico	através	de	pesquisas	nucleares.	 	Com	exceção	dos	elementos	promécio,	
com	número	atômico	igual	a	43,	e	tecnécio,	com	número	atômico	igual	a	61.	Dos	
118	elementos	químicos	reconhecidos,	os	elementos	artificiais	classificam-se	em:
• Cisurânicos:	recebem	esse	nome	(cis	=	“aquém	de”)	porque	apresentam	número	
atômico	 inferior	 a	 92,	 o	 do	 elemento	 urânio.	 São	 os	 seguintes:	 tecnécio	 (Tc),	
ástato	(At),	frâncio	(Fr)	e	promécio	(Pm).
• Transurânicos:	 recebem	 esse	 nome	 (trans	 =	 “além	 de”)	 porque	 apresentam	
número	atômico	superior	a	92,	ou	seja,	que	se	encontram	depois	do	urânio.	
2.1 PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA
A	 Tabela	 Periódica	 possui	 sete	 períodos	 ou	 séries,	 que	 são	 as	 linhas	
horizontais,	numeradas	de	1	a	7	através	dos	números	quânticos	principais,	que	
representam	as	 sete	 camadas	eletrônicas	ou	níveis	de	energia,	K,	L,	M,	N,	O,	P	
e	 Q,	 respectivamente.	 Lembre-se	 de	 que	 as	 séries	 dos	 lantanídeos	 e	 actinídeos	
pertencem	 ao	 sexto	 e	 sétimo	 período,	 respectivamente.	 Vide	 Figura	 1. Após	 a	
IMPORTANT
E
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
28
realização	 de	 uma	 distribuição	 eletrônica,	 define-se	 como	 camada	 de	 valência	
aquela	que	apresentar	o	maior	número	quântico	principal,	e	você	pode	utilizá-la	
também	para	definir	o	período	em	que	o	elemento	se	encontra	na	Tabela	Periódica.	
Ex.:	Camada	de	valência	do	K	(potássio)	=	4s1,	o	4	 indica	que	o	potássio	está	no	
quarto	período	da	Tabela	Periódica,	ou	seja,	na	quarta	linha	horizontal.
2.2 FAMÍLIAS OU GRUPOS
As	18	 famílias	 estão	dispostas	 em	 linhas	verticais	 que	 são	divididas	 em	
dois	grupos,	o	grupo	A,	que	são	as	colunas	verticais	mais	altas,	e	o	grupo	B,	que	
são	as	colunas	verticais	mais	baixas	e	centrais	da	Tabela	Periódica.
Os	elementos	químicos	presentes	nas	famílias	do	grupo	A	são	chamados	
de	elementos	representativos,	do	grupo	B	são	chamados	metais	de	transição,	e	as	
séries	dos	lantanídeos	e	actinídeos	são	chamados	de	metais	de transição	interna.	
Todas	 as	 famílias	 recebem	 uma	 classificação	 diferenciada	 por	 cores,	 conforme	
representado	na	Figura	14:
FIGURA 14 - A TABELA PERIÓDICA E A LEGENDA DE CORES
FONTE: Disponível em: <http://www.brdicas.com.br/wp-content/uploads/2014/01/tabela-
periodica-2014-imprimir.png.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
TÓPICO 2 | TABELA PERIÓDICA
29
Caro acadêmico, lembre-se de que a Tabela Periódica é uma ferramenta de apoio 
para as aulas de Química, por isso não se preocupe em decorá-la, basta saber usá-la.
Adquira uma Tabela Periódica atualizada e aprenda a utilizá-la na prática. Livrarias e papelarias 
comercializam esse material didático. Para um aprofundamento neste assunto consulte 
a bibliografia: CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: 
McGraw Hill – Artmed 2010.
2.3 METAIS, SEMIMETAIS E NÃO METAIS
METAIS	 –	 Ocupam	 cerca	 de	 80%	 da	 Tabela	 Periódica.	 São	 sólidos	 em	
temperatura	ambiente,	com	exceção	do	mercúrio	(Hg),	que	é	o	único	metal	líquido.	
São	bons	condutores	de	calor	e	eletricidade,	são	maleáveis	(capacidade	de	formar	
lâminas),	 apresentam	 ductibilidade	 (capacidade	 de	 formar	 fios),	 tenacidade	
(resistência	à	tração)	e	brilho	metálico.	São	cátions,	ou	seja,	possuem	a	capacidade	
de	doar	elétrons	e	geralmente	apresentam	1,	2	ou	3	elétrons	na	camada	de	valência	
(última	camada).
NÃO METAIS	 –	Representam	cerca	de	10%	da	Tabela	Periódica,	porém	
são	 os	 mais	 abundantes	 na	 natureza.	 Não	 há	 um	 estado	 físico	 definido.	 Não	
apresentam	 brilho,	 não	 conduzem	 calor	 nem	 eletricidade	 e	 são	 utilizados	 na	
produção	de	pólvora	e	pneus.
SEMIMETAIS	–	Estes	elementos	apresentam	características	intermediárias	
entre	os	metais	e	os	não	metais.
Para saber mais sobre os elementos químicos, acesse: http://educar.sc.usp.br/
quimica/tabela.html
DICAS
DICAS
30
RESUMO DO TÓPICO 2
•	 A	 Tabela	 Periódica	 atual	 é	 constituída	 por	 18	 famílias.	 Cada	 família	 contém	
elementos	 com	 propriedades	 químicas	 semelhantes,	 devido	 ao	 fato	 de	
apresentarem	o	mesmo	número	de	elétrons	na	camada	de	valência.	
•	 Atualmente,	118	elementos	químicos	estão	organizados	na	Tabela	Periódica,	em	
ordem	crescente	de	seus	números	atômicos	(Z).
•	 Na	Tabela	Periódica	os	elementos	foram	classificados	segundo	suas	propriedades	
físicas	 e	 químicas,	 agrupando-se	 em	 metais,	 não	 metais,	 semimetais,	 gases	
nobres	ou	grupo	zero	e	hidrogênio.
•	 Elementos	artificiais	-	Os	elementos	químicos	que	apresentam	número	atômico	
superior	a	92	são	artificiais,	 isto	é,	 foram	sintetizados	em	laboratório	químico	
através	 de	 pesquisas	 nucleares.	 Com	 exceção	 dos	 elementos	 promécio,	 com	
número	atômico	igual	a	43,	e	tecnécio,	com	número	atômico	igual	a	61.	
•	 Cisurânicos:	recebem	esse	nome	(cis	=	“aquém	de”)	porque	apresentam	número	
atômico	 inferior	 a	 92,	 o	 do	 elemento	 urânio.	 São	 os	 seguintes:	 tecnécio	 (Tc),	
ástato	(At),	frâncio	(Fr)	e	promécio	(Pm).
•	 Transurânicos:	 recebem	 esse	 nome	 (trans	 =	 “além	 de”)	 porque	 apresentam	
número	atômico	superior	a	92,	ou	seja,	que	se	encontram	depois	do	urânio.
•	 A	Tabela	Periódica	possui	sete	períodos	ou	séries,	que	são	as	linhas	horizontais,	
numeradas	de	1	a	7	através	dos	números	quânticos	principais,	que	representam	
as	 sete	 camadas	 eletrônicas	 ou	 níveis	 de	 energia,	 K,	 L,	 M,	 N,	 O,	 P	 e	 Q,	
respectivamente.
