Geoquimica I 3 T Atomos TP classificação geoquímica dos elementos

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Geoquímica I 
 
Estrutura Atómica; Classificação Geoquímica dos 
Elementos; Forças de Ligação 
 
Universidade Federal de Sergipe 
Departamento de Geologia 
Prof. Carlos Marques de Sá 
Aula 3 
Sumário 
• Estrutura atómica 
• Tabela Periódica 
• Diferenciação dos elementos 
• Classificação Geoquímica dos 
Elementos 
• Substituições Iónicas 
• Forças de Ligação 
2 
Estrutura Atómica 
• Um átomo é constituído por 
um núcleo com protons (+) 
e neutrons (0), e envolto 
por uma “nuvem” 
eletrónica (-) 
• Num átomo sem carga o 
número de protons é igual 
ao número de eletrons. 
• um átomo caracteriza-se 
pelo seu número atómico 
(Z): o número de protons; e 
pelo número de massa (A): 
o número de nucleons. 
3 
Estrutura Atómica 
• O número atómico (Z) corresponde ao número de 
protons e o número de massa (A) correponde ao 
número de protons + neutrons, protons + neutrons 
também chamados de nucleons. Mas nem todos os 
átomos de um mesmo elemento têm o mesmo 
número de massa… 
 
4 
1H 2H 3H 
Isótopos: átomos que diferem apenas no 
número de neutrons presentes no núcleo. 
Estrutura Atómica 
5 
Estrutura Atômica 
• A massa atómica de um elemento é a média dos números de 
massa dos isótopos de um determinado elemento, ponderada 
pela ocorrência de cada isótopo. 
• Expressa em u.m.a que corresponde à múltiplicação do seu 
número de massa (A), por 1/12 da massa do núcleo de C 
(u.m.a). 
• Para 1 mole de átomos de C temos: 
• 1 u.m.a. = 1212 x 6x1023 = 1,66x10
-24g 
 
