Química Geral Aulas referentes a prova 1[1]

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Universidade Federal de Mato Grosso 
Campus Universitário Sinop 
Instituto de Ciências Naturais, Humanas e Sociais (ICNHS) 
 
Profa. Dra Edjane Rocha 
 
“Ligações Químicas” 
“ESTRUTURA ATÔMICA” 
“TABELA PERIÓDICA” 
Ementa 
1. Estrutura atômica e Tabela Periódica: 1.1 Estrutura atômica; 1.2 
Classificação dos elementos; 1.3 A organização dos elementos; 
Tabela Periódica. 1.4 Propriedades periódicas. 
2. Ligações químicas: 2.1 Ligação iônica; 2.2 Ligação covalente; 2.3 
Ligação metálica; 2.4 Polaridade; 2.5 Ligações intermoleculares. 
 
Avaliação 
Avaliação 1 
 
As avaliações serão compostas por três provas escritas (cada prova com peso 1 (um)) 
INDIVIDUAIS E SEM CONSULTAS, e cada prova com valor de 10,0 (dez). Somando-se as três 
provas e efetuando-se a média, se o aluno obtiver média igual ou superior a 5,0 (cinco inteiros) 
e tiver frequência igual ou superior a 75,0% (setenta e cinco), será considerado aprovado. 
Resolução CONSEPE 27/1999. Os alunos que eventualmente não realizarem uma das 
avaliações, mediante solicitação justificada por protocolo, será realizado uma prova de 
segunda chamada. 
Unidade 1- Estrutura atômica e Tabela Periódica. 
Unidade 2-Ligações químicas: 
Química 
• A Química é a ciência da matéria e das mudanças que ela 
sofre: 
- Inclui todo o mundo material que nos rodeia: pedras, 
comida, a carne e o sílicio. 
- Encontra-se no cerne de vários problemas: tratamento da 
saúde, proteção ao meio ambiente, 
- Medicamentos, desenvolvimento de fertilizantes e 
pesticidas 
5 
Química 
Química 
Ciência central porque é a ponte entre outras ciências naturais 
Biologia 
Nanociência 
Agrociência 
Ciência médica 
O que é a Química? 
Matéria: é tudo o que ocupa espaço e possui massa. 
Pode ser de origem natural ou manufaturada. A 
matéria tanto é aquilo que nós podemos tocar e 
sentir (ex: água, terra, árvores) como aquilo que não 
se presta a tal (ex: ar). 
 
 ASSIM TUDO O QUE VEMOS OU USAMOS TEM 
SEMPRE ALGO DE “QUÍMICO”. 
 
Estrutura da Matéria 
8 
Sólido 
Matéria: Tudo que tem massa e ocupa lugar no 
espaço. 
Gasoso 
Líquido 
De que é formada a 
matéria?!? 
 
ÁTOMOS 
A matéria é constituída de diminutas partículas amontoadas 
como laranjas. 
• Os atómos são os componentes 
fundamentais da matéria; 
• Ponto central da química 
Propriedades da Matéria 
• Propriedades físicas: pode ser medida ou observada sem que a 
composição ou integridade da substância seja afetada. 
Ex: Massa, quantidade de matéria, densidade. Ex: ponto de fusão; 
ponto de ebulição, densidade 
 Gelo  Água 
• Propriedades químicas: Refere-se à capacidade ou não de se mudar, 
formando outra substância; 
– Ex: Inércia dos gases nobres, corrosão de metais. 
• ex: combustão do hidrogênio gasoso em atmosfera de oxigênio 
 
Características distintivas de diferentes tipos de substâncias 
11 
Misturas
Homogêneas
Misturas
Heterogêneas
Misturas
Compostos Elementos
Substâncias Puras
Matéria
Classificação da matéria 
Elemento: é uma substância que não pode ser decomposta em materiais mais 
simples através de reações químicas. Representam-se por símbolos 
compostos por uma ou duas letras. Ex: Na, Cl, Br, H, Mg, etc. Podem 
combinar-se formando os compostos. 
 Substância: é uma forma de matéria com composição definida e 
propriedades próprias. Podem ser identificadas por: aspecto, cheiro, paladar, 
etc. 
Composto: é uma substância formada a partir de dois ou mais elementos na 
qual estes são sempre combinados proporcionalmente de forma fixa (i.e. 
constante) em termos de massa. Os compostos só são separados nos 
componentes puros por processos químicos. Ex: H2O, CCl4, etc. 
 
Mistura: é uma combinação de duas ou mais substâncias em que estas mantêm 
a sua identidade própria. Têm composição variável. Podem ser desfeitas por 
meios puramente físicos, mantendo os seus constituintes a identidade inicial. 
 Ex: Ar, refrigerantes, leite, cimento. 
Espécies da matéria 
Os Elementos Químicos 
 
13 
 
Os Elementos Químicos 
14 
Elementos 
• Se uma substância pura não pode ser decomposta em 
algo mais, então ela é um elemento. 
• Existem 118 elementos conhecidos. 
• A cada elemento é dado um único símbolo químico (uma 
ou duas letras). 
• Os elementos são a base de constituição da matéria. 
• A crosta terrestre consiste de 5 elementos principais. 
• O corpo humano consiste basicamente de 3 elementos 
principais. 
Classificações da matéria 
Elementos 
 
 
Classificações da matéria 
Representação química da matéria 
• Símbolo químico: é a forma abreviada de representar o 
elemento. Ex:. Na, K, F, etc. 
• Fórmulas químicas: é uma forma abreviada de 
representar o elemento ou do composto. Indica a 
composição da substância química. Ex:. H2O, F2, CO2, 
etc. Temos 3 tipos de fórmulas: a fórmula molecular, a 
fórmula empírica e a fórmula estrutural. 
Elementos 
• Os símbolos químicos com uma letra têm aquela letra 
maiúscula (por exemplo, H, B, C, N, etc.) 
• Os símbolos químicos com duas letras têm apenas a 
primeira letra maiúscula (por exemplo, He, Be). 
Fórmulas químicas 
• Fórmulas Moleculares: indica o número exato de átomos de cada um dos 
elementos presentes na molécula. 
– Moléculas diatômicas (H2, N2, O2, etc.) 
– Moléculas poliatômicas 
– Diferentes formas do mesmo elemento dá-se o nome de formas alotrópicas 
ou alótropos (ex: O2, O3) 
• Fórmulas Empíricas: indica os elementos presentes e qual a proporção entre 
eles, na forma do menor número possível de átomos. 
– Ex: H2O2HO 
• N2H4 NH2 
• Fórmulas estruturais: indica os elementos presentes, os tipos de ligações 
existentes entre eles e qual a sua distribuição no espaço. 
 