•	 Os	 elementos	 químicos	 presentes	 nas	 famílias	 do	 grupo	A	 são	 chamados	 de	
elementos	representativos,	do	grupo	B	são	chamados	metais	de	transição,	e	as	
séries	dos	lantanídeos	e	actinídeos	são	chamados	de	metais	de	transição	interna.
31
1	 Identifique	o	elemento	químico	que	se	encontra	na	família	3A	e	no	3°	período.	
2	 Com	relação	à	organização	da	Tabela	Periódica,	correlacione	a	1°	coluna	com	
a	segunda:
a)	metais	alcalinos	 	 												(				)	coluna	0
b)	metais	alcalinos-terrosos	 	 (				)	coluna	6A
c)	calcogênios		 	 	 (				)	coluna	7A
d)	halogênios	 	 	 	 (				)	coluna	2A
e)	gases	nobres	 	 													( )	coluna	1A
AUTOATIVIDADE
32
33
TÓPICO 3
LIGAÇÕES QUÍMICAS
UNIDADE 1
1 INTRODUÇÃO
Na	natureza	são	raros	os	elementos	químicos	que	se	encontram	de	forma	
isolada.	Na	 verdade,	 os	 únicos	 elementos	 que	 formam	 substâncias	 elementares	
são	os	elementos	pertencentes	à	família	8A	ou	grupo	zero	da	Tabela	Periódica.	Os	
gases	nobres	(família	8A)	são	estáveis,	pois	apresentam	oito	elétrons	na	camada	de	
valência,	com	exceção	do	gás	hélio	(He),	que	é	estável	com	dois	elétrons	na	camada	
de	valência,	e	são	pouco	reativos,	pois	não	necessitam	realizar	ligações	químicas	
com	outros	elementos.	
Os	demais	elementos	químicos	 tendem	a	 se	 ligar	uns	com	os	outros	em	
busca	 da	 estabilidade	 química,	 ou	 seja,	 adquirir	 os	 oito	 elétrons	 na	 camada	de	
valência,	 semelhante	 aos	 gases	 nobres.	 As	 ligações	 químicas	 são	 responsáveis	
pelas	centenas	de	compostos	presentes	em	nosso	dia	a	dia.
Muitas	vezes	nos	perguntamos:	como	funciona	a	atração	eletromagnética	
de	um	ímã?	Como	uma	lagartixa	consegue	andar	pelas	paredes?	Todos	esses	fatos	
são	explicados	pelas	forças	de	atração	e,	no	contrário,	as	forças	de	repulsão.
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação química é o nome dado às formas de associação existentes entre 
os átomos.(COVRE,	 Geraldo	 José,	 2001,	 p.	 109).	 Qualquer	 fenômeno	 químico	
ocorre	na	eletrosfera	(local	onde	se	encontram	os	elétrons)	do	átomo.	As	ligações	
químicas,	por	exemplo,	acontecem	devido	às	interações	entre	as	eletrosferas	dos	
átomos	ligantes.	E	por	qual	motivo	isso	acontece?	Se	observarmos	os	gases	nobres,	
que	já	são	estáveis,	perceberemos	que	esses	elementos	possuem	uma	característica	
típica	 em	 relação	 às	 suas	 configurações	 eletrônicas	 e	 o	 número	 de	 elétrons	 na	
camada	de	valência.
Resumindo,	os	gases	nobres	apresentam	duas	características	fundamentais:	
são	 estáveis	 quimicamente	 e	 apresentam	 a	 última	 camada	 completa	 com	 oito	
elétrons	 (no	 caso	do	hélio,	dois	 elétrons).	Com	exceção	do	grupo	8A,	os	outros	
átomos	apresentam	a	capacidade	de	se	combinar.	
Segundo	 Lewis:	 “Os	 átomos	 de	 diferentes	 elementos	 ligam-se	 entre	 si,	
cedendo,	 recebendo	 ou	 compartilhando	 elétrons,	 na	 tentativa	 de	 adquirir	 uma	
34
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
configuração	eletrônica	igual	à	de	um	gás	nobre,	ou	seja,	estável”.
Valência -	É	o	que	determina	o	número	de	ligações	que	o	átomo	necessita	
fazer.	
Eletrovalência	-	É	o	valor	da	valência	(carga	elétrica)	seguida	do	respectivo	
sinal.	Os	cátions,	por	perderem	elétrons,	apresentam	eletrovalência	positiva	e	os	
ânions,	por	ganharem	elétrons,	apresentam	eletrovalência	negativa.
No	Quadro	7,	segue	a	tendência	que	os	elementos	químicos	das	famílias	
dos	 elementos	 típicos	 ou	 representativos	 (grupo	A)	 apresentam	 em	 ganhar	 ou	
perder	elétrons	da	camada	de	valência	para	se	estabilizarem.
QUADRO 7 - FAMÍLIAS (GRUPO A), ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA E A ELETROVALÊNCIA
Famílias do 
Grupo A
Família 
1A
Família 
2A
Família 
3A
Família 
4A
Família 
5A
Família 
6A
Família 
7A
Nº	elétrons	na	
Camada	de	
Valência
1	
elétron
2	
elétrons
3	elétrons
4	
elétrons
5	
elétrons
6	
elétrons
7	
elétrons
Eletrovalência +1 +2 +3 +4 / -4 -3 -2 -1
FONTE: A autora
Em	 relação	 aos	 elementos	 do	 grupo	 B,	metais	 de	 transição	 e	 transição-
interna,	devemos	lembrar	que	todos	apresentam	carga	positiva,	pois	são	metais	e	
apresentam	a	tendência	de	perder	elétrons	para	se	estabilizar.	Ainda,	como	citado	
anteriormente,	nem	todos	os	elementos	se	estabilizam	conforme	a	regra	do	octeto.	
Existe	 a	 chamada	 Pseudoconfiguração-gás-nobre,	 a	 qual	 não	 possui	 nenhuma	
semelhança	 com	 a	 configuração	 de	 um	 gás	 nobre.	 Contudo,	 o	 que	 temos	 de	
semelhança	é	que	todos	os	orbitais	da	camada	de	valência	estão	completos.	Alguns	
elementos	de	 transição,	 após	 a	 ligação,	não	 apresentam	nem	a	 configuração	do	
gás	nobre	nem	a	pseudoconfiguração.	Como	exemplo	podemos	citar	as	espécies	
catiônicas	Cu+1	e	Cu+2.
Caro acadêmico, confira na tabela de cátions esses dois íons. Aproveite para 
realizar suas distribuições eletrônicas e verifique os números de elétrons nas respectivas 
camadas de valência.
DICAS
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
35
3 AS LIGAÇÕES IÔNICAS
“Ligação iônica ou eletrovalente é aquela que se estabelece por meio da 
transferência definitiva de elétrons entre átomos”. (COVRE,	Geraldo	José,	2001,	
p.	110).	Este	tipo	de	ligação	ocorre	entre	um	elemento	metálico	e	um	elemento	não	
metálico	por	transferência	de	elétrons.	Os	metais	são	catiônicos,	por	isso	doam	seus	
elétrons	da	camada	de	valência	para	os	não	metais,	que	são	aniônicos	e	por	isso	
recebem	esses	elétrons,	ambos	com	o	intuito	de	se	estabilizar.	Essa	transferência	de	
elétrons	pode	ser	representada	através	da	notação	de	Lewis.