6 
Estrutura Atómica 
• Os átomos podem 
também perder ou ganhar 
eletrons, tornando-se 
eletricamente carregados, 
passando a chamar-se 
ions. 
• O átomo que captura um 
(ou mais) eletron é um 
anion. 
• O átomo que perde um 
(ou mais) eletron é um 
cation. 
 7 
O sal da cozinha 
Estrutura Atómica 
8 
3o nível de energia 
(camada) 
1o nível de energia 
(camada) 
Estrutura Atómica 
• Os electrons dispõem-se em camadas energéticas em torno do 
núcleo, descrevendo “órbitas” (mas não como os planetas!). 
• A posição de um eletron no espaço é definida por 4 números 
quânticos: 
• n: número quântico principal – função do raio (r), reflete também o 
nível energético da camada (pode ser: 1, 2, 3, ...) 
• l: número quântico azimutal – define o número de subcamadas ou 
orbitais e forma de orbital (pode ser: s, p, d, f, … l = n - 1) 
• m: número quântico magnético – define a orientação e forma da 
orbital (varia entre – l e + l) 
• s: número quântico de spin – determina o spin do electron (pode 
ser - ½ ou + ½) 
9 
10 
• Estados quânticos permitidos (n,l,m,s): 
 n=1: 1,0,0,±1/2 1s (2 eletrons) [2 electrons] 
 n=2: 2,0,0 ,±1/2 2s (2 electrons) 
 2,1,(–1,0,1),±1/2 2p (6 electrons) [8 
electrons] 
 n=3: 3,0,0 ,±1/2 3s (2 electrons) 
 3,1,(–1,0,1),±1/2 3p (6 electrons) 
 3,2,(0,±1,±2),±1/2 3d (10 electrons) [18 electrons] 
 n=4: 4,0,0 ,±1/2 4s (2 electrons) 
 4,1,(–1,0,1),±1/2 4p (6 electrons) 
 4,2,(0,±1,±2),±1/2 4d (10 electrons) 
 4,3,(0,±1,±2,±3),±1/2 4f (14 electrons) [32 electrons] 
Estrutura Atómica 
Formas das orbitais 
Estrutura Atómica 
11 
• Em cada uma das 
orbitais coexistem dois 
electrons com spins 
diferentes. 
• Segundo o princípio da 
exclusão de Pauli não 
podem existir dois 
eletrons no mesmo 
átomo com os mesmos 
quatro números 
quânticos. 
• As diferentes orbitais 
correspondem a 
diferentes níveis 
energéticos. 
Energias relativas das orbitais 
Estrutura Atómica 
12 
• Sequência de Preenchimento: 
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146
d10... 
• Uma forma de facilitar o 
preenchimento desta 
sequência é compondo a 
seguinte tabela e seguindo as 
setas do esquema. 
• Não existem na natureza 
elementos com as orbitais g, 
h, i, etc. 
• Maior Z da TP é 120 (7s2). 
Tabela Periódica 
• A Tabela Periódica – Dimitri Mendeleiev 
13 
Dimitri 
Mendeleiev 
1834-1907 
Cientista genial, considerado um dos melhores 
professores do seu tempo, Dimitri Ivanovich 
Mendeleiev, entre muitos outros conhecimentos, 
deixou-nos a sua tabela periódica, ferramenta ubíqua 
das ciências exactas e naturais. 
 Ao procurar organizar e 
classificar os elementos 
segundo as suas propriedades 
químicas, Mendeleev cria a 
tabela periódica através da 
qual consegue fazer várias 
correcções aos conhecimentos 
da época e predizer elementos 
ainda não descobertos. 
Estrutura Atómica 
• A Tabela Periódica é uma grelha de átomos neutros com 
elétrons estruturados em camadas energéticas. 
• A sua construção obedece à mecânica quântica das orbitais 
ou níveis de energia que o eletron pode ocupar (n, l, m, s). 
• Os elementos estão organizados na tabela periódica em 
ordem crescente do número atómico e concomitantemente 
das configurações eletrônicas que são responsáveis pelas suas 
distintas propriedades químicas. 
• Isto é útil para prever comportamentos químicos porque 
apenas as camadas externas de um átomo participam nas 
reações químicas normais. Verificam-se afinidades e 
propriedades químicas em comum, entre os elementos que se 
situam num mesmo período (linha) ou num mesmo grupo 
(coluna) da TP. 14 
Tabela Periódica 
• A Tabela Periódica é uma grelha de átomos neutros com elétrons 
estruturados em camadas. É útil para prever comportamentos 
químicos porque apenas as camadas mais externas de um átomo 
participam nas reações químicas ordinárias… 
• A sua construção obedece à mecânica quântica que descreve os 
níveis de energia ou orbitais que o eletron pode ocupar (n, l, m, s) 
• Obedece também a outros dois princípios: 
• O Princípio de Exlusão de Pauli: não podem existir dois 
eletrons no mesmo átomo com os mesmos números quânticos; 
• O Princípio de Aufbau: o estado de equilíbrio de um átomo é 
obtido preenchendo as orbitais do menor para o maior nível de 
energia um eletron de cada vez. Maior estabilidade é atingida 
por orbitais totalmente cheias, meio cheias ou totalmente vazias. 
 16 
Tabela Periódica 
17 
Elementos com o mesmo número de valência (número de eletrons na camada 
externa), possuem comportamento químico similar. Exemplos: 
C (Z=6) 1s22s22p2 ; Si (Z=14) 1s22s22p63s23p2 = [Ne]3s23p2 ; Ge (Z=32) 
1s22s22p63s23p64s23d104p2 = [Ar]4s23d104p2 
Tabela Periódica 
•Orbitais s e p preenchidas são muito estáveis; 
•Orbitais p ou d parcialmente preenchidas são também 
bastante estáveis. 
•Assim, os ions de um elemento são governados pela 
coluna em que se encontram na TP, ou seja, pelo 
número de eletrons na camada externa de um átomo 
neutro. 
•Elementos com baixa eletronegatividade libertam 
eletrons de valência preenchendo assim a camada 
externa - tornam-se cations positivamente carregados. 
•Elementos com elevada eletronegatividade fácilmente 
preenchem a camada externa capturando eletrons extra 
- tornam-se anions, negativamente carregados. 
18 
Tabela Periódica 
19 
Podemos subdividir a 
Tabela Periódica em 
Grupos e Famílias de 
elementos de acordo com 
o seu comportamento 
iónico: 
 