Classificação das misturas 
 
 As misturas podem ser: 
 
1- Homogêneas: têm as mesmas propriedades em toda a amostra. 
Também se chamam soluções. 
 Ex: NaCl (sal de cozinha) e água 
2- Heterogêneas: consiste em duas ou mais regiões chamadas fases, 
as quais diferem nas propriedades. 
 Ex: gasolina/água; gelo/água líquida (têm a mesma composição 
química, mas estão em diferentes estados físicos). 
Átomos, moléculas e reações químicas 
• Átomo: é a menor partícula constituinte da matéria 
• Moléculas: resultam da junção de átomos, formando partículas estáveis. 
• Equações químicas: descreve o que acontece quando ocorre uma reação 
química. 
• Ex:. 
– Lei da conservação de massa: numa reação química não há ganho nem 
perda de massa. A massa conserva-se. 
– Coeficientes: são os números em frente às formulas químicas. Servem 
para acertar a equação. Isto acontece quando o número de átomos de 
cada elemento é o mesmo em ambos os lados da seta. 
– Indicar o estado físico dos reagentes e produtos 
 
)(10)(8)(13)(4 222104 lOHgCOgOgHC
ZnSSZn


• Filósofos antigos especulavam sobre a natureza 
da “matéria” fundamental da qual o mundo 
era feito. 
400 a.C. Surge a preocupação com a constituição 
da matéria. 
 Tudo na natureza seria formado pela combinação 
desses 4 elementos em diferentes proporções: 
Modelo Atômico 
O átomo - Demócrito 
O que se entende por átomo? 
 
• Demócrito (460 - 370 a.C.) 
 
 Divisão da matéria até o ponto onde não poderia ser mais dividida; 
 
 Entidade singular chamada de “atomos” (não divisível). 
22 A=não TOMO=divisão 
Teoria Atômica 
• Platão e Aristóteles formularam a hipótese de 
que não poderia haver partículas indivisíveis. 
Teoria Atômica 
O átomo - Dalton 
Nada muda por quase 2000 anos.• 2. John Dalton (1766 - 1844) 
 
 Químico empírico, diversos estudos investigando a fase gasosa e condensada. 
 
 - Todos os elementos são feitos de partículas esféricas indivisíveis (atomos); 
 - Átomos de um mesmo elemento são idênticos em tamanho, massa e outras 
propriedades; 
 - Átomos não podem ser subdivididos, criados ou destruídos; 
 - Diferentes átomos se combinam em variadas proporções de números inteiros; 
 
24 
Teoria Atômica 
O átomo - Dalton 
John Dalton, brilhante cientista inglês, através de experimentos, deu uma visão 
científica a idéia do átomo criada pelos antigos filósofos gregos. 
 
Para Dalton cada átomo seria: uma partícula extremamente pequena (invisível), 
maciça, indivisível, esférica, indestrutível (numa reação ocorre rearranjo dos 
átomos) e que varia em tamanho e massa a depender do elemento químico. 
 
A teoria (resumidamente: esfera maciça) é, didaticamente, associada a ideia de 
bolas de bilhar ou de gude, com tamanhos diferentes, representando os 
elementos químicos constituintes da matéria. 
 
Dalton admitiu que a matéria era 
constituída por pequenas esferas maciças 
indivisíveis — os átomos. 
O átomo - Dalton 
Modelo atômico de Dalton. 
O átomo - Thomson 
Primeira partícula subatômica: elétrons 
• 3. Joseph John (J.J.) Thomson (1856 - 1940) 
 
 Físico Inglês, conduziu experimentos em fase gasosa e é atribuído como o pai da 
espectrometria de massas. 
 
 
Esses raios podem 
ser defletidos? 
Tubo de Crookes 
27 
Teoria Atômica 
Raios catódicos e elétrons 
Experimentos de Thomson 
- Tubo de Crookes: Luz causada pela presença de gases ionizados, padrão difuso; 
 
- Tubo de raios catódicos: Alto vácuo, feixe de partículas colimado; 
 
- 1897: Feixe sempre desviava para o pólo positivo, independente do metal utilizado no 
cátodo; 
 
- Subpartícula atômica - elétron; 
 
- Experimento de raios catódicos: razão massa/carga do elétron; Em 1897, Thomson 
determinou que a proporção carga-massa de um elétron é 1,76  108 C/g. Objetivo: 
encontrar a carga no elétron para determinar sua massa. 
 
- Experimentos de Millikan (1909) determinam carga do elétron. 29 
Raios catódicos e elétrons 
Raios catódicos e elétrons 
• Utilizando este experimento, Millikan determinou que a carga no 
elétron é 1,60 x 10-19 C. 
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan 
calculou a massa do elétron: 9,10 x 10-28 g. 
• Com números mais exatos, concluimos que a massa do elétron é 
9,10939 x 10-28 g. 
 
 
Experimentos de Thomson 
Experimentos de Thomson 
Modelo “Pudim de Passas” do átomo 
Átomo de Thomson: Esfera gelatinosa de carga positiva, enquanto os elétrons povoam a 
porção mais externa da massa esférica. 32 
Modelo atômico 
de J. J. Thomson. 
Teoria Atômica 
33 
 Falhas no postulado: 
 Hoje se sabe que os átomos possuem uma estrutura 
interna (não são maciços); 
 São constituídos de partículas menores ainda, as partículas 
subatômicas; 
 Um elemento difere de outro porque seus átomos 
possuem números diferentes de cada partícula subatômica 
e, consequentemente diferentes massas e tamanhos. 
John Dalton 
O átomo - Rutherford 
A revolução: descoberta dos prótons 
• 4. Ernest Rutherford (1871 - 1936) 
 
 Físico Neozelandês, conduziu experimentos principalmente com elementos 
radioativos. 
 
 
Em meados de 1910: Espalhamento de partículas 
a contra alvo de ouro. 
 - Estudantes: Hans Geiger e Ernest Marsden 
34 
Radioatividade 
Experimentos de Rutherford 
Ilustração do fenômeno esperado para o átomo de Thomson. 
Radiação a atravessaria 
os átomos sem sofrer 
deflexão de sua trajetória 
(ou baixíssima deflexão). 
36 
Experimentos de Rutherford 
Experimento do alvo de ouro de Rutherford 
- Rutherford pede para 
seus estudantes que 
chequem ângulos maiores 
de espalhamento. 
- São observadas raras 
deflexões (1 em 20.000), 
algumas à mais de 90 ° 
com relação ao feixe. 
 