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: é	a	representação	dos	elétrons	
da	camada	de	valência	ao	redor	do	átomo.	Tais	elétrons	podem	ser	representados	
por	pontos	(.)	ou	(x).	
Fórmula molecular: é	 a	 representação	 final	 do	 número	 de	 elementos	
utilizados	na	ligação.	Coloca-se	em	primeiro	lugar	o	cátion	(metal)	e	em	seguida	o	
ânion	(não	metal).
Note	 a	 seguir	 a	 junção	 entre	 a	 fórmula	molecular,	 os	 íons	 formados	 e	 a	
notação	de	Lewis.
Note	 que	 foram	 necessários	 dois	 íons	Cℓ-1 para	 estabilizar	 o	 íon	Ca+2 e 
formar	o	composto	CaCℓ2 e	que	as	cargas	dos	íons	desceram	de	forma	invertida.
Observação:
1	-	Quando	as	valências	(cargas)	apresentam	valores	diferentes,	a	valência	de	um	
indica	a	quantidade	do	outro	elemento.
																													K	..................		+	1
																1º)											
 K2O
																													O	......................	-	2		
36
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
																										Ca...................				+	2
																2º)																
 Ca3P2
																													P...........................	-	3
1	 -	Ao	montar	a	fórmula	molecular,	colocamos	os	elementos	em	ordem	crescente	
de	 eletronegatividade.	 No	 caso	 específico	 de	 ligação	 iônica,	 metal	 (cátion)	 à	
esquerda,	não	metal	(ânion)	à	direita.
2	 -	Os	números	colocados	 junto	aos	símbolos	 indicam	a	quantidade	de	átomos	
(atomicidade)	na	referida	fórmula	molecular,	são	denominados	índices	e	devem	
permanecer	na	parte	inferior	dos	elementos.
Ex. 1: Caro	acadêmico,	note	que	na	figura	a	seguir	os	elétrons	da	camada	de	
valência	estão	ao	redor	dos	átomos	(Notação	de	Lewis),	mostrando	que	o	elétron	
do	cátion	metálico	é	transferido	para	o	ânion	não	metálico.	Ou	seja,	o	Na	(sódio)	
apresenta	apenas	um	elétron	na	camada	de	valência	(família	1A)	para	ser	doado,	
por	 isso	 é	 nomeado	 como	 cátion	 (carga	 positiva)	 monovalente.	 Já	 o	 cloro	 (Cl)	
recebe	a	nomeação	de	ânion	(carga	negativa)	monovalente,	pois	só	precisa	receber	
um	elétron	para	se	estabilizar,	afinal	apresenta	sete	elétrons	na	camada	de	valência	
(família	7A).
FIGURA 15 - NOTAÇÃO DE LEWIS OU FÓRMULA ELETRÔNICA DO NACL
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com>. Acesso em: 18 mar. 2016. 
A	fórmula	molecular	é	então:	NaCl. Foi	necessário	apenas	um	átomo	de	
sódio	(Na)	para	estabilizar	um	átomo	de	cloro	(Cl). Note	que	o	cátion	permanece	
à	frente	do	ânion.
Ex. 2: Repare	mais	uma	vez,	na	figura	seguinte,	que	os	elétrons	da	camada	
de	valência	estão	ao	redor	dos	átomos	(Notação	de	Lewis),	mostrando	que	o	elétron	
do	cátion	metálico	é	transferido	para	o	ânion	não	metálico.	Ou	seja,	o	Al	(alumínio)	
apresenta	três	elétrons	na	camada	de	valência	(família	3A)	para	ser	doado,	por	isso	
é	nomeado	como	cátion	(carga	positiva)	trivalente.	Já	o	flúor	(O)	recebe	a	nomeação	
de	ânion	(carga	negativa)	monovalente,	pois	só	precisa	receber	um	elétron	para	se	
estabilizar,	afinal	apresenta	sete	elétrons	na	camada	de	valência	(família	7A).
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
37
FIGURA 16 - NOTAÇÃO DE LEWIS OU FÓRMULA ELETRÔNICA 
DO ALF
3
FONTE: Disponível em: <https://goo.gl/k4jbkt>. Acesso em: 22 
jan. 2016.
A	 fórmula	 molecular	 é	 então:	 AlF3. Foram	 necessários	 três	 átomos	 de	
alumínio	(Al)	para	estabilizar	um	átomo	de	flúor	(F). Note	que	o	cátion	permanece	
à	frente	do	ânion.
Obs.:	 A	 ligação	 iônica	 ocorre	 entre	 um	 elemento	 metálico	 com	 outro	
elemento	não	metálico,	onde	a	diferença	de	eletronegatividade	é	igual	ou	superior	
a	1,7.
4 AS LIGAÇÕES COVALENTES OU MOLECULARES
Os	 não	 metais	 e	 o	 hidrogênio	 (H)	 apresentam	 alta	 eletronegatividade	
(capacidade	 de	 atrair	 elétrons).	A	 ligação	 entre	 seus	 átomos,	 estabelecida	 para	
alcançarem	a	estabilidade,	é	chamada	de	ligação	covalente	ou	molecular	(COVRE,	
Geraldo	José,	2001).	Ligação covalente é aquela que envolve um par eletrônico 
que é compartilhado pelos dois átomos.
A . x B A ----- B
Um	 elemento	 químico	 pode	 efetuar	 uma	 ou	 mais	 ligações	 covalentes,	
dependendo	do	número	de	elétrons	disponíveis	em	sua	camada	de	valência	paraformar	outros	pares	de	elétrons	e	do	número	de	elétrons	que	deve	compartilhar	
para	se	tornar	estável.	Cada	compartilhamento	de	elétrons	–	ou	seja,	cada	ligação	
covalente	 –	 realizada	 é	 representada	 por	 um	 traço	 (-----).	 Este	 tipo	 de	 ligação	
apresentará	 a	 fórmula eletrônica ou notação de Lewis, a fórmula estrutural e, 
finalmente, a fórmula molecular.	No	 caso	da	 fórmula	 estrutural,	 o	 número	de	
ligações	realizadas	(elétrons	compartilhados)	será	representado	por	tantos	traços,	
ou	seja,	o	número	de	traços	equivale	ao	número	de	ligações	efetivadas.
38
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
5 A OCORRÊNCIA DAS LIGAÇÕES COVALENTES OU 
MOLECULARES
Este	tipo	de	ligação	ocorre	entre	um	elemento	não	metálico	com	outro	não	
metálico,	hidrogênio	com	hidrogênio	e	hidrogênio	com	um	elemento	não	metálico	
por	compartilhamento de elétrons,	com	diferença	de	eletronegatividade	inferior	
a	1,7.
As ligações covalentes ou moleculares podem ser classificadas como:
• Simples:	representada	por	um	traço	e	chamada	de	sigma	(σ);
• Dupla:	representada	por	dois	traços;
• Tripla:	representada	por	três	traços.