• Metais: tendem a doar 
eletrons 
 
• Não-Metais: tendem a 
ganhar eletrons 
 
• Metalóides: podem fazer 
ambos 
Metais 
Alcalinos Metais 
Alcalinos 
Terrosos 
Halogênios 
Gases 
Nobres 
Metais de Transição 
Lantanídeos 
Actinídeos 
Não-Metais 
Metais 
Metalóides 
Lantanídeos 
Actinídeos 
Tabela Periódica 
20 
Tabela Periódica 
Definições de algumas propriedades dos átomos: 
• Potencial de ionização: energia necessária para 
retirar um eletron da camada de valência de um 
dado elemento. 
• Eletronegatividade: força comque o núcleo atrai os 
seus eletrons da última camada. 
• Valência (ou estado de oxidação): configurações 
iónicas mais comuns para um dado elemento 
(determinadas por quantos eletrons são adicionados 
ou retirados ao ion). 
 
21 
Tabela Periódica 
22 
+1,-1
+1
+1
+1
+1
+1
+1
+2
+2
+2
+2
+2
+2
+3
+3 +4
+4
+5
+3,+4
+5
+3,+4
+5
+3,+6
+3,+4
+5,+6
+4,+6
+2,+7
+4,+5
+6,+7
+2,+3
+3,+4
+4
+2,+3
+3,+4
+2,+3
+1,+2
+3,+4
+1,+2 +2
+2
+1,+2
+3
+3
+1,+3
+4
+2,+4
+5
+3
-2,+6
+4,+6
-1
-1
-1
0
0
0
+3
+3
-4,+4
+4
-3,+3
+5
+3,+5
-2
-2,+6
-1
-1
0
0
0
+3
+3
+3,+4
+4
+3
+3,+4
+5
+3
+3,+4
+5,+6
+3 +3 +2,+3 +3 +3,+4 +3 +3 +3 +3 +3 +3
1
2
3
4
5
6
7
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
Lanthanides
Actinides
1
3
11
19
37
55
87
4
12
20
38
56
88
21
39
22
40
72
23
41
73
24
42
74
25
75
26
44
76
27
45
77
28
46
78
29
47
79
30
48
80
5
13
31
49
81
6
14
32
50
82
7
15
33
51
83
8
16
34
52
84
9
17
35
53
85
10
18
36
54
86
2
57
89
58
90
59
91
60
92
61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
+4
+4,+6+3,+5+2,+4+1,+3
+1,+3+2,+4+3,+4
Valências segundo as colunas 
(grupos) 
Tabela Periódica 
23 
Energia de Ionização 
Tabela Periódica 
• O carácter metálico de um elemento diminui 
ao longo do período da TP. Este é medido pela 
eletronegatividade. 
• As eletronegatividades de Pauling são medidas 
adimensionais calculadas a partir das forças de 
ligação entre átomos em moléculas. 
• A eletronegatividade cresce com Z, sendo que 
os gases inertes não atraem elétrons. 
24 
Tabela Periódica 
25 
Eletronegatividade 
Tabela Periódica 
• O tamanho de um átomo é extremamente difícil de 
medir experimentalmente, sendo definido como o 
raio de máxima densidade de carga na orbital mais 
exterior. 
• Mas o raio atómico efectivo depende também do 
número e tipo de átomos ou ions adjacentes e da 
carga iónica. 
• Em ligações entre átomos idênticos o raio é igual a 
metade da distância interatómica. 
• Em ligações entre ions diferentes a distância 
interatómica é controlada pelas forças de atração e 
repulsão entre os ions, e as suas cargas, segundo a 
Lei de Coulomb: 
• F = k [(q+)(q-)/d2] 
 