 37 
Experimentos de Rutherford 
Representação do fenômeno observado por Rutherford 
Deflexão ocorre pela 
presença de uma porção 
central compacta, muito 
menor do que a estrutura 
global. 
38 
Átomo de Rutherford 
Modelo do átomo de Rutherford 
• Porção central: positiva 
• Porção externa: negativa 
• Entre o núcleo e a 
superfície externa? Vazio 
39 
Teoria Atômica 
40 
 O átomo é constituído de duas regiões distintas: 
1. Núcleo que contém praticamente toda a massa do átomo 
e apresenta carga positiva; 
2. Eletrosfera: onde os elétrons giram. 
Modelo atômico 
de E. Rutherford. 
 Experimentos subsequentes levaram a 
descoberta das partículas no núcleo. 
1. Partículas positivas (prótons), 
descobertas por Rutherford em 1919. 
2. Partículas neutras (nêutrons), 
descobertas por Chadwick em 1923. 
Teoria Atômica 
41 
 Partículas subatômicas que 
constituem todos os 
átomos: 
1. Prótons (+) 
2. Nêutrons (neutros) 
3. Elétrons (-) 
No modelo nuclear do átomo, todas as cargas positivas e 
quase toda a massa estão concentradas no pequeno 
núcleo, e todos os elétrons com carga negativa circundam 
o núcleo. 
Predição do percurso de uma partícula carregada 
Pela física clássica, uma 
partícula carregada que 
orbita outra partícula de 
carga contrária libera 
energia em sua trajetória até 
se colapsar no núcleo. 
Solução: O átomo quântico 
Problemas da teoria atômica 
42 
Teoria Atômica 
43 
J. J. Thomson (1856 – 1949) 
E. Rutherford (1871 – 1937) 
 Uma série de experimentos feitos por cientistas como J. J. 
Thomson e E. Rutherford, estabeleceu um modelo do átomo 
que ainda é a base da teoria atômica moderna. 
O átomo em números 
Núcleo: Porção central do átomo. 
Compacto e pequeno (10-4 Å); 
Eletrosfera: região de probabilidade 
de se encontrar o elétron. Tamanho 
depende do total de elétrons (1-5 Å). 
 
 
44 
Unidade de massa atômica (u ou 
u.m.a.): 
 1u.m.a. = 1,66054 x 10-24 g 
O número dos elétrons fora do 
núcleo é igual ao número de 
prótons no núcleo. 
Teoria Atômica 
45 
Número Atômico e Número de Massa 
Importante! O número atômico é o que caracteriza 
cada elemento químico, ou seja, não existem átomos de 
elementos químicos diferentes com o mesmo número 
atômico, se têm o mesmo número atômico são o mesmo 
elemento. 
É a identificação de um átomo. 
Corresponde ao número de prótons 
presentes no núcleo. 
Z=P 
OBS.: em um átomo (neutro) o n.º de prótons 
é igual ao n.º de elétrons. 
Teoria Atômica 
Número de Massa 
Teoria Atômica 
⇢ Número de nêutrons do núcleo é igual a A – Z. 
 
 
⇢ Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo 
número atômico. Por esta razão, o número atômico é algumas 
vezes omitido na identificação de um átomo individual. 
 
N = A - Z 
Elemento Químico 
ÁTOMO P = e- CARGA = ZERO 
ÍON 
CÁTION 
ÂNION 
Nº DE MASSA 
A = P + N 
Nº ATÔMICO 
Z = P 
Nº DE ÁTOMOS 
Teoria Atômica 
Carga Atômica e Carga Iônica 
P ≠ e- 
CÁTIONS (+): perdem elétrons P > e- 
ÂNIONS (-): ganham elétrons P < e- 
ÍONS 
Teoria Atômica 
51 
 A maioria dos elementos são encontrados na natureza 
como mistura de isótopos. A massa atômica (ou peso 
atômico) de um elemento é na verdade a massa 
atômica média determinada usando as massas de seus 
vários isótopos e suas abundâncias relativas. 
Massa Atômica (Peso Atômico) 
 Expressa 
em u.m.a 
(ou u). 
• A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos: 
– OC natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C. 
• A massa média do C: 
• (0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u 
 
• A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média. 
• As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica. 
Semelhanças atômicas 
 Isótopos 
 São átomos com o mesmo número de prótons e diferentes números 
de massa. 
 Isóbaros 
 São átomos de elementos químicos diferentes que possuem o 
mesmo número de massa. 
ISO = mesmo TOPOS = lugar 
 Isótonos 
 São átomos de elementos químicos diferentes que possuem o 
mesmo número de nêutrons. 
 Isoeletrônicos 
 São átomos ou íons com o mesmo número de 
elétrons. 
Alótropos são diferentes formas de um elemento se 
apresentar na natureza 
Átomos possuem massa muito reduzida (mais pesado 4 x 10-22 g); 
Para facilitar, adota-se a unidade de massa atômica (u.m.a.) = 1,66054 x 10-24 g; 
Próton e nêutron possuem massas similares; 
Massa do átomo é dada majoritariamente pela massa do núcleo. 
53 
A escala de massa atômica 
• A massa do 1H é 1,6735 x 10-24 g e do 16O é 2,6560x 10-23 g. 
• Definimos: a massa de 12C = exatamente 12 u. 
• Usando unidades de massa atômica: 
 
1 u = 1,66054 x 10-24 g 
1 g = 6,02214 x 1023 u 
Teoria Atômica 
54 
 Em 1913 Niels Böhr com o auxílio das descrições 
quânticas da radiação eletromagnética propostas 
por Albert Einstein e Max Planck, conseguiu completar a 
teoria de Rutherford. 
 Modelo Atômico de Rutherford-Böhr 
 O átomo pode ser representado de 
forma que as órbitas permitidas para os 
elétrons tenham relação com diferentes 
níveis de energia. 
 Cada órbita (ou nível de 
energia) permitida para os 
elétrons possuem energias 
diferentes, constantes e 
determinadas. 
 Um elétron em certa órbita permitida tem 
certa energia especifica e está em um 
estado de energia ‘permitido’. Não irradiará 
energia (não se moverá). 
 O elétron muda de um estado de energia 
permitido para outro quando absorve 
energia. Essa energia é emitida quando 
ele volta ao seu nível de energia inicial. 
55 
Natureza Ondulatória da Luz 
• A luz é definida como radiação eletromagnética: ondas que se propagam pela oscilação 
de campos elétricos e magnéticos; 
 
