Projeções Aula de Química Geral e Inorgânica

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Química Geral e Inorgânica
Professor: Jorge Trota Filho
Currículo resumido:
Formação: Engenharia Química - UFRRJ
Mestrado: Engenharia de Materiais – COPPE-UFRJ
Doutorado: Engenharia Química – Escola de Química – UFRJ
Atuação Profissional: Pesquisador do Inmetro – Área de 
Padronização de Dureza de Materiais.
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UNISUAM – Ciclo Básico de Engenharia
Objetivo Geral da disciplina:
Conhecer os conceitos básicos da química e compreender sua importância para 
o entendimento das demais disciplinas curriculares, inter-relacionando-os com 
seu cotidiano, e contribuindo assim para uma formação profissional e cidadã.
O conhecimento dessa disciplina não é tão profundo como para os cursos na 
área de química. Entretanto, a compreensão de princípios básicos da química 
ajudarão as outras engenharias para saber o momento em que se faz necessário 
um químico ou se é um problema simples em que uma pessoa de outra área pode 
resolver.
Objetivos específicos
-Utilizar conceitos sobre estrutura atômica;
-Analisar a tabela periódica;
-Entender e saber diferenciar os tipos de ligações químicas;
-Identificar funções da química inorgânica;
-Comparar reações químicas;
-Efetuar cálculos estequiométricos;
-Estabelecer relações entre os conceitos adquiridos, demonstrando apresentar 
bases sólidas de química geral, que servirão de suporte para as demais 
disciplinas curriculares.
- Importante: Esses conceitos servirão de base para melhor compreensão das 
disciplinas de laboratório de química e de ciência dos materiais.
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Ementa:
- Estrutura Atômica;
- Propriedades Periódicas;
- Ligações Químicas;
- Geometria Molecular;
- Funções Inorgânicas;
- Conceito de Reação Química;
- Mol e Número de Avogadro;
- Reações em Fase Aquosa.
Bibliografia Básica:
- ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. São Paulo: 
Bookman, 2011.
- CHANG, Raymond e GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11º Ed. Porto 
Alegre AMGH, 2013.
- MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J. Química: um curso 
universitário. São Paulo: Edgard Blucher, 1995.
- RUSSELL, John Blair. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron 
Books do Brasil, 1994. v. 1
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Bibliografia Complementar
- BRADY, James E.; SENESE, Frederick A.; JESPERSEN, Neil D. Química: a 
matéria e suas transformações. 5ed. Rio de Janeiro: LTC, 2009. v. 1.
- BRUICE, Paula Yurkanis. Química Orgânica. 4 ed. São Paulo: Prentice Hall 
Brasil, 2006. v. 1.
- KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; WEAVER, Gabriela C. Química geral e 
reações químicas. São Paulo:Cengage Learning, 2010. v. 1.
- USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química. 8 ed. São Paulo: Saraiva, 
2010.
Critério das Avaliações
As provas poderão envolver questões discursivas e
objetivas, de acordo com o conteúdo desenvolvido nas
aulas:
- A1: avaliação (prova escrita) no valor de 10,0 pontos.
- A2: avaliação (prova escrita) no valor de 10,0 pontos.
- A3: avaliação (prova escrita) no valor de 10,0 pontos.
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Datas das Avaliações
Quarta-feira
Quinta-feira
Sexta-feira
Conteúdo Programático
- Introdução
1. Estrutura do Átomo
- Estrutura da matéria e atomística
- Estrutura da matéria, ondas eletromagnéticas, energia, 
- O átomo moderno
- Partículas subatômicas
- Distribuição eletrônica por níveis
- Definição de orbital
- Distribuição eletrônica por subníveis (Pauling)
- Tabela Periódica e suas Peculiaridades
- Famílias e períodos
- Elementos químicos e suas classes
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- Distribuição eletrônica pela notação do cerne do gás nobre
- Propriedades periódicas
- Ligações Químicas
- Conceito de estabilidade eletrônica
- Ligações iônicas ou eletrovalentes
- Ligações covalentes
- Representação de Lewis
- Efeito da eletronegatividade nas ligações covalentes
- Cálculo da carga formal
- Forças intermoleculares
- Geometria Molecular
- Funções da Química Inorgânica
- Bases de Arrhenius
- Ácidos de Arrhenius
- Sais
- Óxidos, peróxidos e superóxidos
- Hidretos
- Número de oxidação
- Conceito de Reação Química
- Transformações físicas e químicas da matéria
- Definição de reações químicas
- Balanceamento de reações químicas
- Conceito de mol e número de Avogadro
- Estequiometria
- Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) e Condições Padrão de 
Temperatura e Pressão (CPTP)
- Cálculos estequiométricos
- Inter-relações estequiométricas
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Química Geral e Inorgânica - FUNDAMENTOS
Figura 1 – Exemplo de Reação 
Química Genérica 
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Figura 2– Reação Química - Oxidação do Magnésio
Figura 3 – Reação Química - Oxidação do Ferro
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A química está presente em todas as áreas do conhecimento, pois todos os
materiais, incluindo os seres vivos, alimentos, vegetais, enfim todas as “coisas” são
constituídas da partícula fundamental denominada de “átomos”.
A evolução da humanidade está relacionada com o seu conhecimento de como
manipular os materiais. Ou seja, o conhecimento da química (mesmo que
empírico) dos materiais foi fundamental para fazer a “ponte de ligação” entre a
Tecnologia e o desenvolvimento da sociedade até os dias de hoje.
- Idade da Pedra – Mineral – Há 2 milhões de anos ;
- Idade do Cobre – Metálico e utilizado também em ligas metálicas com o Au e Ag
– No ano de 6500 a.C.;
- Idade do Bronze – Metálico – liga de Cu e Sn (3% a 25%), podendo acrescentar
Zn e Pb - No ano de 3000 a.C.;
Química Geral e Inorgânica - FUNDAMENTOS
Figura 4 – Artefatos de Bronze Figura 5 – Processos 
Químicos - Folhas com 
Cores Diferentes
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O desenvolvimento dos aços:
Ligas de Fe e C – Aços de baixo carbono e alto carbono
Exemplos: Aço inoxidável – Liga de Fe e C com elementos de liga que são elementos 
em pequenas adicionados em quantidades, tais como: Mo, Si, Co, V, Si, Mn.
Com o desenvolvimento desses novos materiais, foi possível alcançar as condições 
para a Revolução Industrial que se iniciou na Inglaterra no século XIX.
Com o desenvolvimento da química foi possível:
Aplicações da Química nos Dias de Hoje
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Figura 6 – Produção de Peças de Aço
Figura 7 – Fertilizantes e defensivos agrícolas
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Figura 8 – Outras Aplicações Industriais
Figura 9 – Teste do bafômetro - Demonstração de 
Aplicação da Química no dia-a-dia.
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Figura 10 – Princípio de Medição do 
Bafômetro
Figura 11 – Química no Dia a Dia
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- A química também está relacionada como desenvolvimento de 
novos materiais. Como, por exemplo:
- polímeros: plásticos, borrachas, fibras, etc;
- semicondutores: germânio, silício, etc; 
- cerâmicas: Alumina, carbetos, hidretos, etc ;
1º Nível – Trata da matéria e suas transformações – Nível macroscópico. Ou seja, nível no
qual é possível observar fenômenos utilizando a visão, a audição,... Por exemplo:
A queima de uma peça de matéria, a mudança de coloração das folhas das árvores, etc.
A Química em três níveis
2º Nível – Nível microscópico – Nível mais profundo que interpreta os fenômenos
observados no nível anterior. Ou seja, está interessado nos arranjos dos átomos e nos
mecanismos de reação;
3º Nível – Nível simbólico – É a descrição dos fenômenos químicos observados através 
dos símbolos químicos e por equações matemáticas.
Resumidamente:
O nível macroscópico (1º Nível) – por exemplo, a condução de um experimento – está 
relacionado com o nível microscópico (2º Nível) – fenômeno químico – através do nível 
simbólico (3º nível) que faz a representação do fenômeno químico.
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Nível MacroNNível Micro
Nível Simbólico
Figura 12 – Os três níveis da Química
As descobertas da química são baseadas na metodologia científica. 
Ou seja, para ser um bom pesquisador (engenheiro, físico, químico, 
matemático,...) é necessário ser cuidadoso e criativo.
O método científico é baseado:
- Na coleta de dados (amostra) que precisam ser representativas da 
população em análise;
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- Ou seja, ser um pesquisador é sempre estar a procura 
de padrões ou modelos que podem descrever o fenômeno 
em análise. Esses padrões podem e transformar em leis 
científicas.
- Lembrete: Toda Lei Científica é baseada primeiramente 
na observação do fenômeno em análise.
Por exemplo:
- Uma das primeiras leis da química foi a “Lei das 
Composições Constantes”. Esta Lei estabelece que um 
composto tenha a mesma composição independente da sua 
origem.
H2O
Mar
Chuva
Rio
Refrigerante
Figura 13 – “Lei das Composições Constantes”
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Após a observação do fenômeno são detectados padrões e são desenvolvidas as
hipóteses. Após, a hipótese são planejados e executados experimentos cuidadosamente
controlados para verificar a validade das hipóteses. Caso essas hipóteses sejam
comprovadas ou validadas também por outros pesquisadores ou grupos de pesquisa, se
avança no sentido de formular uma teoria. Culminando na criação de uma Lei ou
Modelo Científico.
Existem outros ramos da química, mas nesta disciplina vamos abordar apenas os 
princípios da química geral e inorgânica. Para conhecimento:
- Química orgânica, o estudo dos compostos de carbono;
- Química inorgânica, estuda os demais elementos e seus compostos;
- Físico-química, o estudo dos princípios da química;
- Química teórica, química medicinal, química analítica, bioquímica, entre outras.
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A química é uma ciência que tem as suas propriedades determinadas utilizando 
unidades de medida estabelecidas na Convenção Internacional do Metro. Desta 
forma, o Brasil como signatário desta convenção utiliza o Sistema Internacional 
de Unidades – S.I.
Unidade Dimensional – metro – “m”
Unidade de Massa – quilograma – “kg”
Unidade de Tempo – segundos – “s”
Unidade de quantidade de matéria – “mol”
Unidade de Temperatura – Kelvin – K
Unidade de Pressão – Pascal – “Pa” = N/m2”
Unidade de Energia –Joule – “J = Nxm”
Tabela 1 – Unidades Básicas do SI
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A matéria e energia
O que é matéria?