26 
Tabela Periódica 
• Raios atómicos 
27 
Tabela Periódica 
• Átomos dos diversos elementos têm: 
• Raio iônico e valência variável 
– Cations (+) - geralmente menor raio iónico; 
– Anions (-) - geralmente maior raio iónico; 
– Valência - varia dependendo do nº atómico e interação com outros ions. 
28 
29 
Tabela Periódica 
Tabela Periódica 
• Alguns conceitos a recordar: 
• O raio iônico de séries isoeletrónicas decresce com o aumento 
do número atómico. 
• O raio de ions com a mesma carga de um mesmo grupo, 
cresce com o aumento do número atômico. 
• O raio de ions do mesmo elemento decresce com o aumento 
da carga positiva e cresce com o aumento da carga negativa. 
• O raio de ions com cargas +2 ou +3 dos metais de transição do 
quarto período decresce com o aumento de Z, implicando 
uma contração da nuvem eletronica (orbitais 3d preenchidas). 
• Ions de elementos diferentes podem ter raios iônicos 
semelhantes. 
 
 
 
30 
Diferenciação dos Elementos 
• Os meteoritos condríticos serão vestígio dos 
planetesimais primitivos que por acreção deram 
origem aos planetas como a Terra. 
• Os principais elementos que constituem as fases 
minerais presentes nos meteoritos são Fe, Mg, Si, O 
e S. 
• O Fe devido à sua abundância é comum em todas as 
fases condensadas – fase metálica, fase silicato, fase 
sulfeto. 
• Piroxênio: (Fe,Mg)SiO3; Olivina: (Fe,Mg)2SiO4; 
Kamacita-Taenita: FeNi; Troilite: FeS: 
 
31 
Diferenciação dos Elementos 
• Os elementos mais eletronegativos que o Ferro concentraram-
se na fase metálica; 
• Os menos eletronegativos que o ferro concentraram-se na 
fase silicatada. 
• A fase sulfeto atrai os elementos que formam com o enxofre e 
com os metalóides ligações moleculares. 
32 
• A distribuição dos 
elementos num campo 
gravitacional como o da 
Terra é controlada pelas 
fases de maior importância 
que podem ser formadas e 
não pelas suas densidades 
ou pesos atómicos, como 
se poderia esperar. 
• Os processos de diferenciação podem ser simulados por uma experiência de fusão de 
um condrito que resulta em 3 líquidos imiscíveis e um vapor… 
Liquido Silicatado 
Liquido Sulfetado 
Liquido Metálico 
Fase Gasosa 
Siderófilo 
Calcófilo 
Litófilo 
Atmófilo H, He, N, gases nobres 
Alcalinos, Alcalino-
terrosos, Halogéneos, B, 
O, Al, Si, Sc, Ti, V, Cr, Mn, 
Y, Zr, Nb, Lantanídeos, Hf, 
Ta, Th, U 
Cu, Zn, Ga, Ag, Cd, In, 
Hg, Tl, As, S, Sb, Se, Pb, 
Bi, Te 
Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, 
Ir, Pt, Mo, Re, Au, C, P, 
Ge, Sn 
• Na classificação de Goldschmidt os elementos são classificados de acordo com a sua 
distribuição entre os quatro tipos de fluidos acima referidos. 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
33 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
• Victor Moritz Goldschmidt 
• Um dos pais da Geoquímica. Doutorado aos 23 anos. 
Professor de Mineralogia e Petrologia na Universidade de 
Oslo aos 24 anos. Preso num campo de concentração nazi 
em 1942. Foge para Inglaterra com ajuda da resistência. 
• Grandes contribuições científicas: 
• Aplicação da Regra das Fases de Gibbs a problemas 
geológicos (metamorfismo de contacto); 
• Cunha a expressão Diferenciação da Terra, e estuda 
os seus processos - Classificação geoquímica dos 
elementos. 
• Estuda cristaloquímica determinando a estrutura de 
200 compostos; 
• Explica as mudanças na estrutura através da 
variação dos raios iônicos – princípio da 
coordenação; 
• Publica o ciclo geoquímico do Carbono; 
• Explica a “contração dos lantanídeos”; 
• Estuda a apatite para fabrico de fertilizantes; 
• …… 
 