• Comprimento de onda (λ): distância entre dois pontos adjacentes idênticos 
da onda; Frequência (ν): números de λ que passam por certo ponto a cada 
segundo; Amplitude: Extensão máxima da oscilação (intensidade) de uma 
onda. 
• Onda eletromagnética oscila como uma função senoidal (função periódica); 
56 
• Característica da radiação eletromagnética: transporte de energia pelo espaço; 
• Entendimento sobre a estrutura eletrônica do átomo foi dada pela análise da luz 
emitida ou absorvida pelas substâncias; 
• Dependendo do comprimento de onda (λ), podem carregar diferentes conteúdos 
de energia. 
• TODOS os tipos de radiação eletromagnética movem-se no vácuo a 
3,00 x 108 m/s  velocidade da luz (299.792.458 m/s) 
 
Natureza Ondulatória da Luz 
. =c 
 A relação inversa entre a frequência e o comprimento de onda de uma radia- 
ção eletromagnética pode ser expressa pela seguinte equação: 
Luz É uma onda eletromagnética que se propaga no vácuo e possui é 
um perturbações oscilantes dentro do campo visível do olho humano. 
c: velocidade da luz = 2,9979246x10
8m/s 
: comprimento de onda 
: freqüência 
A amplitude esta relacionada com a intensidade do brilho 
(energia por unidade de volume) da onda. A intensidade é 
proporcional ao quadrado da amplitude (A2). 
Natureza Ondulatória da Luz 
60 
Natureza Ondulatória da Luz 
Maior comprimento de onda (λ)  menor frequência (ν) 
 
Menor comprimento de onda (λ)  maior frequência (ν) 
61 
• Modelo ondulatório da luz é capaz de explicar muitos fenômenos físicos; 
• Exceções: Emissão de luz por objetos aquecidos (radiação de corpo negro); 
Emissão de elétrons de uma superfície metálica pela incidência de luz (efeito 
fotoelétrico); Emissão de luz a partir de átomos de no estado gasoso a partir de 
uma descarga elétrica (espectros de emissão). 
 
 
Energia Quantizada e Fótons 
Max Planck em 1900: 
E = h. 
Quantum menor quantidade de enrgia que pode ser emitida ou absorvida como radiação 
eletromagnetica 
propôs que a radiação eletromagnética pode ser 
explicada como uma corrente de “partículas” 
denominadas fóton, cuja energia é dada por: 
Em 1905, Einstein 
Energia do foton=E = h. 
62 
• Aquecimento de um objeto a altas temperaturas - Incandescência; 
 
• Quanto maior é o aquecimento, maior é o brilho e a cor emitida muda: 
vermelho - laranja - amarelo - branco 
 
• Segundo o ponto de vista da física clássica, qualquer corpo negro a 
temperatura fora do zero absoluto deveria emitir radiação ultravioleta intensa, 
além de raios X e raios gama! 
 
 
 
Energia Quantizada e Fótons 
LINHAS ESPECTRAIS 
SÉRIES ESPECTRAIS 
Série de Balmer 
(luz visível) 
R = 3,29 x 10
15 Hz (constante de Rydberg) 
Em 1885, Balmer mostrou que o inverso do comprimento de onda, 
1/ λ , ou número de onda, ν, de qualquer banda do espectro visível 
do hidrogênio podia ser dado pela fórmula empírica: 
No entanto, o hidrogênio não emite apenas na região do visível, mas 
também na zona do ultravioleta e do infravermelho. 
onde n1 e n2 são números inteiros, com n1 > n2. A fórmula de 
Rydberg-Ritz permite calcular os comprimentos de onda de todas as 
linhas do espectro do hidrogênio e de metais alcalinos como o lítio e o 
sódio. Tem-se para o intervalo estudado por Balmer 
Séries espectrais 
Por meio da teoria de Böhr se pode calcular o número de onda 
(recíproco do comprimento de onda) da radiação eletromagnética 
emitida pelo elétron, utilizando-se para isso a equação abaixo: 
Modelo do átomo de Bohr 
66 
Explicação do espectro de linhas observado para o átomo de Hidrogênio 
- Emissão de luz: As cores de gases excitados surgem devido 
ao movimento dos elétrons entre os estados de energia no 
átomo. 
- Comprimentos de onda podem ser transformados em 
valores de energia pela equação: E = h.c/ 
Explicação do átomo baseado na luz emitida por 
alguns elementos quando aquecidos. 
- Porque o espectro de linhas do átomo de Hidrogênio é tão simples? 
- Proposição de um novo modelo do átomo: Modelo de Bohr 
SÉRIES ESPECTRAIS 
Os níveis de energia são numerados de n=1 até n=(infinito). Quanto mais 
afastado do núcleo estiver o elétron, maior a energia. 
Postulado Óptico 
 Ao receber energia, o elétron salta para órbitas mais externas. Ao retornar para órbitas mais internas, emite energia na forma de ondas 
eletromagnéticas. 
A energia absorvida ou emitida pelo elétron no chamado salto quântico é 
dada pela diferença entre as energias dos níveis envolvidos 
 Essa energia absorvida ou emitida, ∆E, é dependente da 
frequência da radiação eletromagnética envolvida, de acordo com 
aTeoria Quântica de Planck: 
Átomos hidrogenoides são aqueles que possuem apenas 1 
elétron. Para esse tipo de átomo se aplica também a teoria de 
Böhr, com a energia do elétron na órbita sendo dada por: 
O raio da órbita de um átomo hidrogenoide é dado por: 
Os raios das órbitas também aumentam à medida que cresce o valor de n. No 
entanto, o afastamento entre as órbitas também cresce: 
Efoton= E= Ef- Ei 
 Os níveis seriam em número máximo de sete para os átomos dos 
elementos conhecidos. A partir do núcleo são representadas pelas letras 
maiúsculas K, L, M, N, O, P e Q. Contudo, essas letras podem ser 
substituídas por números, os números quânticos principais, que são 
representados genericamentepor n. 
O número máximo de elétrons que cada camada pode comportar pode ser 
determinado. Para os átomos dos elementos conhecidos, temos: 
 A penúltima camada deve ter no máximo 18 elétrons. 
 O número de camadas ou níveis de energia varia de acordo com o número 
de elétrons de cada átomo. 
 Verifica-se que a última camada de um átomo não pode ter mais de 8 
elétrons. Quando isto ocorrer, devemos colocar na mesma camada, 8 
ou 18 elétrons (aquele que for imediatamente inferior ao valor 
cancelado) e, o restante na camada seguinte. 
Comportamento Ondulatorio da 
• Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que, uma 
vez que a radiação eletromagnética podia ser 
considerada como constituída de partículas 
chamadas fótons ao mesmo tempo que 
exibia propriedades ondulatórias, então o 
mesmo pode ser verdade para os elétrons. 
 