Confira	 na	 Figura	 17	 os	 tipos	 de	 ligações	 covalentes	 ou	 moleculares	 e	
suas	respectivas	representações,	lembrando	que	cada	traço	significa	uma	ligação	
covalente	ou	molecular	realizada.
FIGURA 17 - REPRESENTAÇÃO DAS LIGAÇÕES COVALENTES OU 
MOLECULARES
FONTE: Disponível em: <http://www.laifi.com/usuario/10801/
laifi/30480537_10801_65142708_1067.jpg.>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
Resumindo:
•	 As	ligações	covalentes	ou	moleculares	só	são	realizadas	através	dos	elétrons	da	
camada	de	valência	dos	átomos	(última	camada);
•	 Um	par	de	elétrons	compartilhado	é	formado	por	um	elétron	de	cada	átomo	e	
assim	respectivamente;
•	 Para	atingir	a	estabilidade	química	conforme	a	regra	do	octeto,	o	átomo	pode	
formar	até	três	pares	de	elétrons	compartilhados.
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
39
Veja	abaixo	o	exemplo	de	compartilhamento	de	um	par	de	elétrons	e	suas	
respectivas	fórmulas:	
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: H . x H
Fórmula estrutural: H ------- H
Fórmula molecular: H2
Neste	 exemplo	 pode-se	 verificar	 o	 compartilhamento	 de	 apenas	 dois	
elétrons,	 um	 elétron	 de	 cada	 átomo,	 formando-se	 assim	 uma	 ligação	 covalente	
simples	ou	sigma	(σ),	representada	por	um	traço.	Em	outros	casos,	pode-se	verificar	
o	compartilhamento	de	quatro	elétrons	(dois	elétrons	de	cada	átomo),	e	assim	há	
formação	de	uma	ligação	dupla	ou	pi	(π).	Um	exemplo	é	a	formação	da	molécula	
do	gás	oxigênio	(O=O):	como	o	oxigênio	pertence	à	família	6A	da	Tabela	Periódica,	
apresenta	seis	elétrons	na	camada	de	valência	e	para	se	estabilizar	necessita	realizar	
duas	ligações	covalentes.
Enfim,	quando	são	compartilhados	seis	elétrons	 (três	de	cada	átomo)	há	
formação	de	 ligação	tripla.	Um	exemplo	é	o	que	ocorre	com	a	 formação	do	gás	
nitrogênio	 (N2).	 Como	 o	 nitrogênio	 pertence	 à	 família	 5A	 da	 Tabela	 Periódica,	
precisa	realizar	três	ligações	para	se	estabilizar,	conforme	a	regra	do	octeto.
5.1 A LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA DATIVA
Existe	outro	tipo	de	 ligação	covalente	entre	átomos	de	elementos	(iguais	
ou	diferentes)	de	alta	eletronegatividade.	Esse	tipo	de	ligação	recebe	o	nome	de	
ligação	covalente	coordenada	dativa	ou	ligação	covalente	coordenada	ou	dativa,	
que	 ocorre	 quando	 o	 par	 eletrônico	 compartilhado	 é	 formado	 por	 elétrons	 de	
apenas	um	dos	átomos	participantes.	A	ligação	coordenada	dativa	é	representada	
por	uma	flecha	que	parte	do	átomo	que	contribuiu	com	o	par	eletrônico	para	aquele	
que	o	está	utilizando.	Na	fórmula	estrutural	da	substância	existem	tantas	flechas	
quantas	ligações	dativas	forem	realizadas	(COVRE,	Geraldo	José,	2001).
Caro acadêmico, você sabe quando ocorre uma ligação coordenada 
dativa?
Este	é	um	caso	especial	de	 ligação	covalente,	onde	só	realizará	a	 ligação	
coordenada	dativa	o elemento que já tenha realizado suas ligações,	ou	seja,	 já	
está	estável	(octeto	completo,	ou	seja,	oito	elétrons	na	camada	de	valência),	e	que	
apresente pelo menos um par de elétrons	para	compartilhar	com o elemento que 
ainda não realizou suas ligações.
Confira	a	Figura	18: este	exemplo	apresenta	a	fórmula	estrutural	do	HClO3	
(Ácido	clórico)	onde	ocorrem	duas ligações covalentes simples	(entre	o	hidrogênio	
e	o	oxigênio)	e	duas coordenadas dativas	(entre	o	cloro	e	os	outros	dois	oxigênios),	
que	 são	 representadas por flechas.	O	 cloro	 (família	 7A	da	Tabela	Periódica)	 se	
estabilizou	 fazendo	 uma	 ligação	 covalente	 simples	 com	 o	 oxigênio.	 Como	 esse	
elemento	apresenta	 sete	 elétrons	na	 camada	de	valência	 após	 sua	estabilização,	
40
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
ainda	apresenta	pares	de	elétrons	sobrando,	por	isso	pode	realizar	duas	ligações	
coordenadas	 dativas	 com	 os	 outros	 oxigênios	 que	 necessitam	 desses	 pares	 de	
elétrons	para	se	estabilizar.
FIGURA 18 - FÓRMULA ESTRUTURAL DO HCLO
3
FONTE: Disponível em: <http://www.reocities.com/Area51/
Hollow/9495/es_HClO3.gif.>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
Já	na	Figura	19	podemos	observar	a	formação	do	dióxido	de	enxofre	(SO2).	
Repare	 que	 o	 enxofre	 (S) realiza	 uma	 dupla	 ligação	 com	 o	 oxigênio	 da	 direita	
(afinal,	 ambos	 são	 da	 família	 6A	 da	 Tabela	 Periódica,	 apresentam	 seis	 elétrons	
na	camada	de	valência	e	necessitam	realizar	duas	ligações	para	se	estabilizar)	e,	
após	 sua	 estabilização	 com	 os	 pares	 de	 elétrons	 sobrantes,	 realiza	 uma	 ligação	
coordenada	dativa	com	oxigênio	da	esquerda.
FIGURA 19 - NOTAÇÃO DE LEWIS OU FÓRMULA ELETRÔNICA DO SO
2
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/wp-content/
uploads/2009/08/ligacao-covalente-dativa-so2.jpg.>. Acesso em: 22 
jan. 2016.
Note	que	a	figura	anterior	apresenta	a	Notação	de	Lewis	(fórmula	eletrônica)	
do	SO2. 
FIGURA 20 - FÓRMULA ESTRUTURAL DO SO2
FONTE: Disponível em: <http://www.geocities.ws/Penna100/
estr_SO2.gif.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
41
Note	que	a	figura	anterior	apresenta	a	fórmula	estrutural	do	SO2	finalizando	
com	uma	ligação coordenada dativa	(à	esquerda)	e	uma	dupla	ligação.
6 A LIGAÇÃO METÁLICA
“Ligação	metálica	é	aquela	realizada	entre	átomos	e	cátions	de	metais	cujos	
elétrons	 mais	 externos	 migram	 do	 átomo	 para	 o	 cátion	 e	 vice-versa”	 (COVRE,	
Geraldo	José,	2001	p.	120).