Matéria é qualquer coisa que tem massa e ocupa lugar no espaço.
Substância é uma forma “pura” de matéria, ou seja, é a forma mais simples de uma
determinada matéria.
Por exemplo:
O Ar é um tipo de matéria, mas uma o ar não é uma substância simples. O ar é uma 
solução gasosa, ou uma mistura homogênea.
O Ar é incolor, inodoro e insípido. Ele é composto de 78% de nitrogênio (N2), 21% de O2 e 
1% de outros gases.
Os três estados físicos da matéria:
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Sólido, Líquido e Gasoso.
Sólido – Forma mais rígida da matéria. Os átomos de um sólido estão firmemente
compactados, sendo assim a matéria no estado sólido tem forma e volume definidos.
Líquido – Interação entre os átomos é menor do que no estado sólido permitindo maior
mobilidade entre os átomos. Desta forma, o estado líquido apresenta volume definido ou
constante e forma variável, ou seja, o líquido se molda ao recipiente que o contém.
Gasoso – Neste estado a interação entre os átomos é inexistente e cada átomo está muito
espaçado em relação aos outros. Desta forma, não tem forma e nem volume definidos e os
átomos se movimentam aleatoriamente ocupando todo o recipiente que o contém.
Figura 14 – Estados físicos da 
matéria
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Figura 15 – Estados físicos da 
matéria
Figura 16 – Propriedade do estado líquido.
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Propriedades Físicas da Matéria:
- Características específicas de uma determinada matéria;
- Características que podem ser medidas ou observadas sem mudar a identidade da 
substância – Ou seja, não modificação ou transformação da natureza química da 
matéria;
- Por exemplo: A massa, o ponto de fusão, o ponto de ebulição, a dureza, a cor, o 
brilho, a densidade (massa específica).
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Figura 17 – Propriedades Físicas
Conceito de Energia
- As reações químicas liberam ou absorvem energia. Isso é 
fundamental para o entendimento dos fenômenos químicos.
Definição:
É a medida da capacidade de realizar trabalho.
- SI – unidade: Joule – “J” = Nxm = kg xm2/s2
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Elementos e Átomos
A ciência busca a simplicidade fundamental, ou seja, os 
átomos e os elementos são os menores constituintes da 
matéria.
Mais de 100 elementos químicos com as mais variadas 
combinações compõem a matéria.
Átomo:
O átomo é o menor constituinte da matéria. A menor partícula de um elemento.
Em 1807 John Dalton formulou a hipótese atômica:
Todos os átomos de um dado elemento são idênticos;
Os átomos de diferentes elementos têm massas diferentes;
Um composto em uma combinação específica de um elemento;
Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, eles “trocam de 
parceiros” para produzir novas substâncias.
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Elemento:
Um elemento é uma substância composta por um único topo de átomo.
Resumindo:
Toda a matéria é feita de várias combinações de formas simples da matéria, chamadas de 
elementos químicos. Um elemento é uma substância formada por um único tipo de 
átomo.
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Alguns anos depois, Henry Moseley determinou o número atômico dos átomos. Foi 
determinado através do seguinte experimento.
Elemento Químico
Feixe de Elétrons
Raios-X ↔ Nº Atômico
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Figura 19 – Átomo de Rutherford
Eletrosfera
Figura 20– Átomo de hidrogênio e seus isótopos
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Nêutrons – Determinados através de um “Espectrômetro de Massas”. Equipamento utilizado
para determinação da massa dos elementos que constituem determinada matéria.
Os nêutrons são partículas subatômicas que só tem massa e não tem carga. E estão presentes
no núcleo junto com os prótons.
Exemplos – Tabela Periódica – Elemento Au.
Au – prótons = 79, elétrons = 79 e MA = 197. Então o número de nêutrons é: 118
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Os átomos podem ser classificados como: isóbaros, isótonos e isótopos.
Isóbaros: Mesmo número de MA. 
Isótonos: Mesmo número de nêutrons.
Isótopos: mesmo número de prótons, mas o número de nêutrons diferentes.
Os isótopos tem aplicação prática. É só lembrar-se do teste de carbono 14. Ou seja,
a concentração do carbono 14 é determinante para saber a idade da matéria
orgânica.
Exemplo:
Neônio – 20: P = 10, N = 10 e E =10
Neônio – 21: P = 10, N=11 e E = 10
Neônio – 22: P = 10, N = 12 e E = 10
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Figura 21 – Isótopos do Neônio
Figura 22 – Átomo de Bohr
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A Organização dos elementos químicos - A criação da tabela Periódica
Os químicos descobriram que arranjar os elementos em ordem crescente de número 
atômico (Z), poderiam formar famílias (grupos). Esse arranjo é denominado de tabela 
periódica. As famílias ou grupos são as linhas verticais e os períodos são as linhas 
horizontais.
Observação: O livro do Atkins antes de iniciar o seu conteúdo, faz uma boa revisão dos 
conceitos desenvolvidos no Ensino Médio, até a página 96.
Figura 3 – Tabela Periódica dos 
Elementos
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Figura 24 – Tabela Periódica dos Elementos
Figura 25 – Tabela Periódica dos Elementos
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Figura 26 – Tabela Periódica dos Elementos
Tabela 02 – Elementos Comuns e seus Símbolos
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Química Geral e Inorgânica – CAPÍTULO 1 - ÁTOMOS 
A mecânica quântica foi utilizada para explicar o movimentodos elétrons dentro dos átomos.
Para investigar a estrutura interna dos átomos é preciso observá-los indiretamente, por meio
das propriedades das radiações eletromagnéticas que eles emitem. Em seguida, é preciso
construir um modelo da estrutura do átomo que explique essas propriedades. A análise da
radiação eletromagnética emitida ou absorvida por substâncias é o ramo da química
conhecida por espectroscopia. Veremos de forma bem simplificada como se utiliza a
espectroscopia atômica – a espectroscopia aplicada aos átomos para determinar a sua
estrutura.
Química Geral e Inorgânica – CAPÍTULO 1 - ÁTOMOS 
Figura 27 – Ondas unidimensionais
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Figura 28 – Ondas eletromagnéticas
- Comprimento de onda (λ) – é a distância entre dos máximos (picos) ou dois mínimos 
(vales) sucessivos.
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Características da Radiação Eletromagnética
Um feixe de radiação eletromagnética é o produto de campos elétricos e magnéticos 
oscilantes (isto é, que variam com o tempo) que atravessam o vácuo com uma velocidade 
de 3x108 m/s. Ou seja, a radiação eletromagnética viaja na velocidade da luz.
Tipos de radiações eletromagnéticas:
- Luz visível;
- Micro-ondas;
- Raios-X;
- Ondas Rádio
A Interação do Campo elétrico da radiação eletromagnética como Elétron
promove mudanças na sua direção e intensidade. O número de ciclos que
sofrem essas mudanças em 1 segundo é chamado de frequência n da
radiação. A unidade de frequência é o Hertz – Hz. Ou seja, 1 Hz é igual a 1
ciclo/s.
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Figura 29 – Características das Ondas 
eletromagnéticas
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Resumo:
Teoria Quântica e a estrutura dos átomos
A teoria quântica permite prever e compreender o papel
primordial que os elétrons têm na química.
Figura 30 – Espectro Eletromagnético
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Figura 31 – Espectro Eletromagnético e a luz 
visível
A Teoria Quântica de Planck
Os sólidos quando são aquecidos emitem radiações eletromagnéticas em vários
comprimentos de onda. Do vermelho de uma resistência de um aquecedor elétrico e a
luz branca de uma lâmpada fluorescente.
A mecânica clássica não conseguiu explicar a relação entre a temperatura, comprimento
de onda e energia que são emitidos por um sólido em aquecimento.
Max Planck sugeriu que os átomos e as moléculas podiam emitir ou absorver energia
apenas em quantidades discretas, ou seja, em pequenos pacotes bem definidos. Planck
denominou esses pacotes de quantum, ou seja, a menor quantidade de energia que
pode ser emitida ou absorvida na forma de radiação eletromagnética.
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Figura 32 – A emissão de energia de um sólido 
submetido a aquecimento.
Figura 33 – A emissão de luz através da 
energização de Argônio
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Figura 34 – Experimento para produção do 
espectro de linhas.
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Figura 35 – Espectro de linhas para vários 
elementos
Em relação ao átomo de hidrogênio energizado, Bohr atribuiu a emissão da radiação
à transição de um elétron de uma órbita de maior energia para uma de menor
energia e a emissão de um quantum de energia sobre a forma de luz
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Figura 36 – Processo de desintegração do átomo de 
acordo com a mecânica clássica.
Números Quânticos
Na mecânica quântica são necessários três números quânticos para descrever a
distribuição de elétrons no hidrogênio e nos outros átomos. Em uma definição
simplificada o orbital pode ser definido como o “local” em que há a maior
probabilidade de se encontrar um elétron.
Estes números derivam da solução matemática para o átomo de hidrogênio e são 
chamados:
- Número quântico principal 
- Número quântico de momento angular
- Número quântico magnético
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Esses números quânticos são usados para descrever orbitais atômicos e para identificar
os elétrons que neles se encontram.
- Número quântico de spin – descreve o comportamento de um elétron específico e
completa a descrição dos elétrons em um átomo.
Número quântico principal – “n”
O número quântico principal está relacionado com a distância média entre o elétron o 
núcleo em determinado orbital. Quanto maior for o valor de n, maior será a distância 
ente o elétron e o núcleo. Assim, maior será o orbital, os números quânticos principais 
podem assumir valores inteiros como, por exemplo, 1, 2 e 3.
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Número quântico de momento angular – “l”
O número quântico de momento angular (“l”) está relacionado com a forma dos orbitais. Os 
valores de “l” dependem do valor do número quântico principal, “n”. Para um dado valor de 
“n”, “l” tem os valores inteiros possíveis entre 0 e (n – 1).
Por exemplo:
Se n = 1, há apenas um valor possível de “l” que é “0”, ou seja, (n – 1) = (1 – 1) = 0;
Se n = 2, há dois valores possíveis de “l” que são “0” e “1”, ou seja, (n – 1) = (2 – 1) = 1;
Se n = 3, há três valores possíveis de “l” que são “0”, ou seja, (n – 1) = (3 – 1) = 2, ou seja, 
entre 0 e 2, temos 0, 1 e 2.