 
Princípio de Dualidade (Louis De Broglie) 
Utilizando as equações de Einstein e de Planck, 
De Broglie mostrou: 
O momento linear (p), mv, é uma propriedade 
de partícula, enquanto  é uma propriedade 
ondulatória. 
• Essa natureza dual é chamada de dualidade 
onda-partícula. 
• Uma consequência imediata da dualidade é a 
impossibilidade de se saber o momento 
linear (o produto da massa pela velocidade) e 
a localização de um elétron (e qualquer 
partícula) simultaneamente. 
 
 
Comportamento Ondulatorio da 
materia 
Princípio da Incerteza (Werner Heisenberg) 
Não é possível determinar com precisão a posição e a 
velocidade de um elétron num mesmo instante, pois os 
próprios instrumentos de medição interferem na trajetória 
do elétron. 
 
 
x  incerteza na localização 
p  incerteza no momento linear 
ħ  h/2 = 1,054x10-34 J.s 
 
21.  px
• Essa restrição é o conteúdo do princípio da 
incerteza de Heisenberg, 
W. Heisemberg Cria o “ Princípio da Incerteza ” e como 
conseqüência a definição de orbital. Orbital é a região do 
espaço ao redor do núcleo do átomo onde existe a máxima 
probabilidade do elétron ser encontrado. 
• Schrödinger formulou uma equação que 
levou em conta a dualidade onda-partícula e 
considerou o movimento dos elétrons nos 
átomos. 
• Para fazer isso ele introduziu a função de 
onda,  (psi), uma função matemática das 
coordenadas de posição x, y e z. 
 
 
 Modelo Atômico Schrödinger 
Mecânica Quântica 
• A equação de Schrödinger, da qual a função de 
onda é uma solução, é: 
 
 
V é a energia potencial do elétron no campo do 
núcleo e E é sua energia total. 
 
 
  0
2
22
2
2
2
2
2








  VEm
zyx
e

 Modelo Atômico Schrödinger 
Mecânica Quântica 
•Schrödinger propôs uma equação que contém 
os termos onda e partícula. 
•A resolução da equação leva às funções de 
onda. 
•A função de onda fornece o contorno do 
orbital eletrônico. 
•O quadrado da função de onda fornece a 
probabilidade de se encontraro elétron, isto é, 
dá a densidade eletrônica para o átomo. 
 
 Modelo Atômico Schrödinger 
Mecânica Quântica 
As EstAlguns Princípios de Mecânica Quântica 
• Uma função de onda contém todas as 
informações dinâmicas possíveis do elétron, 
incluindo onde ele está e o que está fazendo. 
• A probabilidade de se encontrar um elétron 
em uma dada localização é proporcional ao 
quadrado da função de onda neste ponto, 2. 
 
 
 
Alguns Princípios de Mecânica Quântica 
• De acordo com essa interpretação, há uma 
grande probabilidade de se encontrar o 
elétron onde 2 é grande e o elétron não será 
encontrado onde 2 for zero. 
• A quantidade 2 é chamada de densidade 
de probabilidade do elétron. 
 
 
• A função de onda de um elétron em um átomo é 
chamada de orbital atômico. 
•Se resolvermos a equação de Schrödinger, teremos as funções de onda 
e as energias para as funções de onda. 
•Chamamos as funções de onda de orbitais. 
•A equação de Schrödinger necessita de três números quânticos: 
Orbitais Atômicos 
Níveis de Energia 
• Cada uma das funções de onda obtidas pela 
resolução da equação de Schrödinger para um 
átomo hidrogenóide é especificada por um único 
conjunto de três números inteiros chamados 
números quânticos. 
• Estes números quânticos são designados por n, l 
e ml. 
• Cada número quântico especifica uma propriedade física 
do elétron: 
do orbital 
n = especifica energia, o tamanho do orbital 
Orbitais Atômicos 
Camadas, Subcamadas e Orbitais 
• Em um átomo, todos os orbitais com o mesmo valor de n 
possuem a mesma energia e são ditos degenerados. 
• O número quântico principal, deste modo, define uma 
série de camadas do átomo, ou conjuntos de orbitais 
com o mesmo valor de n que, por esta razão, têm a 
mesma energia e, aproximadamente, a mesma extensão 
radial. 
Energia dos Subníveis e Orbitais 
88 
n = 1 
n = 2 
n = 3 
n = 4 
- Níveis de energia de 
diferentes subníveis não são 
iguais (a); 
- Subníveis com número 
quântico principal menor 
podem estar em um maior 
estado de energia que 
subníveis com números 
quânticos principais menores 
(4s e 3d) (b); 
(a) 
(b) 
l = indica o momento angular 
orbital, a forma angular do orbital 
Orbitais Atômicos 
Camadas, Subcamadas e Orbitais 
• Os orbitais pertencentes a cada camada são classificados 
em subcamadas, diferenciadas pelo número quântico l. 
• Para um dado valor de n, o número quântico l pode ter os 
valores l = 0, 1, ..., n – 1, originando n valores diferentes no 
total. 
 
n= 1  l = 0 
n = 2  l = 0, 1 
n = 3  l = 0, 1 e 2. 
• É comum identificar cada subcamada por uma letra: 
 
Valores de l 0 1 2 3 4 ... 
Designação 
do ortital 
s p d f g ... 
As Orbitais Atômicos 
Camadas, Subcamadas e Orbitais 
• Uma subcamada com número atômico l consiste em 2l + 1 
orbitais individuais. 
• Estes orbitais são diferenciados pelo número quântico 
magnético, ml, o qual pode apresentar 2l + 1 valores 
inteiros de + l a – l. 
• Ex.: uma subcamada d (l = 2) de um átomo consiste em 
cinco orbitais atômicos individuais que são diferenciados 
pelos valores ml = +2, +1, 0, -1, -2. 
 
 
ml = indica a orientação do momento angular, orientação 
do orbital 
O Spin do Elétron 
• O número quântico magnético de spin, ms, 
pode assumir somente dois valores, +½ (giro 
no sentido anti-horário) e –½ (giro horário). 
• Os dois estados são representados pelas setas 
↑ (“spin para cima”, ms = +½) e ↓ (“spin para 
baixo”, ms = -½) ou pelas letras gregas a e b, 
respectivamente. 
 
 
As Estruturas dos Átomos 
Hidrogenóides 
Orbitais Atômicos 
O Spin do Elétron 
• Uma vez que para especificarmos o estado de 
um átomo devemos especificar o estado de 
spin de um elétron, é comum dizer que o 
estado de um elétron em um átomo 
hidrogenóide é caracterizado por quatro 
números quânticos, nominalmente, n, l, ml e 
ms (o quinto número quântico, s, é fixo em ½). 
 