Caro	acadêmico,	como	o	próprio	nome	diz,	este	 tipo	de	 ligação	química	
ocorre	 entre	 metais.	 Os	 metais	 apresentam	 várias	 características,	 como	 boa	
condutividade	 de	 calor	 e	 eletricidade,	 maleabilidade	 (capacidade	 de	 formar	
lâminas),	 ductibilidade	 (capacidade	 de	 formar	 fios),	 tenacidade	 (resistência	 à	
tração),	são	sólidos	à	temperatura	ambiente	(25°C),	com	exceção	do	mercúrio	(Hg),	
que	é	o	único	metal	líquido,	e	são doadores de elétrons,	ou	seja,	são catiônicos. 
Este	tipo	de	ligação	é	conhecido	como	“mar	de	elétrons”	ou	“nuvem	de	elétrons”.	
Veja	a	Figura	21:
FIGURA 21 - REPRESENTAÇÃO DA LIGAÇÃO METÁLICA
FONTE: Disponível em: <http://webeduc.mec.gov.br/portaldoprofessor/
quimica/cd1/conteudo/aulas/2_aula/imagens/md.0000000 
489.jpg.>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
As	 ligações	 metálicas	 não	 apresentam	 fórmula	 eletrônica	 e	 fórmula	
estrutural,	 dependem	 do	 conhecimento	 específico	 dos	 retículos	 cristalinos.	 Os	
metais,	 em	 sua	 maioria,	 são	 representados	 por	 seus	 símbolos,	 sem	 valores	 de	
atomicidade	(quantidade	de	átomos),	que	é	muito	grande	e	indeterminada.
42
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
6.1 AS LIGAS METÁLICAS
Uma	 liga	metálica	 é	 a	 junção	de	dois	ou	mais	metais	ou	de	metais	 com	
ametais,	 cujo	 componente	 principal	 é	 um	 metal.	 Porém,	 raramente	 um	 metal	
possui	todas	as	qualidades	necessárias	paradeterminada	aplicação.	
Por	 isso	o	objetivo	de	uma	 liga	metálica	 é	de	melhorar	 as	propriedades	
físico-químicas	do	material	resultante	e,	se	possível,	diminuir	o	custo.	As	ligações	
metálicas	justificam	a	ocorrência	das	ligas	metálicas,	pois	estão	presentes	nelas.
Você sabia que usamos várias ligas metálicas em nosso dia a dia? O aço inoxidável 
(ferro, carbono e cromo) e o bronze (cobre e estanho) são alguns exemplos. A seguir veremos 
mais alguns no Quadro 8.
QUADRO 8 – EXEMPLOS DE LIGAS METÁLICAS E SUAS APLICAÇÕES
Nome comercial Composição Aplicação
Ouro	18	quilates Au	(75%)	e	Ag,	Cu	(25%) 						Joias	e	ornamentos
Amálgama	 Hg	(50%),	Ag	(35%)	e	Sn	(15%) Obturações	odontológicas
Solda	comum Pb	(67%)	e	Sn	(33%) Solda	elétrica
Níquel-crômio Ni	(60%),	Cr	(15%)	e	Fe	(25%) Fios	de	resistência	elétrica
Duralumínio Aℓ	(95%)	e	Cu,	Mg,	Mn	(5%) Peças	de	automóveis	e	aviões
Latão	 Cu	(70%)	e	Zn	(30%)
Latões,	parafusos,	válvulas	e	
bijuterias
Aço	comum Fe	e	C	(0,1%	a	1,5%) Peças,	estruturas	e	fios
Ouro	branco Au	(90%)	e	Pd	(10%) Joias	e	ornamentos
FONTE: A autora.
Caro acadêmico, para aprofundar seu conhecimento sobre as ligações químicas, 
pesquise a referência: CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto 
Alegre: McGraw Hill – Artmed 2010.
DICAS
DICAS
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
43
7 GEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Caro	acadêmico,	o	termo	geometria	refere-se	à	maneira	com	que	os	átomos	
que	 formam	uma	molécula	 estão	dispostos	 no	 espaço.	 Em	outras	palavras,	 é	 o	
“desenho	geométrico”	da	molécula.
“Pelo	estudo	das	 ligações	químicas	e	dos	átomos	presentes	na	estrutura,	
pode-se	identificar	a	forma	geométrica	das	moléculas.	Existe	um	especial	interesse	
em	se	conhecer	a	geometria	das	moléculas	que	 têm	entre	dois	e	cinco	átomos”.	
(COVRE,	2001,	p.	132).	
• Geometria molecular 
“É	 a	 forma	 como	 os	 átomos	 estão	 distribuídos	 espacialmente	 em	 uma	
molécula.	Podendo	assumir	várias	formas	geométricas,	dependendo	dos	átomos	
que	a	compõem.	As	geometrias	moleculares	mais	estudadas	são	linear,	angular,	
trigonal	plana,	piramidal	e	tetraédrica.”	
FONTE: Disponível em: <http://br.answers.yahoo.com/question 
index?qid=20090914184824AAH9c4y>. Acesso em: 13 mar. 2012. 
• Geometria linear:	formada	por	dois	elementos	ou	por	três	elementos	sem	sobra	
de	pares	de	elétrons	no	átomo	central.	Com	ângulo	de	ligação	igual	a	180º.
FIGURA 22 – GEOMETRIA LINEAR DA MOLÉCULA DO CO
2
FONTE: Disponível em: <http://desconversa.com.br/wp-
content/uploads/2015/03/co21.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 
2016. 
• Geometria angular:	formada	por	três	elementos	e	há	sobras	de	pares	de	elétrons	
no	átomo	central,	com	ângulo	de	ligação	igual	a	104,5º.	
FIGURA 23 – GEOMETRIA ANGULAR DA MOLÉCULA DA H
2
O
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/
upload/e/mol%20dois.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
44
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
• Geometria Trigonal Plana:	 formada	por	quatro	elementos	e	não	há	sobra	de	
pares	de	elétrons	no	átomo	central,	com	ângulo	de	ligação	igual	a	120º.	
FIGURA 24 – GEOMETRIA TRIGONAL PLANA DA MOLÉCULA 
DO BH
3
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/
upload/e/mol%20tres.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
• Geometria Piramidal:	 formada	por	quatro	elementos	e	há	 sobra	de	pares	de	
elétrons	no	átomo	central,	com	ângulo	de	ligação	igual	a	107º.	
FIGURA 25 - GEOMETRIA PIRAMIDAL DA MOLÉCULA DE NH
3
FONTE: Disponível em: <http://zeus.qui.ufmg.br/~qgeral/wp-content/
uploads/2012/08/Piramidal-trigonal-NH3.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
• Geometria Tetraédrica:	formada	por	cinco	elementos	e	não	há	sobra	de	pares	de	
elétrons	no	átomo	central,	com	ângulo	de	ligação	igual	a	109,25º.	
FIGURA 26 - GEOMETRIA TETRAÉDRICA DA MOLÉCULA 
DO CH4
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/
upload/e/mol%20quatro(1).jpg.> Acesso em: 26 jan. 2016. 
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
45
7.1 POLARIDADE
Caro	acadêmico,	você	já	ouviu	falar	em	polaridade?	E	em	polos	contrários?	