 
 
1888 – 1947 
Nasceu em 
Zurique na 
Suiça, morreu 
em Oslo, 
Noruega. 
34 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
• A classificação geoquímica dos elementos é 
baseada nas suas afinidades químicas (fases 
silicática, sulfetada e metálica) e é basicamente 
consequência da configuração eletrônica do 
elemento e consequentemente da sua posição na 
tabela periódica. 
• O comportamento geoquímico de um elemento é 
em grande medida governado pela sua valência e 
raio iônico, estando ambos sistematicamente 
relacionados ao grupo e período da Tabela 
Periódica. 
 
35 
36 
• A classificação de Goldschmidt encontra-se bem expressa e 
individualizada na Tabela Periódica dos Elementos: 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
Sc
Y
Ti
Zr
Hf
Rf
V
Nb
Ta
Db
Cr
Mo
W
Sg
Mn
Tc
Re
Bh
Fe
Ru
Os
Hs
Co
Rh
Ir
Mt
Ni
Pd
Pt
Cu
Ag
Au
Zn
Cd
Hg
Ga
In
Tl
Ge
Sn
Pb
As
Sb
Bi
Se
Te
Po
Br
I
At
Kr
Xe
Rn
B
Al
C
Si
N
P
O
S
F
Cl
Ne
Ar
He
La
Ac
Ce
Th
Pr
Pa
Nd
U
Pm
Np
Sm
Pu
Eu
Am
Gd
Cm
Tb
Bk
Dy
Cf
Ho
Es
Er
Fm
Tm
Md
Yb
No
Lu
Lr
1
2
3
4
5
6
7
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIBLanthanides
Actinides
1
3
11
19
37
55
87
4
12
20
38
56
88
21
39
22
40
72
104
23
41
73
105
24
42
74
106
25
43
75
107
26
44
76
108
27
45
77
109
28
46
78
29
47
79
30
48
80
5
13
31
49
81
6
14
32
50
82
7
15
33
51
83
8
16
34
52
84
9
17
35
53
85
10
18
36
54
86
2
57
89
58
90
59
91
60
92
61
93
62
94
63
95
64
96
65
97
66
98
67
99
68
100
69
101
70
102
71
103
Atmophile
Lithophile
Chalcophile
Siderophile
Artificial
Atmófilo 
Litófilo 
Calcófilo 
Siderófilo 
Artificial 
Lantanídeos 
Actinídeos 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
37 
38 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
Regras de Goldschmidt: 
• O comportamento dos elementos é controlado pela facilidade com que se 
substituem num dado mineral. Esse comportamento obedece às regras 
seguintes: 
• Ions com raio similar (diferença de menos de 15%) substituem-se com 
igual facilidade; 
• Ions cuja carga difere numa unidade podem efectuar substituição desde 
que numa posição que equilibre essa diferença de carga (neutralidade do 
cristal). Ions de carga muito diferente (>1) não se intersubstituem com 
facilidade. 
• Em qualquer substituição o ion com maior potencial iônico (carga/raio) 
forma uma ligação mais forte e origina um mineral mais estável. 
• Ions com eletronegatividade muito diferente não se intersubstituem 
com facilidade mesmo que a carga e o raio sejam similares 
• (Se dois ions têm raios similares e a mesma carga o ion menor entrará 
mais fácilmente no retículo cristalino que o maior.) 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
• Diagrama de Potencial Iónico de Goldschmidt 
39 
40 
P
o
te
n
c
ia
l 
d
e
 1
ª
 