O valor de “l” é designado geralmente pelas letras s, p, d, f,... 
“l” 0 1 2 3 4 5 
Nome do orbital s p d f g h 
 
Se “l” = 0 temos um orbital “s”, se “l” = 1, temos em orbital “p” e assim por diante.
n = 2 (número quântico principal) – “l” = 0 e “l” = 1 – número quântico de momento angular. 
Os orbitais são 2s e 2p.
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Figura 37 – Orbitais “s”.
No orbital a densidade eletrônica diminui rapidamente è medida que a
distância aumenta. Podemos dizer que há cerca de 90% de probabilidade de
encontrar um elétron dentro de uma esfera de raio 100 pm (lembrando que 1
pm = 1x10-12 m) cercando o núcleo. Um orbital representado desta maneira é
uma superfície na forma de esfera.
O diagrama mostra as superfícies para os orbitais 1s, 2 s, 3s. Todos os orbitais
s são esféricos, mas diferem no tamanho que aumenta à medida que o
número quântico principal também aumenta.
Figura 38 – Orbitais “p”.
Não devemos esquecer que os orbitais p começam com o número quântico principal n=2,
pois se n for igual a 1, então o número quântico de momento angular “l” só pode assumir
o valor zero, e desta forma há apenas um orbital (1s) e não 3. Como foi visto
anteriormente, quando “l” = 1, o número quântico magnético “ml” pode assumir três
valores -1, 0 e 1. Começando com n=2 e l=1, temos três orbitais 2p: 2px, 2py e 1pz. As
letras subscritas indicam os eixos ao longo dos quais os orbitais estão orientados. Os três
orbitais p são idênticos no tamanho, na forma e na energia, diferem apenas na orientação
espacial.
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Figura 39 – Orbitais “d”.
Quando l=2, há 5 valores possíveis de ml que correspondem a 5 orbitais d. O valor mais 
baixo de n para o orbital d é 3. Visto que l nunca pode ser maior do que n-1,quando n=3 , 
l=2, temos cinco orbitais 3d (3dxy, 3dyz, 3dx2-y2 e 3dz2), apresentados na Figura. Todos os 
orbitais 3d tem a mesma energia. Os orbitais d nos quais n é maior do 3 tem formas 
semelhantes, porém tamanhos maiores.
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O número quântico de momento angular (“l”) está relacionado com a forma do orbital.
“l” = 0 
Orbital s - esférico
“l” = 1 
Orbital p - alteres
“l” = 2 
Orbital d - elipses
Exemplo: Qual é o número quântico principal e de momento angular para os 
orbitais 6p, 5d e 4f
Resposta: 6p – n =6 e l = 1 
Resposta: 5d – n = 5 e l = 2
Resposta: 4f – n = 4 e l = 3.
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Número de quântico magnético (“ml”)
Descreve a orientação do orbital no espaço dentro de uma subcamada, o valor de “ml” 
depende do número quântico momento angular, “l”). Para um certo valor de “l” há (2l +1) 
valores de inteiros de “ml”.
- Se l = 0, então nº de valores= (2x0 +1) =1, ou seja, só admite um único valor, neste ml = 0 
(este é o primeirovalor possível a ser admitido);
- Se l = 1, então nº de valores= (2x1 +1) =3, ou seja, são admitidos 3 valores, neste ml = -1, 0 e 
+1);
- Se l = 2, então nº de valores= (2x2 +1) =5, ou seja, são admitidos 5 valores, neste ml = -2, -1, 
0, 1, e 2);
- Se l = 3, então nº de valores= (2x3 +1) =7, ou seja, são admitidos7 valores, neste ml =-3, -2, -
1, 0, 1, 2 e 3);
Número quântico de spin eletrônico (“ms”)
Para considerar o movimento de rotação do elétron, ou seja, o spin eletrônico é
necessário introduzir um quarto número quântico, denominado de número quântico de
spin eletrônico “ms” que tem valores de +1/2 (sentido horário de rotação) e -1/2
(sentido anti-horário de rotação).
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Figura 40 – Spin eletrônico.
+ -
Figura 41 – Experimento para determinar o número 
quântico de spin eletrônico (“ms”).
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Exemplo:
Indique os valores de n, l e ml para os orbitais na subcamada 4d.
- Primeiramente devemos saber o que representam o “4” e o “d”.
“n” – número quântico principal, portanto, n = 4.
A letra indica o tipo de orbital. Visto que se trata de orbital d, temos que “l” – número
quântico de momento angular igual a 2. Os valores que “ml” – número quântico magnético
podem assumir são -2,-1, 0, 1 e 2.
Exemplo: Indique os valores dos números quânticos associados aos orbitais na subcamada 3p.
“n” = 3 e o orbital é p, então “l” = 1. O “ml” = (2l+1) = 3. Então o “ml pode assumir os valores
de -1, 0 e 1.
Exemplo:
Quais os números total de orbitais associados ao número quântico principal n = 3?
Então Se n = 3. Temos “l” = (n-1) = (3-1) = 2. Então, pode assumir os valores 0, 1 e 2. Ou seja, os
orbitais s, p e d.
Ou seja,
1 orbital s. Com n =3, l=0, ml=0
3 orbitais p. Com n=3, l = 1, ml= -1,0 e 1
5 orbitais d. Com n=3, l=2 e ml = -2, -1, 0, 1 e 2.
Total de orbitais = 1+ 3 + 5 = 9 orbitais.
A regra é o número de orbitais de um subnível = n2 = 32 = 9.
3 orbitais
Orbital -p
5 orbitais
Orbital - d
1 orbital
Orbital - s “l” = 0
“ml” = 0 – Orbital esférico centro do
orbital então só pode ser 0.
“l” = 1
“ml” = assume valores de -1, 0 e +1 – Orbital p, o
centro do orbital o valor ml está relacionado a
posição da origem no espaço, logo só pode sero
valor de ml = 0. A esquerda do centro, temos o
ml = -1 e a direita = +1.
0-1 +1
0
0 +1 +2-1-2
“l” = 2
“ml” = assume valores de -2, -
1, 0, +1 e +2 – Orbital d, o
orbital do centro, tem como
valor de ml = 0, pois está
relacionado a posição da
origem, logo só pode ser ml =
0. A esquerda do centro,
temos o ml = -2 e -1 e a direita
= +1 e 2.
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54
Tabela 04 – Relação entre os números quânticos e os 
orbitais atômicos.
Energia dos orbitais
Agora que temos conhecimento das formas de e dos tamanhos dos orbitais atômicos,
podemos estudar sobre as suas energias relativas e de que forma os níveis de energia
afetam a distribuição dos elétrons.
No átomo de hidrogênio é determinada apenas pelo número quântico principal. Assim,
as energias dos orbitais do hidrogênio aumentam do seguinte modo:
1s < 2s = 2p < 3s = 3p = 3d< 4s = 4p = 4d = 4f<... (situação ideal);
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55
Figura 42 – Distribuição dos subníveis de energia para 
os outros átomos.
O panorama energético é mais complexo para os outros átomos. A energia de um
elétron nesses átomos depende do seu número quântico de momento angular, bem
como o número quântico principal.
A ordem ficou assim:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s <3d< 4p < 5 s <...
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Figura 43 – Distribuição dos subníveis de energia para 
o átomo de hidrogênio.
Figura 44 – Ordem Crescente de Distribuição dos 
subníveis de energia para os outros átomos.
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57
Figura 45 – Ordem Crescente de Distribuição dos 
subníveis de energia para os outros átomos.
Os quatro números quânticos:
- n;
- l;
- ml;
-ms;
Eles permitem caracterizar completamente um elétron em qualquer átomo. O conjunto
definido pelos quatro números quânticos caracteriza o “endereço” do elétron em um
átomo. Por exemplo, os quatro números quânticos para um orbital 2s.
n =2, l = 0, ml =0 e ms=+1/2 ou -1/2.
Para simplificar utiliza-se a seguinte notação: (n, l, ml, ms)
(2, 0, 0,+1/2) ou (2, 0, 0, -1/2);
O valor do ms não afeta a energia, o tamanho, a forma ou orientação de um orbital,
mas determina o arranjo dos elétrons em um orbital.
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Exercício:
Escreva os quatro números quânticos para um elétron em um orbital 3p
n = 3, l =1, ml= 2x1 + 1 = 3, ou seja, -1, 0 e 1, ms = +1/2 e -1/2
Combinações;
(3, 1, -1, +1/2) e (3, 1, -1, -1/2);
(3, 1, 0, +1/2) e (3, 1, 0, -1/2);
(3, 1, 1, +1/2) e (3, 1, 1, -1/2); 
Configuração eletrônica - é a maneira como os elétrons estão distribuídos nos orbitais
atômicos.
Vamos utilizar os 10 primeiros elementos para ilustrar o processo de configuração
eletrônica e mostrar as regras envolvidas neste processo envolvendo apenas os átomos
nos seus estados fundamentais.
Ou seja, do H ao Ne.
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Exercício:
Escreva os quatro números quânticos para um elétron em um orbital 3p
n = 3, l =1, ml= 2x1 + 1 = 3, ou seja, -1, 0 e 1, ms = +1/2 e -1/2
Combinações;
(3, 1, -1, +1/2) e (3, 1, -1, -1/2);
(3, 1, 0, +1/2) e (3, 1, 0, -1/2);
(3, 1, 1, +1/2) e (3, 1, 1, -1/2); 
Configuração eletrônica - é a maneira como os elétrons estão distribuídos nos 
orbitais atômicos.
Observação: são seis elétrons então temos que ter 6 configurações diferentes para 
os 4 números quânticos da configuração eletrônica do orbital 3 p.
Vamos utilizar os 10 primeiros elementos para ilustrar o processo de configuração
eletrônica e mostrar as regras envolvidas neste processo envolvendo apenas os
átomos nos seus estados fundamentais.
Ou seja, do H ao Ne.
Para o átomo de hidrogênio temo a seguinte configuração eletrônica:
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60
A configuração eletrônica pode ser representada por meio de 
diagrama de orbitais que mostra o spin do elétron.