Polos	positivos	e	negativos?	Neste	momento	iremos	estudar	um	assunto	que	irá	
contemplar	esses	termos,	e	ainda	nos	ajudará	a	entender	inúmeros	fenômenos	que	
ocorrem	em	nosso	cotidiano.	
Lembrando	do	que	foi	estudado	em	ligações	químicas,	sabe-se	que	entre	
dois	átomos,	A	e	B,	que	estabelecem	ligação	covalente	ou	molecular,	o	par	eletrônico	
pertencerá	 simultaneamente	 aos	 dois	 átomos	 ligantes;	 porém,	 dependendo	 da	
eletronegatividade,	um	átomo	poderá	atraí-lo	com	maior	intensidade	que	outro.	
Neste	sentido,	podemos	definir	o	termo	polaridade.
“Polaridade	da	ligação	é	o	resultado	da	diferença	entre	as	eletronegatividades	
dos		átomos	que	estão	ligados”.	(COVRE,	2001,	p.	135).	
Lembre-se	de	que	eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem 
de atrair elétrons de outro átomo, quando os dois realizam uma ligação química.
Ainda	 falando	 sobre	 as	 ligações	 covalentes	 ou	 moleculares,	 podemos	
classificá-las	segundo	sua	polaridade	em:	
• Ligação covalente polar:	 formada	 por	 elementos	 diferentes,	 ou	 seja,	 há	
diferença	 de	 eletronegatividade	 e	 formação	 de	 cargas	 parciais	 d+	 e	 d-,	 pois	
podemos	 identificar	 polos	 elétricos	 opostos.	 Quanto	 maior	 a	 diferença	 de	
eletronegatividade,	maior	a	polaridade	da	ligação.		Ex.:	HCl	
• Ligação covalente apolar:	 formada	 por	 elementos	 iguais,	 ou	 seja,	 não	 há	
diferença	de	eletronegatividade,	ou	essa	é	muito	pequena	ou	 igual	a	zero.	Se	
os	elementos	são	iguais,	os	valores	de	eletronegatividade	também	são,	logo,	a	
ligação	é	apolar.	Ex.:	H2
Não se esqueça de consultar os valores de eletronegatividade dos elementos 
químicos em sua Tabela Periódica.
NOTA
46
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
7.1.1 Polaridade Molecular
Para	verificarmos	se	uma	molécula	é	polar	ou	apolar,	devemos	utilizar	o	
vetor	µ	(momento	dipolar),	que	apresenta	as	seguintes	características:	
•	 Sentido:	do	átomo	menos	eletronegativo	para	o	mais	eletronegativo.	
•	 Módulo:	é	a	diferença	entre	a	eletronegatividade	dos	átomos.
•	 Quando	os	vetores	forem	para	o	mesmo	sentido	o	µ=	0	e	a	molécula	será	polar.	
•	 Quando	os	vetores	forem	para	sentidos	opostos	o	µ =	0	e	a	molécula	será	apolar.	
Veja	os	exemplos	na	figura	a	seguir.
FIGURA 27 - LIGAÇÃO POLAR – LIGAÇÃO APOLAR 
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2012/03/
van-der-waals1.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
“A polaridade de uma molécula depende da polaridade das ligações estabelecidas 
entre os átomos constituintes e da sua geometria”. (COVRE, 2001, p. 138).
IMPORTANT
E
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
47
7.1.2 A polaridade e a solubilidade
A	 solubilidade	 de	 uma	 substância	 em	 outra	 depende	 diretamente	 da	
polaridade	 de	 suas	 moléculas.	 Regra	 de	 solubilidade:	 “Semelhante dissolve 
semelhante”,	ou	seja:	Polar dissolve substância polar. Apolar dissolve substância 
apolar. 
Ex.:	O	KCl	(polar)	dissolve-se	em	H2O	(polar),	mas	não	se	dissolve	em	C6H6 
(apolar).	O	CH4	(apolar)	dissolve-se	em	C6H6	(apolar),	mas	não	se	dissolve	em	H2O	
(polar).
8 FORÇAS INTERMOLECULARES
“Força	 intermolecular	 é	 o	 nome	 dado	 à	 atração	 existente	 entre	 unidades	
elementares”.	(COVRE,	2001,	p.	141).	São	forças	de	interações	entre	moléculas.	As	
forças	 intermoleculares	 justificam	a	presença	dos	 estados	 físicos	das	 substâncias:	
estado	 sólido,	 estado	 líquido	 e	 estado	 gasoso,	 o	 que	 nos	 faz	 concluir	 que,	 entre	
as	 moléculas,	 existem	 forças	 de	 atração	 de	 diferentes	 intensidades.	 As	 forças	
intermoleculares	 interferem	 diretamente	 nas	 temperaturas	 de	 fusão	 (PF)	 e	 nas	
temperaturas	de	ebulição	(PE)	de	uma	substância.	Quanto	mais	intensa	for	a	força	
de	atração	entre	as	moléculas,	mais	difícil	será	separá-las,	ou	seja,	será	necessário	
fornecer	 muita	 energiapara	 que	 tal	 separação	 ocorra,	 o	 que	 justifica	 as	 altas	
temperaturas	de	fusão	e	ebulição.
Ligações intermoleculares fortes x altas temperaturas de fusão e ebulição.
Uma	substância	no	estado	 sólido	apresenta	altas	 forças	de	atração	entre	
suas	moléculas	em	relação	ao	estado	líquido.	No	estado	gasoso,	as	forças	de	atração	
entre	as	moléculas	são	muito	baixas,	ou	quase	nulas.	As	forças	intermoleculares	
se	dividem	em	dois	tipos:	Forças	de	Van	der	Waals	e	Ligação	de	hidrogênio,	ou	
Pontes	de	hidrogênio.	
NOTA
48
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
8.1 FORÇAS DE VAN DER WAALS
As	Forças	de	Van	der	Waals	ocorrem	entre	moléculas	polares.	A	formação	
do	dipolo	se	dá	através	da	diferença	de	eletronegatividade	entre	os	ligantes:	o	polo	
da	extremidade	negativa	de	uma	molécula	atrai	o	polo	da	extremidade	positiva	da	
molécula	vizinha.	
FIGURA 28 - FORMAÇÃO DO DIPOLO NA MOLÉCULO DE ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl) 
FONTE: Disponível em: <http://webeduc.mec.gov.br/portaldoprofessor/quimica/cd1/
conteudo/aulas/1_aula/imagens/0000000539.jpg>. Acesso em: 26 jan. 2016. 
Esse	 tipo	 de	 interação	 também	 ocorre	 nas	 ligações	 iônicas,	 porém	 com	
uma	intensidade	bem	menor.	Na	figura	anterior	temos	o	exemplo	do	HCl,	a	uma	
temperatura	de	–84	ºC,	onde	já	se	consegue	quebrar	as	ligações	das	moléculas	do	
ácido	clorídrico	no	estado	líquido	e,	assim,	pode	ocorrer	a	passagem	para	o	estado	
gasoso.	
•	 FORÇAS	DE	VAN	DER	WAALS:	São	interações	fracas	e	são	classificadas	em:	
Dipolo-Dipolo	e	Dipolo-Instantâneo	-	Dipolo	Induzido	(ou	Forças	de	London).