 
Orbitais e Números Quânticos 
1. n níveis = n subníveis; 
2. Cada subnível possui um quantidade específica de orbitais (ml); 
3. O número total de orbitais em um nível é n2; 
96 
Orbitais Atômicos 
Camadas, Subcamadas e Orbitais 
• Um orbital s (l = 0) com ml = 0  orbital s; 
• Três orbitais na subcamada p (l = 1) com ml 
= +1, 0, -1  orbitais p; 
• Cinco orbitais da subcamada d (l = 2) com 
ml = +2, +1, 0, -1, -2  orbitais d; 
• E assim por diante. 
 
 
• Um orbital s possui a mesma amplitude a uma dada 
distância do núcleo, independentemente das 
coordenadasangulares do ponto de interesse, isto é, 
um orbital s tem simetria esférica. 
• O orbital é representado normalmente por uma 
superfície esférica com o núcleo no seu centro. 
 
 
 
 
 
 
 
Orbitais s: •Todos os orbitais s são esféricos. 
•À medida que n aumenta, os orbitais s ficam maiores. 
•À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. 
•Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade 
de se encontrar um elétron é zero. 
•Em um nó, Ψ2= 0 
•Para um orbital s, o número de nós é n-1. 
As regiões onde a função de onda radial passa pelo zero são chamadas 
de nós radiais. 
• Existem três orbitais p, px, py, e pz. 
•Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y-e 
z-de um sistema cartesiano. 
•As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 
0, e +1. 
•Os orbitaistêma forma de halteres. 
•À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. 
•Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
Orbitais p 
Representações e orbitais 
Os planos nos quais a função de onda angular passa pelo zero são 
chamados de nós angulares ou planos nodais. 
AsOrbitais Atômicos 
Variação Angular dos Orbitais Atômicos 
• Esta representação é a origem dos nomes px, py 
e pz, os quais são alternativas ao uso dos valores 
de ml para indicar os orbitais individuais. 
• Cada orbital p possui um único plano nodal. 
• Um elétron não será encontrado em qualquer 
lugar do plano nodal. Um plano nodal corta o 
núcleo e separa as regiões de sinais positivo e 
negativo da função de onda. 
 
 
 
 
 
 
•Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
•Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos 
eixos x-, y-e z. 
•Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao 
longo dos eixos x-, y-e z. 
•Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. 
•Um orbital d tem dois lóbulos e um anel. 
 
Orbitais d e f 
Um orbital d típico tem dois planos nodais 
que se interceptam no núcleo 
Em geral, um orbital com número quântico l tem l planos nodais. 
As Estruturas dos Átomos 
Hidrogenóides 
Orbitais Atômicos 
Variação Angular dos Orbitais Atômicos 
• Um orbital d típico tem dois planos nodais que 
se interceptam no núcleo e um orbital f típico 
possui três planos nodais. 
• Em geral, um orbital com número quântico l 
tem l planos nodais. 
 
 
 
 
 
 
 
Representação dos orbitais 
106 
Orbital 1s 
Orbitais 2p 
Orbitais 3d 
(formam ângulos de 90 ° entre si) 
(formam ângulos de 45 ou 90 ° entre si) 
Quando dizemos que um elétron “ocupa” um orbital atômico, queremos 
dizer que ele é descrito pela função de onda correspondente. 
O diagrama de Pauling ou princípio de 
Aufbau 
• Segundo o cientista Schrödinger, cada elétron da 
eletrosfera de um átomo possui uma determinada 
quantidade de energia. Assim, cada elétron só 
permanece no nível e subnível de energia 
correspondente. 
• A distribuição desses elétrons em seus níveis e 
subníveis de energia é feita de forma crescente de 
energia. E sua representação gráfica é dada pelo 
Diagrama de Pauling, criado pelo químico Linus 
Pauling (1901-1994), que recebeu dois prêmios Nobel, 
um de Química (1954) e o outro da Paz (1962). 
• É um método de distribuir os elétrons na eletrosfera do 
átomo e dos íons. 
 
 
• O Diagrama de distribuição eletrônica, ou princípio de Aufbau 
é um diagrama fundamental para o entendimento da estrutura da 
Tabela Periódica dos Elementos. O diagrama é um auxílio para 
descrever a ordem correta com que os elétrons de um átomos 
preenchem os subíveis da eletrosfera. Ele está baseado no 
chamado ‘Princípio de Aufbau', ou ‘Regra de Madelung', 
atribuída ao físico alemão Erwin Madelung. Segundo esta regra 
empírica, os subníveis devem ser preenchidos na ordem 
crescente de n+l , onde n , l são respectivamente os números 
quânticos principal e secundário do subnível. Ainda, no caso 
de dois subníveis com os mesmos valores de n+l , aquele com 
o menor valor de n deve ser preenchido primeiro. Essas regras 
podem ser visualisadas na forma de um diagrama. Nesse 
diagrama, como é praxe na química, o valor do número quântico 
l é designado por letras: s , p , d, f , correspondendo aos valores 
l = 0 , 1 , 2 , 3, respectivamente. 
 
O diagrama de Pauling ou princípio de 
Aufbau 
Visto que, para um mesmo nível, os subníveis têm energias 
diferentes, nem sempre o subnível energético é o mais afastado do 
núcleo. Por isso, é importante seguir a ordem crescente de energia 
dos subníveis no momento de fazer a distribuição dos elétrons. Essa 
ordem é dada pelas setas indicadoras no Diagrama de Pauling: 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Diagrama de Linus Pauling 
• O diagrama de Pauling representa os níveis, que são as 
camadas eletrônicas do átomo. São sete níveis, enumerados 
de forma crescente do mais próximo ao núcleo para fora (1, 2, 
3... 7) e, denominados, respectivamente, pelas letras K, L, M, 
N, O, P e Q. 
 
• Em um estado de menor energia (estado fundamental), os elétrons em um átomo ocupam 
os níveis de menor energia para o maior (princípio da construção (Aufbau)); 
 
Configurações eletrônicas 
Orbital s = 2 elétrons 
Orbital p = 6 elétrons 
Orbital d = 10 elétrons 
Orbital f = 14 elétrons 
113 
• Somente dois elétrons podem ocupar um único 
orbital e, se for o caso, seus spins devem estar 
emparelhados. 
• “Emparelhado” significa que o spin de um 
elétron deve ser ↑ e o do outro ↓. 
• O par é simbolizado por ↑↓. 
 