Princípio de exclusão de Pauling
Para determinar as configurações eletrônicas de átomos poli-eletrônicos (com mais de 1
elétron), usamos o princípio da exclusão de Pauling. Este princípio estabelece que
nenhum par de elétrons em um átomo pode ter o mesmo conjunto de quatro números
quânticos iguais. Se dois elétrons em um átomo têm os mesmos valores de n, l, ml, os
elétrons estão no mesmo orbital atômico, então é necessário que tenha valores
diferentes de ms.
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Pelo Princípio de Exclusão de Pauling, qual das configuração abaixo está correta ?
Pelo princípio da exclusão apenas a configuração eletrônica da letra c está correta, pois 
nela os elétrons tem o conjunto de números quânticos diferentes.
(1, 0, 0, +1/2) e (1, 0, 0, +1/2);
(1, 0, 0, -1/2) e (1, 0, 0, -1/2);
(1, 0, 0, +1/2) e (1, 0, 0, -1/2);
A configuração abaixo está correta:
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Diamagnetismo e Paramagnestismo
O princípio da exclusão de Pauling é um dos princípios fundamentais da mecânica
quântica e pode ser comprovado a partir de uma simples observação.
Se os dois elétrons do orbital 1 s do átomo de He tivesses spins iguais ou paralelos:
Os campos magnéticos se adicionariam e se reforçariam. Como se fosse adição de 
dois vetores magnéticos.
As substâncias paramagnéticas são aquelas que contêm spins 
desemparelhados e são atraídas por imã. 
Por outro lado, se os spins eletrônicos estão emparelhados ou anti-paralelos
entre si, os efeitos magnéticos se anulam.
As substâncias diamagnéticas não contêm spins desemparelhados e são 
levemente repelidas pelos imãs. 
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Assim, pelo princípio de exclusão o He é diamagnético. Normalmente, por este princípio
elementos que tem elétrons com números ímpares de elétrons são paramagnéticos e os
elementoscom números pares de elétrons são diamagnéticos.
Considerando o átomo de Lítio, ou seja, Li.
Z = 3, então número de elétrons = 3;
Então, são dois orbitais, dois elétrons no orbital 1s e um elétron no orbital 2s. Assim a 
configuração do Li é 1s2 2s1.
O átomo de lítio contém um elétron desemparelhado então é paramagnético.
As substâncias paramagnéticas contêm spins desemparelhados no orbital mais energético e são 
atraídas pelos imãs. 
Figura 46 – Desenho esquemático que mostra uma forma de
medir a força de atração magnética existente entre uma
substância paramagnética e um imã.
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EFEITO DE BLINDAGEM EM ÁTOMOS POLIELETRÔNICOS
Experimentalmente, observa-se que em um átomo polieletrônico , o orbital 2s está em 
nível de energia mais baixo do que o orbital 2p. Por quê?
Definição de Efeito Blindagem: É quando um orbital interno reduz a força atrativa do 
núcleo em relação ao orbital mais externo.
As configurações eletrônicas:
- 1s2 2s2;
- 1s2 2 s2 2p1;
- 1s2 2s2; - 1s2 2 s2 2p1
Na configuração de 1s2 e 2s2 existe apenas 1 orbital s entre o núcleo e o 2 s. Efeito de 
blindagem mais fraco.
Na configuração de 1s2 2s2 e 2p1existem dois orbitais s entre o núcleo e o 2 p. Efeito de 
blindagem mais forte. O núcleo atrai de forma mais fraca o elétron do orbital 2 p
Conclusão é mais fácil tirar o elétron do orbital 2 p do que do orbital 2s.
11/08/2015
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Assim os elétrons do orbital 1s2 blindam os elétrons em 2s2 e em 2p1. A consequência
importante da blindagem é que reduz a atração eletrostática entre os prótons e o
elétron no orbital 2s2 e 2p1.
O efeito da blindagem aumenta à medida que o número de subníveis e camadas de
energia aumentam.
Em relação à blindagem temos a seguinte ordem crescente.
s < p < d < f...
Para o mesmo número quântico principal a blindagem eletrônica é maior para o nível f, e o 
nível s é que tem a menor blindagem.
A estabilidade do elétron é determinada pela força com que o núcleo o atrai então o 2s
tem menor energia do que o 2p.
Quanto maior for a blindagem mais fraca é a ligação entre o elétron e o núcleo do átomo.
Desta forma, esse elétron fica mais reativo.
Continuando a configuração dos 10 primeiros elementos temos:
Be – Z = 4
O átomo de berílio é paramagnético ou diamagnético?
B – Z = 5
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O átomo de boro é paramagnético ou diamagnético?
Exercício: Faça a o mesmo exercício para saber se o Fe e Cu são diamagnéticos ou 
paramagnéticos.
REGRA DE HUND (FREDERICK HUND)
A configuração eletrônica do carbono (Z = 6).
1s2 2s2 2p2
Nesses três casos existe violação do Princípio da Exclusão de Pauling?
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Nenhum dos três arranjos acima viola o princípio de exclusão de Pauling, 
de modo que temos de determinar qual deles dará a maior estabilidade. 
A resposta a este questionamento é dado pela Regra de Hund, que estabelece que 
o arranjo mais estável dos elétrons em subcamadas é aquele que contém o maior 
número de elétrons com os spins emparelhados ou paralelos. 
Nitrogênio – N – Z = 7
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Oxigênio – O – Z = 8
Flúor – F – Z = 9
Neônio – Ne – Z = 10
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Regras para distribuir os elétrons pelos orbitais atômicos
1 – Cada camada ou nível principal de número de quântico n contém n subcamadas. Por 
exemplo, se n=2 , então há duas subcamadas (dois valores de l) com números quânticos 
de momento angular 0 e 1;
2 – cada subcamada de número quântico l, contém (2l + 1) orbitais. Por exemplo, se l =1, 
então há três orbitais p;
3 – Não é possível colocar mais de dois elétrons por orbital. Assim, o número máximo de 
elétrons é simplesmente o dobro do número de orbitais;
4 – Um modo rápido de determinar o número máximo de elétrons que um átomo pode 
ter em um nível principal é usar a fórmula 2n2.
Exemplo: Qual é o número máximo de elétrons que pode estar presentes no nível principal 
com n = 3.
Número máximo de elétrons = 2 x 32 = 18 elétrons.
n = 3, então l = (n-1); l = (3-1), l = 2. Então, l assumem valores de 0, 1 e 2. Então, existem os 
orbitais s, p e d.
s – 1 orbital
p – 3 orbitais
d – 5 orbitais.
Total de orbitais = 9 
Total de elétrons = 2 x total de orbitais = 18.
Exercício:
Calcule o número máximo de elétrons que pode estar presentes no nível principal com n = 4;
Número máximo de elétrons = 2n2 = 2 x 42 = 32 elétron
n = 4, então l = (n-1); l = (n-1) = (4 – 1) = 3. Então, l assumem valores de 0, 1, 2 e 3. Então, 
existem os orbitais s, p, d e f.
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s – 1 orbital
p – 3 orbitais
d – 5 orbitais
f – 7 orbitais
Total = 16 orbitais = 32 elétrons.
Exercícios
Um átomo de oxigênio tem um total de 8 elétrons. Escreva os quatro números quânticos 
para cada um dos oito elétrons do estado fundamental.
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Solução:
n = 2, l = n -1 = 2 -1 = 1, então assume os valores 0 e 1, ou seja, orbitais s e p. e ml = 3, 
podem assumir 3 valores -1, 0 e 1 no caso do orbital p e apenas o valor de ml = 0 para os 
dois orbitais s.
1º elétron do orbital 1 s – (1, 0, 0, +1/2)
2º elétron do orbital 1 s – (1, 0, 0, -1/2)
3º elétron do orbital 2 s – (2, 0, 0, +1/2)
4º elétron do orbital 2 s – (2, 0, 0, -1/2)
5º elétron do orbital 2 p – (2, 1, -1, +1/2)
6º elétron do orbital 2 p – (2, 1,-1,-1/2)
7º elétron do orbital 2 p – (2, 1, 0, +1/2)
8º elétron do orbital 2p – (2, 1, -1, +1/2)
Exercício 
Escreva o conjunto completo dos números quânticos do B (boro – z = 5);
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Resumindo:
1 – Dois elétrons no mesmo átomo não podem ter os quatro números quânticos iguais. É 
o princípio da exclusão.
2 – Cada orbital pode ser ocupado por no máximo dois elétrons. Eles têm que ter spins 
opostos ou números quânticos de spin eletrônicos diferentes;
3 – O arranjo mais estável de elétrons em uma subcamada é aquele que tiver o maior 
número de spins paralelos. Esta é a regra de Hund;
4 – Átomos em que um ou mais elétrons estão desemparelhados são paramagnéticos. 
Átomos em que os spins dos elétrons estão emparelhados são diamagnéticos;
5 – Em um átomo de hidrogênio, a energia do elétron depende apenas do seu número 
quântico n principal. Nos outros átomos, a energia depende tanto de n como do seu 
número quântico de momento angular l;
6 – para elétrons com o mesmo “n”, o seu poder de penetração, ou de proximidade ao 
núcleo, diminui na ordem s > p > d > f. Isso quer dizer que será necessária energia para 
retirar um elétron do orbital 3 s de um átomo do que o do orbital 3 p, assim 
sucessivamente.
Princípio de Preenchimento e configuração eletrônica com cerne no 
gás nobre
No preenchimento da Tabela Periódica à medida que um próton é adicionado ao núcleo um 
elétron é adicionado a eletrosfera, isto é necessário para se manter a neutralidade dos 
átomos em seu estado fundamental. 
A configuração eletrônica utilizando como cerne a configuração eletrônica do gás nobre 
tem como objetivo simplificar a configuração eletrônica principalmente dos elementos de 
alto número atômico.
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Exemplos:
K – potássio – Z = 19
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Argônio – [1s2 2s2 2p6 3s2]
Assim,
K – [Ar] 4s1
Exercício
Ca – Cálcio – Z =20
Cr – Cromo – Z = 24
Cu – Cobre – Z = 29
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Exceções à regra:
O átomo é mais estável com o subnível “d” semipreenchido e totalmente preenchido.