8.2 DIPOLO-DIPOLO OU DIPOLO INSTANTÂNEO
São	forças	de	atração	que	ocorrem	em	moléculas	apolares	no	estado	sólido	
ou	líquido.	A	nuvem	de	elétrons	nas	moléculas	apolares	é	contínua,	não	aparecendo	
cargas	elétricas.	Essa	nuvem	pode	ser	deformada	por	alguma	ação	externa,	como	a	
elevação	da	pressão	e	o	abaixamento	da	temperatura,	o	que	ocasiona	uma	distribuição	
desigual	de	cargas	e	o	aparecimento	de	um	dipolo.	O	dipolo	instantâneo	induz	a	
polarização	da	molécula	vizinha,	resultando	em	uma	fraca	atração	entre	elas.	Veja	o	
exemplo	das	moléculas	de	O2,	na	figura	a	seguir.
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
49
FIGURA 29 - DIPOLO INSTANTÂNEO DO O
2
 INDUZ A POLARIZAÇÃO DA MOLÉCULA VIZINHA
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/upload/conteudo/images/
polarizacao%20do%20oxigenio.jpg.>. Acesso em: 26 jan. 2016.
Com	o	oxigênio	em	estado	líquido,	as	forças	de	atração	entre	as	moléculas	
de	O2	são	tão	fracas	que	a	–183	
ºC	já	se	consegue	quebrar	essas	ligações,	e	o	oxigênio	
passa	para	o	estado	gasoso.	
8.3 PONTES DE HIDROGÊNIO OU LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
“Ponte	 de	 hidrogênio	 ou	 ligação	 de	 hidrogênio	 é	 o	 nome	 dado	 à	 força	
de	 atração	 existente	 entre	 dipolos	 permanentes	 quando	 o	 hidrogênio	 está	
ligado	 a	 átomos	de	 alta	 eletronegatividade	 e	pequenos,	 ou	 seja,	 flúor,	 oxigênio	
e	 nitrogênio”.	 (COVRE,	 2001,	 p.	 142).	As	 Pontes	 de	 hidrogênio	 ou	 ligações	 de	
hidrogênio	se	encaixam	a	um	caso	particular	de	interação	dipolo-dipolo,	em	que	
o	dipolo	formado	é	muito	intenso.	Esse	fenômeno	ocorre	quando	a	diferença	de	
eletronegatividade	entre	os	elementos	ligantes	é	muito	alta.	Esse	tipo	de	interação	
ocorre	 em	moléculas	 polares.	 Exemplos:	 Moléculas	 de	 ácido	 fluorídrico,	 água,	
amônia	e	metanol.	
A	intensidade	das	pontes	de	hidrogênio	é	muito	maior	que	a	força	de	Van	
der	Waals,	pois	para	a	água	passar	do	estado	líquido	para	o	estado	gasoso,	ou	seja,	
evaporar,	necessita-se	de	100ºC,	o	que	é	uma	temperatura	muito	elevada.
Quanto mais intensa for a força intermolecular, maior será a energia necessária 
para separar as moléculas, ou seja, maior serão as temperaturas de fusão e ebulição.
Veja	a	seguir	a	ordem	de	crescimento	das	forças	intermoleculares:	
ATENCAO
50
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
Forças de Van der Waals -> Dipolo -Instantâneo -> Pontes de Hidrogênio
Quanto maior o tamanho da molécula, mais fácil a ocorrência de distorções da 
nuvem eletrônica; em consequência, mais fácil será a formação de polos. Logo, à medida 
que o tamanho da molécula aumenta (aumento da massa molecular), aumenta também a 
temperatura de ebulição. O tamanho da molécula e a temperatura de ebulição são diretamente 
proporcionais.
LEITURA COMPLEMENTAR
Elementos químicos recentemente adicionados à Tabela Periódica
Desde	 a	 sua	 composição	pelo	 químico	 e	 inventor	Dimitri	Mendeleev,	
na	 segunda	metade	do	 século	XIX,	 a	Tabela	Periódica	ficou	 sujeita	a	 constantes	
atualizações.	Algum	tempo	depois	de	sua	ampla	adoção,	foram	descobertos	o	gálio	
e	o	germânio,	cujas	propriedades	preenchiam	satisfatoriamente	as	lacunas	da	tabela,	
previstas	anos	antes	por	Mendeleev.	O	último	elemento	químico	que	se	presumia	
ocorresse	espontaneamente	na	natureza,	o	frâncio,	foi	descoberto	em	1939.	Em	1971,	
porém,	cientistas	identificaram	pequenas	partículas	de	plutônio	que	se	formavam	
naturalmente.	Quase	ao	mesmo	tempo	em	que	os	últimos	elementos	de	formação	
espontânea	iam	sendo	adicionados	à	tabela,	pesquisadores	realizavam	experiências	
com	o	urânio	e	o	plutônio,	que,	ao	 terem	seus	átomos	bombardeados	por	outras	
partículas	 (como,	por	exemplo,	nêutrons	ou	partículas	carregadas	de	movimento	
rápido),	dão	origem	a	novos	 entes,	 os	 chamados	elementos	 sintéticos.	É	 esta	 a	
principal	vertente	na	qual	a	química	atual	investe,	no	que	tange	à	descoberta	de	novos	
elementos,	todos	artificiais	em	essência,	ou	seja,	sintetizados	em	laboratório.	Assim,	os	
elementos	mais	recentes	da	Tabela	Periódica	são	ao	mesmo	tempo	classificados	como	
transurânicos,	por	terem	número	atômico	maior	que	92,	e	sintéticos,	pela	fabricação	
artificial.	Como	a	Tabela	Periódica	conta,	ao	momento	da	composição	deste	artigo	
(04/2012),	com	118	elementos	classificados,	temos	26	elementos	transurânicos	e	20	
elementos	sintéticos.	Nos	últimos	20	anos	nove	foram	os	elementos	adicionados	à	
Tabela	Periódica:
110	-	Darmstadtium	(Ds)	-	1994
111	-	Roentgenium	(Rg)	-	1994
112	-	Copernicium	(Cn)	-	1996
113	-	Ununtrium	(Uut)	-	2003
114	-	Ununquadium	(Uuq)	-	1999
115	-	Ununpentium	(Uup)	-	2003
116	-	Ununhexium	(Uuh)	-	2000
ATENCAO
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
51
117	-	Ununseptium	(Uus)	-	2010
118	-	Ununoctium	(Uuo)	–	2012
As	principais	características	de	todos	estes	elementos,	além	de	não	terem	na	
prática	um	uso	definido,	é	que	são	todos	radioativos,	têm	uma	vida	média	brevíssima,	
em	muitos	casos,	poucos	segundos	ou	às	vezes	menos,	e	em	consequência,	sofrem	
um	processo	chamado	“decaimento”,	que	consiste	na	conversão,	ao	momento	em	
que	sua	vida	média	cessa,	em	elementos	de	massa	atômica	menor.	Até	o	momento,	
apenas	três	destes	elementos	listados	possuem	nome	definido,	que	é	selecionado	
pelo	IUPAC	-	em	inglês,	International	Union	of	Pure	and	Applied	Chemistry	ou	
União	Internacional	de	Química	Pura	e	Aplicada.	O	Darmstadium	recebe	o	nome	
da	 cidade	onde	 foi	pela	primeira	vez	 sintetizado	 -	Darmstad,	na	Alemanha;	 o	
Roentgenium,	batizado	em	homenagem	a	Wilhelm	Conrad	Röntgen,	o	descobridor	
do	Raio-X;	o	Copernicium	deve	seu	nome	ao	astrônomo	polonês	Nicolau	Copérnico.	