io
n
iz
a
ç
ã
o
 (
e
V
) 
E
le
c
tr
o
n
e
g
a
ti
v
id
a
d
e
 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
Substituições Iónicas 
• As regras de Goldschmidt são a base para predizer como um 
elemento menor entra na estrutura de um cristal, quando este se 
forma a partir de um melt que arrefece ou de uma solução aquosa. 
• Estes processos são descritos como admissão, captura e 
camuflagem. 
• Camuflagem – quando um elemento de maior importância 
“camufla” um de menor importância com a mesma carga e raio 
similar (ex: Al3+ camufla Ga3+; Si4+ camufla Ge4+) 
• Captura - quando um elemento de maior importância “captura” 
um de menor importância com carga maior ou raio menor (ex: K+ 
captura Ba2+ e Sr2+) 
• Admissão - quando um elemento de maior importância “admite” 
um de menor importância de menor carga e raio similar ou da 
mesma carga e raio maior (ex: Mg2+ admite o Li+) 
 41 
Substituições Iónicas 
• A partição de elementos menores entre os cristais e 
o liquido é definida pelo coeficiente de distribuição: 
• D = 
𝐶𝑥
𝐶𝑙
 
• Em que Cx é a concentração do elemento menor no 
cristal do mineral e Cl é a concentração do elemento 
menor no liquido. 
• A magnitude de D é relacionada com os termos 
descritivos da seguinte forma: 
• D > 1 captura; D < 1 admissão; D = 1 camuflagem 
 
 
 
42 
Substituições Iónicas 
• A distribuição dos teores de um elemento menor em 
cristais de minerais coexistentes pode ser utilizada 
para estimar a temperatura de sua formação. 
• Como os cristais são mais permeáveis a íons 
estranhos quanto maior for a temperatura os 
coeficientes de distribuição são principalmente 
dependentes da temperatura. 
• Se dois minerais A e B co-precipitam um elemento 
menor y pode entrar na estrutura desses minerais a 
uma dada temperatura, de acordo com os 
coeficientes de distribuição: 
43 
Substituições Iónicas 
• DA = ( 
𝐶𝑥
𝐶𝑙
 
)A 
• DB = ( 
𝐶𝑥
𝐶𝑙
 )B 
•
𝐷𝐴
𝐷𝐵
 = 
𝐶𝑥 𝐴
𝐶𝑥 𝐵
 = K (constante) 
• As temperaturas para os 
valores de uma dada 
constante são determinadas 
experimentalmente, como 
no gráfico ao lado. 44 
Geotermómetro da 
distribuição de CdS entre 
esfalerita e galena, baseado 
nas experiências de Bethke e 
Barton (1971). 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
• A ocorrência dos elementos nos minerais e 
rochas, como constituintes maiores ou 
menores, depende das suas abundâncias e 
propriedades químicas. 
• Os elementos maiores formam os minerais 
das rochas acomodando os menores na malha 
cristalina por substituições iônicas. 
• Os íon que não “encaixam” nos principais 
minerais das rochas dizem-se incompatíveis. 
45 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
• Existem outras classificações 
geoquímicas, desenvolvidas 
posteriormente à de 
Goldschmidt, como a que 
separa em elementos 
voláteis mais abundantes no 
sistema solar do que na 
Terra, ou a que divide os 
elementos incompatíveis em 
LILE (large ion litophile 
elements) (elementos 
litófilos de grande ião) e 
HFSE (high field strength 
elements) (elementos de 
grande força de campo). 
46 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
• Raio iônico e carga são os fatores que determinam o 
fracionamento de metais entre mineral e fundido ou fase 
fluida. 
47 
• Potencial iônico 
(z/r): 
 