 
 
 
 
 
• Os dois elétrons nunca estarão no mesmo estado quântico” 
Regra de Hund ou Princípio da Máxima 
Multiplicidade 
• Foi desenvolvida pelo físico alemão Friedrich Hermann Hund, 
mostra que, quanto maior o número de elétrons com spin 
paralelos num orbital incompleto, menor será a energia. A 
distribuição dos elétrons pelo orbital incompleto, será da 
seguinte forma, em um sentido, com os elétrons sendo 
distribuídos individualmente pelo orbital incompleto com spin, 
também com um sentido, até o orbital incompleto estiver 
completo com a distribuição dos elétrons individuais e spins 
com o mesmo sentido, preenchê-lo um primeiro sentido. 
Havendo elétrons para distribuir ainda, voltamos ao início do 
orbital incompleto e distribuiremos os elétrons restantes, da 
mesma forma, individualmente, mas com spin com sentido 
contrario até acabar os elétrons a ser distribuídos, primeiro ou 
completar o orbital primeiro 
• O preenchimento dos elétrons devem sempre iniciar pelos orbitais de menor energia, 
seguindo para os orbitais de maior energia; H 1s He 1s2 
 
• Orbitais de mesma energia (degenerados) devem ser semipreenchidos com mesma 
orientação de spin antes de haver emparelhamento de spin (Regra de Hund); 
• A regra de Hund resume essa constatação 
experimental: elétrons numa mesma subcamada tendem a 
permanecer desemparelhados (em orbitais separados), com 
spins paralelos. Portanto, haverá uma menor repulsão 
intereletrônica. 
• Essa regra, juntamente com o princípio da exclusão de Pauli, 
é utilizada no principio da construção (distribuição dos 
elétrons nos diagramas de orbitais). Dessa forma, os orbitais 
são preenchidos elétron à elétron (nunca adicionando dois 
elétrons por vez e com mesmo spin no orbital). Se mais de 
um orbital em uma subcamada estiver disponível, adiciona-se 
elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela 
subcamada até completá-la, antes de emparelhar dois 
elétrons em um dos orbitais. 
Portanto 
Resumindo temos: 
• A tabela periódica é uma disposição sistemática dos elementos 
químicos ordenados por seus números atômicos, configuraçãoeletrônica, e recorrência das propriedades periódicas. Este 
ordenamento mostra tendências periódicas , tais como elementos com 
comportamentos similares na mesma coluna. 
• A forma moderna da tabela periódica reflete a estrutura 
eletrônica dos elementos. 
 
 
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 118 elementos de 
modo significativo. 
• Como consequência dessa organização, existem propriedades 
periódicas associadas à tabela periódica. 
•Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas 
propriedades químicas e físicas. 
A Classificação dos Elementos 
• Algumas substâncias que agora reconhecemos como 
elementos químicos já eram conhecidos desde a 
Antiguidade, como o carbono, o enxofre, o ferro, o cobre, a 
prata, o ouro e o mercúrio. 
• Os alquimistas e seus sucessores imediatos, os primeiros 
químicos, adicionaram cerca de 18 elementos até 1800. 
• A lista de elementos cresceu rapidamente no final do 
século XIX. 
• A maior parte dos elementos foi descoberta entre 1735 e 
1843. 
 
 
 
Elementos Químicos 
 Os elementos químicos são representados por letras 
maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra 
minúscula. 
Os Símbolos são de origem latina: 
 Português Latim Símbolo 
 Sódio Natrium Na 
 Potássio Kalium K 
 Enxofre Sulphur S 
 Fósforo Phosphurus P 
 Ouro Aurum Au 
A Classificação dos Elementos 
Padrão e Periodicidade 
• Uma classificação mais detalhada dos elementos 
foi proposta por D. I. Mendeleev em 1869, 
tornando-se conhecida por todos os químicos 
como a tabela periódica. 
• Mendeleev ordenou os elementos conhecidos em 
ordem crescente de massa molar. Essa 
organização resultou em famílias de elementos 
com propriedades químicas similares, os quais 
ele organizou em grupos na tabela periódica. 
A C Tabela Periódica Moderna 
• Os elementos são listados na ordem dos seus 
números atômicos, e não dos pesos atômicos. 
• As linhas horizontais da tabela são 
denominadas períodos e as colunas grupos. 
• Frequentemente usa-se o número do grupo 
para designar a posição geral de um elemento. 
(Ex.: dizemos que “o gálio está no Grupo 13”). 
 
 
Sete períodos horizontais: varia o número de camadas de um período para o outro. 
Dezoito famílias ou grupos verticais: elementos de uma mesma família tem o 
mesmo número de elétrons na última camada; varia o número quântico principal. 
Tabela Periódica 
Os elementos são posicionados em ordem crescente de números 
atômicos em sete fileiras horizontais chamadas de períodos 
Cada período ou linha, da tabela corresponde ao preenchimento das 
subcamadas s e p de uma dada camada. 
Períodos ou Séries 
 São as filas horizontais da tabela periódica. São em número de 7 
e indicam o número de níveis ou camadas preenchidas com elétrons. 
Famílias ou Grupos 
 São as colunas verticais da tabela periódica. Em um Grupi ou 
Família, encontram-se elementos com propriedades químicas 
semelhantes. Para os Elementos Representativos.o número do Grupo 
representa o número de elétrons da última camada (camada de 
valência). 
1 
 
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais. 
• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um 
grupo: 
Grupo 1A: Metais alcalinos 
Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos 
Grupo 6A: Calcogênios 
Grupo 7A: Halogênios 
Grupo 8A: Gases nobres 
A tabela periódica 
A Tabela Periódica Moderna 
• A tabela periódica é dividida em quatro 
blocos(indicam o tipo de subcamada). 
• Os membros dos blocos s e p são coletivamente 
denominados elementos principais. 
• Os elementos do bloco d (frequentemente com 
exceção do Grupo 12, zinco, cádmio e mercúrio) 
são coletivamente chamados de elementos de 
transição. 
São os elementos nos três 
períodos mais longos, possuem 
estados eletrônicos d 
parcialmente preenchidos e em 
alguns casos, um ou dois 
elétrons na próxima camada 
energértica mais elevada 
A ClTabela Periódica Moderna 
• Os elementos do bloco f são divididos na série 
dos elementos mais leves (números atômicos de 
57 a 71), denominados lantanóides (ainda 
comumente chamados de lantanídeos). 
• E na série dos elementos mais pesados 
(números atômicos de 89 a 103), denominados 
actinóides (comumente chamados de 
actinídeos). 
 