A configuração esperada para o Cr seria [Ar] 4s2 3d4
A configuração esperada para Cu seria [Ar] 4s2 3d9
Indique o átomo que tem a seguinte configuração eletrônica no estado 
fundamental: [Ar] 4s2 3d6.
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CAPÍTULO 2 – Relações Periódicas entre os elementos 
No final do século XIX, o químico russo Dmitri Mendelev e o
químico alemão Lothar Meyer, apresentaram de forma
independente que os elementosorganizados em ordem
crescente de números atômicos se organizam em grupo com
propriedades semelhantes.
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Figura 47 – O Gálio em ponto de fusão de 37 ºC (figura da esquerda) enquanto que o
mercúrio tem o ponto de fusão de -39 ºC (figura da direita).
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Em 1907, Henry Moseley descobriu que um determinado átomo quando
bombardeado por elétrons existe uma correlação entre o que chamou de número
atômico e a frequência dos Raios-X.
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Classificação Periódica dos Elementos
Os elementos representativos:
Todos esses elementos têm parcialmente preenchidos os subníveis s ou p;
Os elementos de transição:
Tem a subcamada d semipreenchida;
Os lantanídeos e os actinídeos – Elementos terras raras;
Elementos que tem a subcamada f semipreenchida
A reatividade dos átomos é fornecida pelos elétrons, mais especificamente os elétrons 
de valência, pois eles são os mais periféricos;
Os elementos do mesmo grupo tem o mesmo número de elétrons de valência;
Elementos do grupo 1 – os elétrons de valência ns1 – formam cátions monopositivos;
Elementos do grupo 2 – os elétrons de valência ns2 – formam cátions bipositivos;
Exceção em relação às propriedades dentro do grupo é 14, carbono é um ametal, silício e 
germânio são semi-metais, estanho e chumbo são metais. Mas, todos os elementos tem a 
mesma configuração ns2np2.
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O comportamento elementos pertencentes do grupo dos nobres é 
muito semelhante. A falta de reatividade é devido ao preenchimento 
completo das subcamadas ns e np. Este preenchimento completo está 
diretamente relacionado à sua grande estabilidade.
Elementos de transição – possuem a subcamada d semipreenchida;
Exemplo:
Um átomo de certo elemento tem 15 elétrons. Sem consultar a tabela periódica, 
responda as seguintes questões:
- Qual é a configuração eletrônica no estado fundamental?
- Como esse elemento pode ser classificado?
- O elemento é diamagnético ou paramagnético?
Exercício:
Um átomo de certo elemento tem 20 elétrons. Sem consultar a tabela periódica, 
responda as seguintes questões:
- Qual é a configuração eletrônica no estado fundamental?
- Como esse elemento pode ser classificado?
- O elemento é diamagnético ou paramagnético?
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Regra de representação dos elementos nas equações químicas 
(parou aqui turma de segunda-feira dia 16/03/2015).
Como representar nas equações químicas os metais, semimetais e os ametais.
Metais – como eles não existem na forma de molécula discretas (individuais) a fórmula 
empírica é igual ao símbolo químico do elemento.
Exemplo: Fe
Fórmula empírica: Fe 
Símbolo químico: Fe
Os semimetais – são representados como metais.
Para os não metais ou ametais não há uma regra única
Por exemplo: No caso do carbono usamos a mesma maneira de representação que os 
metais
Mas, por exemplo, para o hidrogênio, oxigênio, cloro, flúor, nitrogênio esses existem como 
moléculas diatômicas.
Símbolos químicos: H, O, Cl, F, N, Br,..
Fórmulas empíricas: H2, O2, Cl2, F2, N2, Br2, I2
O enxofre S – representado também como os metais e semimetais e o carbono.
Configuração eletrônica de cátions e ânions
Até o presente momento, analisamos as configurações dos átomos no seu estado
fundamental. Agora vamos analisar as configurações eletrônicas dos cátions e dos ânions
no seu estado fundamental.
Cátions
Na formação de um cátion a partir de um átomo de um elemento representativo, um ou
mais elétrons são removidos da camada n mais alta, ou seja, da camada de valência
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Configuração eletrônica dos Cátions - Exemplos
Observação: Reparem que cada íon tem a configuração eletrônica idêntica a de um gás 
nobre. Ou seja, eles atingem a estabilidade.
Ânions 
Na formação de um ânion a partir de um átomo de um elemento, um ou mais elétrons são 
adicionados à camada n mais alta parcialmente preenchida. É adicionado um ou mais 
elétrons à sua camada de valência.
F-, O2-, N3- e o Ne são átomos isoeletrônicos, ou seja, tem a mesma configuração
eletrônica e mesmo número de elétrons, ou seja, todos eles têm 10 elétrons.
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Cátions derivados de metais de transição
Nos elementos de transição existem configurações eletrônicas com orbital 4s2 e a 
subnível d semipreenchido.
Exemplo: Manganês – Mn
[Ar] 4s2 3d5
Mn2+ - Qual é a configuração eletrônica correta?
[Ar] 3d5ou [Ar] 4s23d3 ?
No caso dos metais de transição sempre são removidos primeiro os elétrons dos 
orbitais s antes de retirar elétrons do orbital d. Os elétrons nos orbitais d dos metais 
de transição apresentam maior estabilidade do que os dos orbitais s.
Configuração correta do Mn2+: [Ar] 3d5
Observação: É por isso que os metais de transição podem apresentar mais de um 
tipo de cátion. Por exemplo: Mn2+, Mn5+, Mn7+.
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Exercício:
Identifique os elementos com as seguintes descrições:
- um íon de metal alcalino terroso que é isoeletrônico com o Kr
Kr – Z = 36. 
Metal alcalino terroso – ns2 – grupo 2 A.
Número de elétrons -2 = 36
Número de elétrons = 38 = Z = 38 – Sr – estrôncio
Isoeletrônico com o Kr é o Sr2+
- Um ânion com carga -3 que é isoeletrônico com o K+
K – 1A – metais alcalinos – doa 1 elétron. No estado fundamental: K – Z = 19, e o K+ - nº de 
elétrons = 18. A configuração do K+ = [Ar].
Cl – Z = 17. Ele está no grupo 7 A então falta 1 elétron para atingir a configuração do Ar. 
Então o Cl- - número de elétrons = 18. E a configuração eletrônica do Cl- = [Ar]. Mas, não 
pode ser o Cl por que a carga é -1, e tem que ser 3-.
Os átomos que ganham 3 elétrons para atingir a configuração de gás nobre pertencem ao 
grupo 5A. Então é um elemento que precisa ganhar 3 elétrons para atingir a configuração do 
argônio.
Exercício:
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Ou seja,
Nº de elétrons + 3 elétrons = 18 elétrons
Nº de elétrons = 18 – 3 = 15 elétrons.
- P- fósforo – Z = 15 = nº de elétrons. Então o P3- ganha 3 elétrons, então o P3- tem a 
mesma configuração do Ar e do K+.
Resposta Correta: O ânion isoeletrônico com o K+ é o P3-.
Variação das propriedades físicas dos elementos
Quando a natureza faz variação nos números de prótons e nêutrons
e elétrons dos átomos, formando novos elementos, existem
variações em suas propriedades que podem ser estudadas.
O Conceito de carga nuclear efetiva tem efeito direto em muitas propriedades
atômicas.
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Carga Nuclear Efetiva
Nos slides anteriores falamos sobre o efeito de blindagem que os elétrons próximos ao núcleo
exercem nos elétrons das camadas exteriores em átomos com muitos elétrons. As presenças
de outros elétrons reduzem a atração eletrostática entre um elétron mais externo e os
prótons que são as cargas positivas presentes nos núcleos dos átomos. E o efeito da
blindagem afeta em de forma mais efetiva os elétrons de valência que são os mais externos.
A carga nuclear efetiva (Zef) é a carga realmente sentida
por um elétrons quando a carga real Zreal e os efeitos de
blindagem (repulsão) dos outros elétrons são levados em
conta. De forma genérica:
σ – é a constante de blindagem. Esse valor é sempre maior do que 0 e menor do que Creal.
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Figura 49 – Desenho esquemático que mostra o efeito da
blindagem durante a remoção de elétrons
Efeito da blindagem em um período
Efeito da blindagem dentro de um grupo
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Figura 50 – Variação da carga nuclear efetiva ao longo da
Tabela Periódica.
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Raio Atômico
Por estudar o raio atômico e sua variação dentro da Tabela
Periódica?
Propriedades físicas diversas, como por exemplo, densidade, ponto de fusão e ponto de
ebulição estão relacionadas com o tamanho dos átomos.
O raio atômico é definidocomo a metade da distância entre dois núcleos em dois átomos
de metal adjacentes ou em uma molécula diatômica.
O raio atômico para átomos que tendem a formar arranjos tridimensionais (metais) é a
metade da distância entre núcleos de dois átomos vizinhos.
Para elementos que existem na forma de molécula diatômicas simples, o raio é a metade
da distância entre os dois átomos da mesma molécula.
Raio Atômico
Átomos metálicos 
Moléculas diatômicas
Figura 51 – Desenho esquemático que mostra a forma de se
calcular o raio atômico
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Resumindo.
No período da tabela periódica – O raio atômico diminui com o aumento do Z.
Explicação: O aumento da carga nuclear efetiva e da eletronegatividade. Quanto mais 
forte for a atração dos elétrons pelo núcleo menor será o raio.
No grupo da tabela periódica - O raio atômico aumenta com o aumento do Z.
Explicação: Neste caso, ocorre o aumento do raio atômico devido ao aumento do 
número quântico principal da camada de valência. Ou seja, há um aumento do raio 
atômico com o aumento do tamanho dos orbitais com o aumento do número quântico 
principal.
Figura 52 - Raio Atômico: varia inversamente em relação à carga nuclear efetiva
é à eletronegatividade dos átomos.
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Exercícios:
- Coloque os elementos em ordem crescente de raio atômico:
i) P, Si e N.
N < P < Si
ii) E para os elementos C, Li e Be.
C < Be < Li.
Revisão dos Conceitos:
Compare a dimensão dos seguintes pares de átomos:
Be, Ba; Be < Ba – o átomo de bário tem o maior raio atômico, porque temo 
maior Z e estão dentro do mesmo. 
Al, S; S < Al – o átomo de Al tem o maior raio atômico porque tem menor carga 
nuclear efetiva e menor afinidade pelos elétrons.