• Separa os 
elementos 
incompatíveis em: 
 
• z/r < 2 → LILE 
 
• e 
 
• z/r > 2 → HFSE 
 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
• Os elementos incompatíveis tendem a 
acumular-se nas fases tardias de diferenciados 
magmáticos (pegmatitos, filões hidrotermais). 
• Exemplos destes elementos são K+, Rb+, Cs+, 
Sr2+, Ba2+, ETR, Zr4+, Hf4+, Nb5+, Ta5+, Th4+ e U4+ 
(são os LILE e os HFSE). 
• Um mineral formado a altas temperaturas é 
mais tolerante a ions estranhos do que um 
formado a baixas temperaturas. 
 48 
Classificação Geoquímica dos Elementos 
• A possibilidade de substituição por ions de raios 
semelhantes (1ª regra de Goldschmidt) depende do 
meio, da temperatura e da compatibilidade das suas 
ligações e números de coordenação. 
• A capacidade de substituição por ions de carga similar (2ª 
regra de Goldschmidt) envolvem, no caso de cargas 
diferentes, uma compensação dessa deficiência através 
de uma segunda substituição, que preserve a 
neutralidade elétrica do cristal – processo de substituição 
conjugada que dá origem a variações nas composições 
dos minerais (ex. feldspatos). 
 
49 
Forças de ligação 
• Uma ligação química resulta da redistribuição de eletrons 
de valência de dois ou mais átomos, originando uma 
configuração mais estável. 
• Existem cinco tipos gerais de forças de ligação: 
• Ligação Iónica; Ligação Covalente; Ligação Metálica; 
Ligação de Van der Waals; Ligação de Hidrogénio 
• Estas forças controlam a maior parte das propriedades 
físico-químicas dos minerais, sendo que quanto mais 
forte a ligação, maior é a dureza do mineral, mais 
elevado o ponto de fusão e mais baixo o coeficiente de 
expansão térmica. 
 
 
50 
Forças de Ligação 
• Ligação Iônica: 
 Transferência de electrons de um 
elemento para o outro que resulta no 
preenchimento das camadas de 
valência (configuração de gás nobre). A 
atracção electrostática mantém os ions 
juntos. Os ions ligam-se de forma a 
que as cargas positivas igualem as 
negativas. 
 Ex: Na: 1s22s22p63s1 
 Cl: 1s22s22p63s23p5 
 
 
 
 
 
51 
Forças de Ligação 
• Ligação Covalente: 
• Electrons partilhados quando as 
orbitais de dois elementos 
diferentes se sobrepõem. 
• Apresenta características mistas 
entre a ligação iônica e metálica. 
• Estabilidade dos gases nobres 
atingida por partilhade eletrons. 
• 
 
52 
Forças de Ligação 
• Ligação Metálica: 
• Os electrons são partilhados por 
todos os núcleos movendo-se 
livremente na estrutura cristalina, 
como um “mar” de electrons, e 
podendo sair for a desta; 
• Forma-se dada a baixa 
electronegatividade dos elementos 
metálicos que têm electrons 
fracamente ligados na orbital de 
valência. 
Mar de eletrons 
na ligação 
metálica, em que 
estão imersos os 
nucleos dos 
elementos. 
Forças de Ligação 
Variações contínuas 
100% covalente, 
metálica ou iónica 
50 % covalente e 50% 
metálica 
Parcialmente covalente 
– metálica - iónica 
A ligação covalente pura é rara, 
(ex. H2, O2, N2). Existe sempre 
uma certa tendência iónica. Não 
existe uma ligação puramente 
iônica. 
54 
Forças de Ligação 
• Variação do potencial de primeira 
ionização, aumenta à medida que as 
orbitais vão sendo preenchidas. 
Repare-se 4d – caracter metálico. 
• Variação da eletronegatividade, 
aumenta à medida que as orbitais 
vão sendo preenchidas. Note-se a 
baixa eletronegatividade dos metais 
– as eletronegatividades refletem o 
decréscimo do carater metálico dos 
elementos ao longo do período. 
• Variação do carácter covalente em 
ligações únicas com o oxigênio – 
quanto menor o carácter metálico, 
maior o carácter covalente da 
ligação. 55 
Forças de Ligação 
56 
Pares iónicos 
Pares covalentes 
Tendências para formar pares iónicos e pares covalentes 
As famílias de elementos da Tabela Periódica refletem o seu 
comportamento iónico: 
• Metais: tendem a doar eletrons 
 