Os	elementos	seguintes	não	possuem	nome	definido.	Seu	nome	provisório	é	apenas	
o	equivalente	em	latim	para	os	numerais	113	a	118	(ununtrium	é	a	forma	latina	
de	13,	e	assim	por	diante).	Mas	a	qualquer	momento	a	IUPAC	pode	atribuir	uma	
nomenclatura	definitiva	a	estes	elementos,	que	receberão,	provavelmente,	nomes	
de	personalidades,	ou	das	cidades	onde	foram	sintetizados	pela	primeira	vez.	
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/elementos-quimicos-
recentemente-adicionados-a-tabela-periodica/>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
52
RESUMO DO TÓPICO 3
•	 Os	átomos	apresentam	a	tendência	de	perder	ou	ganhar	elétrons	para	obter	os	
oito	elétrons	na	camada	de	valência.
•	 Ligação	iônica	ocorre	por	transferência	deelétrons,	entre	um	metal	e	um	não	
metal.
•	 A	ligação	covalente	ou	molecular	ocorre	por	compartilhamento	de	elétrons	entre	
não	metal	com	não	metal.
•	 A	ligação	coordenada	dativa	é	um	caso	particular	de	ligação	covalente.
•	 As	ligações	metálicas	ocorrem	entre	metais	e	são	conhecidas	como	“nuvem	de	
elétrons”	ou	“mar	de	elétrons”.
•	 As	ligas	metálicas	são	junções	de	dois	ou	mais	metais,	podendo	conter	um	não	
metal,	com	o	intuito	de	melhorar	suas	propriedades.
•	 O	termo	geometria	refere-se	à	maneira	como	os	átomos	que	formam	uma	molécula	
estão	dispostos	no	espaço.	Em	outras	palavras,	 é	o	“desenho	geométrico”	da	
molécula.
•	 Geometria	é	a	forma	como	os	átomos	estão	distribuídos	espacialmente	em	uma	
molécula,	podendo	assumir	várias	formas	geométricas,	dependendo	dos	átomos	
que	a	compõem.	
•	 As	geometrias	moleculares	mais	estudadas	são	linear,	angular,	trigonal	plana,	
piramidal	e	tetraédrica.
•	 Polaridade	da	ligação	é	o	resultado	da	diferença	entre	as	eletronegatividades	dos	
átomos	que	estão	ligados,	e	eletronegatividade	é	a	capacidade	que	um	átomo	
tem	de	atrair	 elétrons	de	outro	átomo,	quando	os	dois	 realizam	uma	 ligação	
química.
•	 Ligação	 covalente	 polar:	 formada	 por	 elementos	 diferentes,	 ou	 seja,	 há	
diferença	 de	 eletronegatividade	 e	 formação	 de	 cargas	 parciais	 d+	 e	 d-,	 pois	
podemos	 identificar	 polos	 elétricos	 opostos.	 Quanto	 maior	 a	 diferença	 de	
eletronegatividade,	maior	a	polaridade	da	ligação.		Ex.:	HCl.
•	 Ligação	 covalente	 apolar:	 formada	 por	 elementos	 iguais,	 ou	 seja,	 não	 há	
diferença	de	eletronegatividade,	ou	essa	é	muito	pequena	ou	 igual	a	zero.	Se	
os	elementos	são	iguais,	os	valores	de	eletronegatividade	também	são,	logo,	a	
ligação	é	apolar.	Ex.:	H2.
53
•	 Para	verificarmos	se	uma	molécula	é	polar	ou	apolar,	devemos	utilizar	o	vetor	
µ	(momento	dipolar),	que	apresenta	as	seguintes	características:	
a)	Sentido:	do	átomo	menos	eletronegativo	para	o	mais	eletronegativo.	
b)	Módulo:	é	a	diferença	entre	a	eletronegatividade	dos	átomos.	
c)	Quando	os	vetores	forem	para	o	mesmo	sentido	o	µ=	0	e	a	molécula	será	polar.	
d)	Quando	os	vetores	forem	para	sentidos	opostos	o	µ	=	0	e	a	molécula	será	apolar.
•	 A	solubilidade	de	uma	substância	em	outra	depende	diretamente	da	polaridade	
de	suas	moléculas.	Regra	de	solubilidade:	“Semelhante	dissolve	semelhante”,	
ou	seja:	Polar	dissolve	substância	polar,	apolar	dissolve	substância	apolar.
•	 Força	 intermolecular	 é	 o	 nome	 dado	 à	 atração	 existente	 entre	 unidades	
elementares.
•	 As	Forças	de	Van	der	Waals	ocorrem	entre	moléculas	polares.	A	formação	do	
dipolo	se	dá	através	da	diferença	de	eletronegatividade	entre	os	ligantes:	o	polo	
da	extremidade	negativa	de	uma	molécula	atrai	o	polo	da	extremidade	positiva	
da	molécula	vizinha.		
•	 Ponte	de	hidrogênio	ou	ligação	de	hidrogênio	é	o	nome	dado	à	força	de	atração	
existente	entre	dipolos	permanentes	quando	o	hidrogênio	está	ligado	a	átomos	
de	alta	eletronegatividade	e	pequenos,	ou	seja,	flúor,	oxigênio	e	nitrogênio.
•	 Tamanho	 da	 molécula:	 Quanto	 maior	 o	 tamanho	 da	 molécula,	 mais	 fácil	 a	
ocorrência	de	distorções	da	nuvem	eletrônica;	em	consequência,	mais	fácil	será	
a	formação	de	polos.
54
1	 Dois	 elementos,	X	e	Y,	 apresentam	valores	de	números	atômicos	20	 e	 17,	
respectivamente.	A	 fórmula	molecular	 e	 o	 tipo	de	 ligação	do	 composto	
formado	são:	
	 Assinale	a	alternativa	CORRETA:
a)	(		)	XY2	ligação	covalente.
b)	(		)	X2Y	ligação	iônica.
c)	(		)	XY2	ligação	iônica.
d)	(		)	X2Y	ligação	covalente.
e)	(		)	X2Y2		ligação	iônica.
2	 Explique	por	que	o	íon	cloreto	(Cl-)	é	estável	e	o	átomo	de	cloro	(Cl)	não,	ou	
seja,	é	instável.
3		Após	os	estudos	realizados	sobre	polaridade,	assinale	a	alternativa	CORRETA:
a)	(		)	A	polaridade	é	dependente	da	eletropositividade.
b)	(		)	Ligações	polares	ocorrem	entre	elementos	iguais.
c)	(		)	Ligações	apolares	ocorrem	entre	elementos	diferentes.
d)	(		)	As	moléculas	polares	são	solúveis	em	água.
AUTOATIVIDADE