Raio Iônico
Raio iônico é o raio de um cátion e de um ânion.
Por que estudar Raio Iônico?
Afeta as propriedades químicas e físicas dos compostos iônicos. A estrutura
tridimensional depende também das dimensões relativas dos seus cátions e
ânions.
Quando comparado com átomo no estado fundamental é esperado mudanças
dos valores dos raios nos casos dos íons.
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Átomo que se transforma em ânion – é esperado um aumento do tamanho (raio),
porque a sua carga nuclear diminui devido ao aumento do número de elétrons na
eletrosfera, assim o raio iônico no caso do ânion é maior do que o raio atômico.
Átomo que se transforma em cátion – é esperada uma diminuição do tamanho (raio),
porque a o cátion tem excesso de carga positiva pela perda de elétrons, sendo assim o
núcleo atrai mais fortemente os elétrons (maior carga nuclear efetiva) deixando o átomo
mais compacto quando comparado com o átomo neutro. Assim, o raio iônico do cátion
ânion é menor do que o raio atômico.
Para a propriedade física raio iônico é possível fazer as seguintes observações:
O raio iônico aumenta dentro de um mesmo grupo da tabela periódica;
No caso dos íons isoeletrônicos (configuração eletrônica de gás nobre) os cátions são
menores dos que os ânions.
Exemplos:
Raio Iônico: Na+< F-
Raio iônico: K+< Cl-
Raio iônico: Ca2+ < Cl-
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Comparando os cátions entre si:
Raios iônicos dos cátions isoeletrônicos:
monopositivos > bipositivos > tripositivos > tretrapositivos ...
Exemplo: três cátions isoeletrônicos dentro do mesmo período.
Al – Al3+
Mg – Mg2+
Na – Na+
Raio iônico do Na+>Mg2+>Al3+.
Maior carga nuclear efetiva elétrons restantes fortemente atraídos pelo núcleo dos átomos.
Raios iônicos dos ânions isoeletrônicos monopositivos < bipositivos < tripositivos < 
tretrapositivos ...
Menor carga nuclear efetiva em relação aos elétrons faz com que os mesmos sejam 
menos atraídos pelo núcleo, maior efeito de blindagem.
Exercício:
Para cada um dos pares de íons abaixo, indique quais das espécies é maior.
N3- ou F-
Mg2+ ou Ca2+
Fe2+ ou Fe3+
Exemplo: dois ânions isoeletrônicos dentro do mesmo período.
O– O2-
F – F-
Raio iônico do O2->F-.
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Raio Iônico
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Energia de Ionização
É possível correlacionar às propriedades físicas e químicas dos átomos com as
suas configurações eletrônicas.
As propriedades químicas de qualquer átomo são determinadas pela configuração
dos elétrons de valência. A estabilidade desses elétrons reflete diretamente nas
energias de ionização.
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A Energia de Ionização é a energia mínima necessária (kJ/mol) para remover um
elétron de um átomo no estado gasoso e no seu estado fundamental.
Podemos definir como energia de ionização é a quantidade de energia (kJ) necessária
para retirar um mol de elétrons de um mol de átomos no seu estado gasoso.
Pode ser definida também como uma medida de quão fortemente o elétron está
ligado ao átomo, ou seja, quanto maior for a energia de ionização mais difícil é a
remoção do elétron.
Por que a energia de ionização é medida com o átomo no estado gasoso?
Porque um átomo na fase gasosa não sofre influencia dos seus vizinhos e, portanto, 
não há forças intermoleculares a serem consideradas ao medir a energia de 
ionização.
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Primeira energia de ionização:
Retirada do primeiro elétron de mais alta energia da camada de valência
Segunda energia de ionização:
Retirada do segundo elétron de mais alta energia da camada de valência;
Terceira energia de ionização:
Retirada do terceiro elétron de mais alta energia da camada de valência;
I1 < I2 < I3
Ordem crescente das Energias de ionização de um mesmo átomo:
A energia de ativação dos gases nobres são as mais altas da Tabela Periódica. Ou seja,
é muito difícil ionizar um átomo de gás nobre.
O átomo de He é o elemento que tem a maior energia de ativação porque o orbital s é
o que faz a menor blindagem em relação ao núcleo. Ou seja, o núcleo atrai a mais
fortemente o conjunto de elétrons.
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Importante: Grupo 1 - Os metais alcalinos têm a energias de ionização mais baixas da 
Tabela periódica.
Como possuem um elétron de valência, é mais fácil liberar este elétron para atingir a
configuração do gás nobre. Logo, os metais alcalinos tem menor energia de ionização
em relação aos metais alcalinos terrosos.
A medida que o número quântico principal aumenta, a distância entre o elétron 
e o núcleo aumenta. Assim, a energia de ativação diminui, pois a interação entre 
o núcleo os elétrons de valência diminui.
Energia Ionização
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Exercícios:
a) Qual dos átomos deve ter a primeira energia de ionização mais baixa: oxigênio ou 
enxofre?
b) Qual dos átomos tem a maior segunda energia de ativação? Li ou Be (exercício para 
os alunos)
Oxigênio; Z = 8 - 1s2 2s2 2p4 - O efeito de blindagem do orbital 2 s é deficiente assim a 
primeira energia de ionização é maior para o oxigênio, pois a atração do núcleo é maior. 
Assim é mais difícil retirar o elétron.
Enxofre; Z = 16 - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 - O efeito de blindagem do orbital 2p é maior e assim os 
elétrons estão mais fracamente presos ao núcleo além disso os elétrons valência estão mais 
distantes do núcleo. Número quântico principal n = 3, dos elétrons de valência para o S, e 
para o oxigênio o n = 2.
Afinidade Eletrônica
É a propriedade é o negativo da variação de energia que ocorre quando um elétron é 
aceito por um átomo no estado gasoso para originar um ânion.
Por exemplo:
A Afinidade eletrônica do flúor é de + 328 kJ/mol. É o elemento com maior afinidade 
eletrônica da Tabela Periódica.
A afinidade eletrônica também poder medida como a energia necessária para retirar um
elétron de um átomo no seu estado gasoso.
A afinidade eletrônica dos não metais é maior do que a dos metais. Ou seja, os ametais tem a
tendência de formar ânions para atingira configuração eletrônica do gás nobre.
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Relações Diagonais da Tabela Periódica
Essas relações são baseadas nas semelhanças entre pares de elementos em grupos e
períodos diferentes da tabela periódica.
Os elementos Li, Be e B exibem semelhanças entre os elementos colocados
diagonalmente baixo deles.
A razão disso é que esses elementos tem densidade de carga (carga do cátion/volume) dos
seus cátions semelhantes. Assim, eles têm comportamentos químicos semelhantes.
Diante das propriedades citadas anteriormente é possível notar as seguintes propriedades
químicas dos elementos:
O hidrogênio pode reagir como cátion com os halogênios na forma de H+:
Na++ H- →NaH
H++ F- →HF
O hidrogênio pode reagir como ânion com os metais alcalinos e alcaninos
terrosos na forma de H-:
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Grupo 1 A - metais alcalinos.
Grupo 2 A - metais alcalinos terrosos
A reatividade é menor do que os metais alcalinos, reagem fracamente com água o 
Be e Mg. Do Cálcio em diante temos a reação que é exemplificada abaixo com o Ba.
Grupo 3 A ou 13 - Grupo do Boro
O Boro não reage com o oxigênio nem com a água.
Grupo 4 ou 14 - Grupo do Carbono
O C, Si, Ge não reagem com água. Os metais reagem em meio ácido.
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Grupo 5 ou 15 - Grupo do Nitrogênio
N - reage com oxigênio formando vários óxidos: NO, N2O, NO2, N2O4 e
N2O5.
Grupo 6 ou 16 – Calcogênios
Formação da Chuva ácida.
Grupo 7 ou 17 - Halogênios
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Funções Ácido Sais
Nox Prefixo Sufixo Prefixo Sufixo
+1 ou +2 hipo oso hipo ito
+3 ou + 4 - oso ito
+5 ou + 6 - Ico ato
+7 (hi)per ico (hi)per ato
Tabela Importante para Nomenclatura das Funções 
Inorgânicas Ácidos e Sais
Ligações Químicas
O desenvolvimento da Tabela Periódica e do conceito de configuração eletrônica
forneceu aos químicos uma base lógica.
Está explicação foi formulada por Gilbert Lewis, que propôs que os átomos se
combinavam de forma a alcançar a configuração eletrônica de um gás nobre.
Quando átomos reagem entre apenas os elétrons da camada de valência (camada mais
externa) atuam.
Os elementos que tem 1 elétron na sua camada de valência são chamados monovalentes, os 
que tem 2 elétrons são denominados de bivalentes e assim por diante.
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Formação da ligação do gás hidrogênio
Razão das Ligações Químicas para as Formações dos 
Compostos 
Um átomo adquire a estabilidade eletrônica quando possui 8 elétrons na sua camada
eletrônica mais externa, ou dois elétrons quando possuir apenas a camada k – REGRA DO
OCTETO. Quando os átomos atingem essa configuração eletrônica, ficam com a mesma
estabilidade dos gases nobres.
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Ligação iônica
Em uma ligação iônia é a força eletrostática que mantém os íons ligados formando o
composto iônico.
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Exercícios: Utilize o configuração de Lewis para descrever a formação do Al2O3
Ligação Covalente
A ligação covalente é aquela que envolve o compartilhamento dos elétrons da camada de 
valência pelos átomos participantes do composto.
É uma ligação onde os dois elétrons são compartilhados por dois átomos. Os compostos 
covalentes são compostos que contêm apenas ligações covalentes.
Por exemplo: Formação de gás hidrogênio – H2
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Exemplos:
Os elétrons compartilhados na ligação covalente são representados.
Esses dois exemplos (com exceção do hidrogênio) ilustram a regra do octeto. onde cada
átomo no composto covalente deverá atingir oito elétrons na camada de valência.
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Figura 55 – Variação do comprimento da ligação após a
formação de uma ligação covalente.
Compostos covalentes com ligação simples - átomos compartilham dois elétrons
Compostos covalentes com ligação dupla - átomos compartilham 4 elétrons.