• Não-Metais: tendem a ganhar eletrons 
 
• Metalóides: podem fazer ambos 
57 
• Pares de átomos com eletronegatividade muito dispar atingem maior 
estabilidade trocando eletrons e assim formando ligações iônicas. Elementos 
com eletronegatividade muito alta ou muito baixa são geralmente litófilos. 
• Pares de átomos com eletronegatividade idêntica ou similar partilham eletrons. 
Elementos com eletronegatividade intermédia e orbitais d cheias ou vazias 
formam ligações covalentes (p.ex. com S) e são calcófilos. 
• Elementos com eletronegatividade intermédia e 4 a 8 eletrons na orbital d 
tornam-se estáveis numa ligação metálica e são geralmente siderófilos. 
Cl– Cl– Cl– Cl–
Cl– Cl– Cl– Cl–
Cl– Cl– Cl– Cl–
Cl– Cl– Cl– Cl–
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
NaCl, iônico 
C ClCl
Cl
Cl
CCl4, covalente 
Cr3+ Cr3+ Cr3+ Cr3+
Cr3+ Cr3+ Cr3+ Cr3+
Cr3+ Cr3+ Cr3+ Cr3+
Cr, metálico 
Electrons condutores 
deslocalizados 
Forças de Ligação 
Forças de Ligação 
• Os minerais podem apresentar diferentes tipos de 
ligações frequentemente ocorrendo dois ou mais 
tipos diferentes de ligações no mesmo mineral. 
• A dissociação da calcita em água ilustra o carácter 
iónico existente entre as ligações Ca2+ + CO3
2- : 
CaCO3 + H2O → Ca
2+ + HCO3
- + OH- 
 
• O anião carbonato não se dissocia porque as suas 
ligações C – O têm carácter altamente covalente. 
58 
Forças de Ligação 
• Repare-se que a molécula de água tem uma 
ligação que é 60% covalente. Dado que a 
eletronegatividade do oxigênio é maior que a 
do H, desenvolve-se uma carga negativa nos 
oxigênios da molécula de água – a molécula 
de água diz-se polar. 
59 
• A hibridização das orbitais s do H com 
p do O, leva a que o ângulo entre eles 
seja > 90°. 
• Este facto é também responsável pela 
polaridade da molécula de água. 
Bibliografia 
• Choudhuri, A. (1997). “Geoquímica para Graduação”. Ed. 
Unicamp. 
• Faure, G. (1991). “Principles and Applications of 
Geochemistry”. Prentice Hall 
• Krauskopf, K.B. (1972). “Introdução à Geoquímica” vol. I. 
Ed. Polígono 
• Mason, B. (1966). “Principles of Geochemistry”. Wiley 
International Edition 
• White W.M. 2013. “Geochemistry”. Ed. John Wiley & Sons. 
60 
OBRIGADO PELA VOSSA ATENÇÃO! 
• Metais Alcalinos – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
• Metais Alcalino-Terrosos – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 
• Metais de transição – Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, 
Cr, Mo, W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Ru, Os, Hs, Co, Rh, Ir, Mt, Ni, 
Pd, Pt, Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi; 
• Metalóides – B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At 
• Não Metais – H, C, N, O, F, P, S, Cl, Se, Br, I 
• Gases Nobres – He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
• Lantanídeos - Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, 
Yb, Lu 
• Actinídeos – Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, 
Lr 
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