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Compostos covalentes com ligação dupla - átomos compartilham 6 elétrons
Comparação das Propriedades de Compostos Covalentes e Iônicos
Os compostos iônicos são mantidos pelas forças eletrostáticas entre os íons. São 
compostos polares e se dissolvem em água formando seus eletrólitos. Alto ponto de 
fusão. Bons condutores de eletricidade em solução.
Os compostos covalentes são mantidos pelas formas intermoleculares. Na sua grande 
maioria são insolúveis em água. Baixo ponto de fusão
A influência da eletronegatividade sobre a ligação covalente
Eletronegatividade - é a capacidade que um átomo tem de atrair um elétron para si
em uma ligação. Ela está relacionada com a energia de ionização e com afinidade
eletrônica.
ligação covalente polar - ligação com átomos que possuem eletronegatividade
diferentes.
Os elétrons compartilhados nesse tipo de ligação ficam mais tempo com o F do que com o H.
É possível diferenciar a ligação iônica da ligação covalente polar. A ligação iônica ocorre
quando a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos é maior ou igual a 2,0.
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Classifique as ligações como iônica, covalente polar e covalente apolar:
a) HCl, b) KF e a c) CC em H3C - CH3
Qual é a ligação covalente polar, covalente apolar e a iônica? 
a) CaCl, b) H2S c) NN em H2N - NH2.
Eletronegatividade e número de oxidação
O número de oxidação é o valor que indica se um átomo perdeu ou ganhou elétrons em 
relação ao seu estado fundamental. 
Exemplo: cátion = tem carga positiva, ocorreu perda de elétrons, ânion = tem carga 
negativa, ocorreu - ganho de elétrons.
Exemplo: No caso do composto molecular neutro o número de 
oxidação está relacionado aos átomos individualmente
NH3 - amônia
Nitrogênio - mais eletronegativo - carga -3
Hidrogênio - menos eletronegativo - carga +3.
Total de cargas: 0.
Oxidação = perda de elétrons. Número de oxidação trás a informação se há excesso ou 
falta de elétrons em um elemento ou composto.
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Escrevendo as Estruturas de Lewis
Escreva a Estrutura de Lewis do trifluoreto de nitrogênio no qual todos os átomos de F 
estão ligados ao N. 
1º Passo:
O átomo de N é menos eletronegativo do que o F modo que o esqueleto estrutural o N 
ocupa a posição central.
2º Passo:
As configurações eletrônicas das camadas mais externas do N e do F
N – 2s2 2p3 – 5 elétrons de valência
F – 2s2 2p5 - 7 elétrons de valência x 3 (3 átomos de F)
Total de elétrons de valência = 5 + 7x3 = 26 elétrons
3º Passo: Desenhamos a ligação covalente simples entre o N e o F e completamos o octeto 
dos átomos de F.
Colocamos os dois elétrons restantes no N.
Exercício:
Escreva a Estrutura de Lewis para o dissulfeto de carbono (CS2)
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Escreva a Estrutura de Lewis do ácido nítrico (HNO3) em que os três átomo de oxigênio
estão ligados ao átomo de N central e o hidrogênio está ligado a um dos átomos de
oxigênio.
1º Passo:
Montar o esqueleto estrutural.
2 º Passo: As configurações eletrônicas do N, O e H nas camadas mais externas.
N – 2s2 2p3 - 5 elétrons
O – 2s2 2p4 – 6 elétrons x 3 (3 átomos de O)
H – 1s1 – 1 elétron
Total = 5 + 6 x 3 +1 = 24 elétrons de valência tem o HNO3
3 º Passo: Colocamos as ligações simples entre o N e o O e a ligação simples entre o O e o H.
Primeiro fazemos cumprir a regra do octeto para o O.
4 º Passo: Agora observa-se que falta satisfazer a regra do octeto para o N. Assim, move-se
Um par isolado do O para formar outra ligação com o N.
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Escreva a Estrutura de Lewis do íon carbonato (CO3
2-) 
1º Passo:
No caso do íon carbonato como o C é o menos eletronegativo que o átomo de O. Nesse 
composto o átomo de C ocupa a posição central rodeado de átomos de O.
2º Passo:
As configurações eletrônicas da camada mais externa do C e do O são:
C – 2s2 2p2 – 4 elétrons 
O – 2s2 2p4 - 6 elétrons
Total: 4 + 6 x 3 + 2 elétrons = 24elétrons
3º Passo:
Desenhar uma ligação simples entre C e para cada átomo de O e assim cumprimos a regra do
octeto para os átomos O.
4º Passo:
A regra do octeto é satisfeita para os átomos de O, mas não para o átomo de C. Assim,
movemos um par isolado de um átomo de O para formar outra ligação com o carbono.
Agora, a regra do octeto também é satisfeita para o átomo C:
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Verificação:
Temos que assegurar satisfazer a regra do octeto. É preciso fazer contagem de valência
em (CO3
2-) (nas ligações químicas e nos pares isolados). O resultado e 24, igual ao número
total de elétrons de valência nos três átomos de O (3 x 6 = 18), no átomo de C (4) e duas
cargas negativas (2).
Exercício:
Escreva a estrutura de Lewis do íon nitrito (NO2
-)
Cálculo da Carga Formal
Regra todos os elétrons não ligantes são atribuídos ao átomo.
As ligações covalentes são quebradas e 1 elétron é atribuído a cada átomo que compõe a 
ligação. 
Exemplo: Substância Simples
Ozônio = O3 – É uma forma alotrópica do oxigênio.
Explicação: Alotropia são substâncias que são compostas do mesmo elemento, mas 
diferem no seu arranjo espacial ou na sua atomicidade.
É necessário que todos os átomos satisfaçam a regra do octeto
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Forma correta de se representar o composto O3
Ligação Metálica
Estrutura dos Metais
Figura 56 – Estrutura dos metálicos
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Figura 57 – Exemplo de Ligação Metálica
O metal é um aglomerado de nêutrons e cátions, mergulhados em uma nuvem de elétrons
livres (deslocalizados). A nuvem de elétrons estaria funcionando como uma ligação metálica.
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Propriedades dos metais:
Brilho metálico, condutividade térmica e elétrica, pontos de fusão e de ebulição, alta 
resistência à tração.
Ligas metálicas
São uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semimetais ou não metais, mas 
sempre com predominância dos elementos metálicos.
Exemplos: latão, bronze, aço, aço inoxidável,...
Forças Intermoleculares
Estados físicos dos compostos em condições ambientes:
Compostos iônicos – Forças de Atração Eletrostáticas – Estado Sólido
Metais e Ligas Metálicas – Estado Sólido.
Compostos Covalentes – Podem ser sólidos, líquidos e gasosos.
São as chamadas forças intermoleculares que existem entre as moléculas que influenciam no 
estado físico da matéria que vamos estudar. As principais forças intermoleculares são:
Forças ou Ligação Dipolo-dipolo
Pontes de Hidrogênio
Forças de Van der Waals (London)
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Ligação Dipolo-dipolo
Quando uma molécula é polar, como no caso do HCl, a mesma apresenta uma 
extremidade eletronegativa e a outra eletropositiva.
Neste caso, a molécula possui um dipolo elétrico permanente.
Explicação: Este tipo de situação ocorre porque o Cl é mais eletronegativo que o H. 
Sendo assim, o Cl atrai os elétrons da ligação H – Cl para sua proximidade. Desta 
forma, o Cl fica com uma carga parcialmente negativa e o H fica com uma carga 
parcialmente positiva.
Interação íon-dipolo
São interações que ocorrem entre um cátion ou ânion e uma molécula
O cátion induz o movimento dos elétrons da molécula na direção do cátion. Enquanto
os ânion repelem de os elétron para mais distante do ânion.
Como o cátion é menor do que o ânion as interações cátion-dipolo são mais intensas
em relação à interação ânion-dipolo.
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H2O
Tipos de interação cátion – dipolo.
Tipos de interação dipolo induzido.
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Pontes de Hidrogênio
É uma variação da ligação dipolo-dipolo. Esse tipo de atração ocorre quando o hidrogênio
se liga a elementos fortemente eletronegativos como o F, O e o N. A forte atração que se
estabelece ente o hidrogênio e esses elementos chama-se Ponte de Hidrogênio. Esse tipo
de ligação existem nos Estados Sólido e Líquido.
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Exemplo de Interações de pontes de hidrogênio
Forças ou Ligações de Van der Waals
São as forças intermoleculares que existem nas moléculas polares. A maioria dessas 
moléculas se encontram no estado gasoso.
Essas substâncias tem o ponto de fusão muito baixo. Essas forças é que mantém o N2 líquido 
na temperatura de -156 ºC.
As forças de Van der Waals são 10 x mais fracas do que as forças de dipolo-dipolo.
Pelo movimento dos elétrons nas moléculas pode ser que algum momento ocorra uma 
polarização ou pela indução de um campo elétrico se forme um dipolo induzido.
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Dipolo Induzido e as suas interações devido às forças de dispersão –
Forças típicas de moléculas apolares.
Geometria Molecular
A geometria molecular é o arranjo tridimensional dos átomos no espaço em uma molécula. A
geometria de uma molécula afeta muitas das propriedades físicas e químicas, como por
exemplo, ponto de fusão ponto de ebulição e os tipos de reações que as moléculas participam.
O modelo de geometria molecular se baseia na repulsão dos elétron da camada de valência. A
geometria adotada pela molécula é o estado de mais baixa energia, ou seja, é aquela que as
forças de repulsão são minimizadas.
O Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (RPECV).
Existem duas regras:
1 – Em relação a repulsão dos elétrons as ligações duplas e triplas tem o mesmo efeito das
ligações simples. A única diferença é em relação ao volume ocupado no espaço que a ligação
tripla ocupa em relação as outras;
2 – Temos que dividir as moléculas em duas categorias: átomo central com o par de elétrons
não ligantes e sem esse par de elétrons não ligantes.
Por questão de simplicidade começamos com o átomo central que não tem pares de elétrons
isolados.
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Geometria Molecular
Linear
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Triangular
Tetragonal
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Bipirâmide Trigonal
Octaédrica
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Dióxido de Enxofre
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Amônia
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Funções Químicas Inorgânicas
É o conjunto de substâncias com propriedades
químicas semelhantes, denominadas de
Propriedades Funcionais.
Quais são as Principais Funções Químicas?
Funções Químicas Inorgânicas
� Ácidos
� Bases
� Sais
� Óxidos
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TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA DE ARRHENIUS
A explicação para este fenômeno é a seguinte:
O açúcar (sacarose) quando dissolvido em água não forma
eletrólitos (substância capaz de transportar elétrons), ou
seja, o açúcar dissolvido se subdivide em moléculas de
sacarose eletricamente neutras. Logo não podem conduzir a
eletricidade.
O sal – NaCl, quando dissolvido em água se subdivide em
partículas eletricamente carregadas (elétrolitos),
denominadas de íons. Esses íons fazem o transporte do
elétrons em solução.
Cátion – cargas positivas
Ânions – cargas negativas
água
O cloreto de sódio sólido sofreu processo de dissociação. Esse fenômeno 
poderemos observar em detalhe no próximo slide
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Grau de Dissociação Iônica
Quanto maior for o grau de dissociação iônica mais
forte é o eletrólito, ou seja, conduzirá a corrente
elétrica em solução de forma mais eficiente.
Exemplos:
HCl – α = 92/100 = 0,92 ou 92% - eletrólito forte
HF – α = 8/100 = 0,08 ou 8% - eletrólito fraco.
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133
� Ácidos
São compostos que em solução aquosa, se ionizam
produzindo como íon positivo apenas o cátion
hidrogênio (H+).
O H+ é o radical funcional dos ácidos.
água
água
água
água
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Reação genérica de m ácido em água.
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� Classificação dos Ácidos
i) De acordo com o número de hidrogênio ionizáveis.
- Monoácidos – na ionização, a molécula produz apenas um H+
Exemplos: HCl, HNO3, HI, etc.
- Diácidos – na ionização, a molécula produz dois H+
Exemplos: H2SO4, H2CO3, H2S, etc;
- Triácidos- na ionização, a molécula produz três H+
Exemplos: H3PO4, H3BO3, etc.
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136
ii) De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula
- hidrácidos: não contém o oxigênio;
- Exemplos: HCl, HI, HBr, HCN, etc.
- Oxiácidos: contém o oxigênio
- Exemplos: H2SO4, H2CO3, HNO3 , H3PO4, H3BO3, etc.
iii) De acordo com o grau de ionização
- Ácidos fortes: quando α > 50%
Exemplo: HCl (α = 92%), H2SO4 (α = 61%),
- Ácidos moderados: quando 5 < α < 50%
Exemplo: HF (α = 8%), H3PO4 (α = 27%),
- Ácidos fracos: quando α < 5%
Exemplo: HCL (α = 92%), H2SO4 (α = 61%),
Exemplo: HCN (α = 0,008%), H2CO3 (α = 0,18%),
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FORÇA DO ÁCIDO
Para verificar se um oxiácido é forte ou fraco basta
calcular a diferença entre o nº de átomos de O e o nº
de átomos de H do ácido.
Exemplos:
HClO4: 4 -1 = 3 – ácido muito forte (α = 97%);
HNO3; 3 -1 =2 – ácido forte (α = 92%);
H2SO4: 4-2 = 2 – ácido forte (α = 61%);
H3PO4: 4 – 3 = 1 – ácido moderado (α = 27%);
H3BO3: 3 – 3 = 0 – ácido fraco (α = 0,025%).
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Para os hidrácidos quanto maior for o tamanho do raio do ânion maior será a
força do ácido. Pois, quanto maior o raio do ânion mais facilmente o átomo de
hidrogênio se dissocia.
HCl
HF
HBr
HI
FO
RÇA
 D
O
 Á
CID
O
iv) De com a volatilidade
- Ácidos fixos: são sólidos ou líquidos pouco voláteis.
Exemplos:
H2C2O4 (sólido) e H2SO4 (líquido - ponto de ebulição 338 ºC).
- Ácidos voláteis: líquidos voláteis ou gases.
Exemplos:
HNO3 - (líquido - ponto de ebulição 338 ºC).
HC, H2S, HCN são gases
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� Formulação dos Ácidos
Normalmente, x ≤ 4.
� Nomenclatura dos ácidos
- Hidrácidos
Ácido + prefixo do nome do ânion + ídrico
HCl – ácido clorídrico
HF – ácido fluorídrico
H2S - ácido sulfídrico
HCN – ácido cianítrico
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- Oxiácidos
Ácido + nome do elemento + ico ou oso.
Sufixo ico – maior Nox (número de oxidação
do elemento central)
Sufixo oso – menor Nox (número de
oxidação do elemento central)
Funções Ácido
Nox Prefixo Sufixo
+1 ou +2 hipo oso
+3 ou + 4 - oso
+5 ou + 6 - Ico
+7 (hi)per ico
Tabela para nomenclatura dos Oxiácidos
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- H2SO4 – ácido sulfúrico – S = +6;
- H2SO3 – ácido sulfuroso – S = +4;
- HNO3 – ácido nítrico – N = +5;
- HNO2 – ácido nitroso – N = +3;
- HClO4 – ácido perclórico – Cl = +7;
- HClO3 – ácido clórico – Cl = +5;
- HClO2 – ácido cloroso – Cl = +3;
- HClO – ácido hipocloroso – Cl = +1.
-
� Bases ou hidróxidos
São compostos que, por dissociação iônica, liberam,
como íon negativo (ânion), apenas o ânion hidróxido,
OH-, também chamado de hidroxila ou oxidrila.
O OH- é o radical funcional das bases.
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142
água
água
água
água
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� Classificação das Bases
i) De acordo com o número de hidroxilas ionizáveis.
- Monobases – na ionização produz apenas uma OH-
Exemplos: NaOH, NH4OH, KOH, etc.
- Dibases – na ionização produzem duas OH-
Exemplos: Ca(OH)2, Fe(OH)2 etc.
- Tribases – na ionização produzem três OH-
Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3, etc.
�De acordo com o grau de ionização
- Bases fortes – são aquelas compostas por metais
alcalinos e alcalinos terrosos, possuem grau de
ionização de 100%;
- Bases fracas – quando o grau de ionização é
inferior a 5%, os hidróxidos dos metais que não
pertencem aos grupos 1 e 2 da Tabela Periódica.
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�De acordo com a solubilidade em água
- Solúveis: hidróxidos dos metais alcalinos e o
NH4OH (hidróxido de amônio).
- Parcialmente solúveis: hidróxidos dos metais
alcalinos terrosos;
- Insolúveis: todos os demais hidróxidos.
� Formulação dos Bases
Normalmente, y ≤ 4.
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� Nomenclatura das Bases
Hidróxido + nome do elemento
NaOH – hidróxido de sódio
KOH – hidróxido de potássio
Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio
Hidróxido + nome do elemento + ico ou oso
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso
Fe(OH)3 – hidróxido férrico
Sn(OH)2 – hidróxido estanoso
Sn(OH)4 – hidróxido estânico
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Hidróxido + nome do elemento + Nox do Elemento
em Algarismos Romanos
Fe(OH)2 – hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 – hidróxido de ferro III
Sn(OH)2 – hidróxido de estanho II
Sn(OH)4 – hidróxido de estanho IV
� Escala de Medição do Caráter Ácido e Básico de
Soluções
Escala que determina o grau de acidez e de
alcalinidade das soluções. Quando a concentração de
H+ é muito alta, a solução em questão é muito ácida.
Quando a concentração de H+ é muito baixa, a
solução é alcalina ou básica.
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Este conceito está relacionado ao par ácido-base conjugado, isto é, um 
ácido e a sua base conjugada ou uma base e seu ácido conjugado.
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� Sais
São compostos que possuem, pelo menos, um cátion
diferente do H+ e um ânion diferente do OH-.
Exemplos:
NaCl, NaF, CaCl2,..
NaHSO4
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Os sais são o produto da reação entre um ácido e uma 
base. Essa reação é denominada de neutralização. 
Exemplo:
HCl + NaOH NaCl + H2O
Ou seja os sais podem ser formados a partir da reação 
de um ácido com uma base.
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Exemplos de sais neutros: NaCl, Na3PO4, Ca(NO3)2 e 
Ca3(PO4)2. 
� Reação e fórmulas gerias dos sais normais
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� Formulação dos Sais
NaCl, Na3PO4, Ca(NO3)2 e Ca3(PO4)2. 
� Nomenclatura dos Sais Normais
- Tabela da nomenclatura dos sais que contém o
oxigênio.
Funções Ácido Sais
Nox Prefixo Sufixo Prefixo Sufixo
+1 ou +2 hipo oso hipo ito
+3 ou + 4 - oso ito
+5 ou + 6 - Ico ato
+7 (hi)per ico (hi)per ato
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Oxisais
Nome DO ÁCIDO DE ORIGEM + ito ou ato + de + NOME DO CÁTION
DA BASE DE ORIGEM
Sufixo ato – maior Nox (número de oxidação do elemento central)
Sufixo ito – menor Nox (número de oxidação do elemento central)
Exemplos:
Sulfato de Cálcio – CaSO4
Nitrato de Sódio – NaNO3
Nitrito de potássio – KNO2
Ácido nítrico 
Hidróxido de Cálcio Nitrato de Cálcio
Exercício:
Fazer a mesma metodologia para os seguintes sais:
1- Sulfato de Cálcio – CaSO4
2 - Nitrato de Sódio – NaNO3
3 - Nitrito de potássio – KNO2
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Nomenclatura dos sais que NÃO contém o oxigênio.
Nome DO ÁCIDO DE ORIGEM + eto + de + NOME DO CÁTION DA BASE
DE ORIGEM
Ácido clorídrico 
Hidróxido de Sódio
Cloreto de Sódio 
Exercício:
Fazer a mesma metodologia para os seguintes sais:
1- CaCl2; 2 – NaI, 3 – MgBr2
Propriedades funcionais dos Sais
- Sabor – salgado
- Estado físico – são sólidos, cristalinos, altas temperaturas de fusão
- São compostos predominantemente iônicos. Em solução formam íons
e conduzem a corrente elétrica.
Sal Solubilidade em água Exceções
Nitratos
Cloratos
Acetatos
Solúveis
Cloretos
Brometos
Iodetos
Solúveis Ag+, Hg2
2+, Pb2+
Sulfatos Solúveis Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+
Sulfetos Insolúveis Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, 
NH4+, Ca+2, Sr2+, Ba2+
Outros sais Insolúveis 
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