 
 
 A tabela períodica pode ser utilizada como um guia para as 
configurações eletrônicas 
O número do periodo é o valor de n 
Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido 
Os grupos 3A-8A têm o orbtal p preenchido 
Os grupos 3B-2B têm o orbital d preenchidos 
Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchidos 
Tabela Periódica Moderna 
A periodicidade nas propriedades dos 
elementos é o resultado da periodicidade 
nas configurações eletrônicasdos seus 
átomos. 
Os números dos grupos estão 
relacionados ao número de elétrons 
na camada de valência. 
Para os elementos dos blocos s e d o 
nº do grupo é igual ao nº de elétrons 
de valência. Para os do bloco p soma-
se o nº dos elétrons de valência + 10 
para se obter o número do grupo. 
 
• "As propriedades físicas e químicas dos elementos, 
são funções periódicas de seus números atômicos". 
 
Propriedades periódicas 
O conhecimento destas tendências nos permite interpretar as 
observações e prever comportamentos químicos e estruturais, 
sem recorrer a dados tabelados de cada elemento. 
Carga nuclear efetiva 
Raio atômico e Iônico 
Energia de Ionização 
Afinidade Eletrônica 
Eletronegatividade 
Eletropositividade 
Densidade 
 
Carga Nuclear Efetiva 
Carga nuclear efetiva 
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um 
átomo polieletrônico. 
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao 
efeito dos elétrons internos. 
• Uma boa aproximação para o cálculo da carga Niuclear Efetiva 
pode ser: Zeff= Z-S com S sendo o número de elétrons internos, ou 
da camada de blindagem 
 
• A carga nuclear efetiva é 
algumas vezes expressa em 
termos da verdadeira carga 
nuclear e uma constante de 
blindagem empírica, s, 
escrevendo-se: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
s ZZef
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos 
elétrons que os protegem da carga nuclear. 
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do 
núcleo e do número de elétrons mais internos. 
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a 
carga nuclear efetiva (Zeff) diminui. 
• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui. 
 
A carga nuclear efetiva é maior 
para um elétron num orbital np do 
que em um orbital nd. 
•A densidade eletrônica radial é a 
probabilidade de se encontrar um 
elétron a uma determinada distância. 
REGRAS DE SLATER 
• Para determinar Zef, escreva a configuração eletrônica do 
elemento e os elétrons são divididos em grupos (a cada um 
corresponde uma constante de blindagem diferente). 
(1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p) (5d)… 
• Preencha os elétrons de acordo com o princípio de Aufbau. 
– Para qualquer elétron de um dado grupo, a constante de 
blindagem S é a soma das seguintes parcelas: 
 Qualquer elétron à direita do elétron de interesse não contribui para a 
constante de blindagem, zero para qualquer grupo exterior ao 
elétron considerado. 
 Todos os outros elétrons no mesmo grupo do elétron da blindagem 
de interesse na medida de 0,35 unidades decarga nuclear, exceto o 
grupo 1s, onde o outro elétron contribui com apenas 0,30. 
 Se o grupo for do tipo [s, p], a contribuição é de 0,85 de cada elétron 
da camada (n-1) e de 1,00 para cada elétron da camada (n-2) e das 
inferiores. 
 Se o grupo for do tipo [d] ou [f], a contribuição é de 1,00 para todos 
os elétrons que se encontrem à esquerda desse orbital. 
 
Raios Atômicos e Iônicos 
• Uma das propriedades atômicas mais úteis de um 
elemento é o tamanho de seus átomos e íons. 
• A distância média dos elétrons ao núcleo de um átomo 
está relacionada com a energia necessária para removê-
los num processo de formação de cátion. 
• Espera-se que átomo com muitos elétrons sejam 
maiores do que átomos que têm poucos elétrons. 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas 
Propriedades Atômicas 
Raios Atômicos e Iônicos 
• O raio metálico de um elemento metálico é 
definido como a metade da distância 
experimental determinada entre os centros dos 
átomo vizinhos mais próximos em um sólido. 
 
 
 
 
 
Propriedades Atômicas 
• Os raios metálico e covalente são referidos em 
conjunto como raios atômicos. 
 
 
 
Raios Atômicos e Iônicos 
• O raio covalente de um elemento não-metálico 
é, da mesma forma, definido como a metade da 
distância internuclear entre átomos vizinhos de um 
mesmo elemento em uma molécula. 
 
 
 
 
 
 
Raios atômicos 
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela 
periódica. 
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. 
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se 
menores. 
Existem dois fatores agindo: 
• Número quântico principal, n, e 
• a carga nuclear efetiva, Zef. 
• À medida que o número quântico principal aumenta 
(ex., descemos em um grupo), a distância do elétron 
mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o 
raio atômico aumenta. 
• Ao longo de um período na tabela periódica, o número 
de elétrons mais internos mantém-se constante. 
Entretanto, a carga nuclear aumenta. 
Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo e 
os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o 
raio atômico diminua. 
 
 É a distância que vai do núcleo do 
átomo até o seu elétron mais externo. Inclui os 
gases nobres. 
• Uma contração similar é 
encontrada nos elementos que 
seguem o bloco p. 
 
 
 
 
 
Tendências nos tamanhos dos íons 
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto 
iônico. 
Tamanho dos átomos 
e dos íons 
•Os cátions deixam vago 
o orbital mais volumoso 
e são menores do que 
os átomos que lhes dão 
origem. 
•Os ânions adicionam elétrons ao 
orbital mais volumoso e são 
maiores do que os átomos que lhe 
dão origem. 
O raio iônico de um elemento está relacionado com a distância entre os centros de 
cátions e ânions vizinhos. 
•O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais 
que contenham os elétrons de valência. 
Tendências nos tamanhos dos íons 
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de 
elétrons e dos orbitais que contenham os elétrons de valência. 
• O menor raio do cátion comparado com o do átomo 
que o originou é uma consequência não somente da 
redução na repulsão elétron-elétron, devido a 
perda de elétrons, mas também pelo fato de que a 
formação do cátion resulta na perda de elétrons de 
valência e um aumento da carga nuclear efetiva. 
• Essa perda resulta num átomo com camadas 
fechadas de elétrons muito mais compacto. 
 
 
• O aumento do raio de um átomo quando 
da formação do ânion correspondente é 
o resultado de uma maior repulsão 
elétron-elétron que ocorre quando um 
elétron é adicionado para formar um 
ânion. 
• Há também uma diminuição no valor 
da carga nuclear efetiva. 
• Uma outra característica geral é que todos os 
ânions são maiores do que os átomos originais 
e todos os cátions são menores. 
 
Tendências dos tamanhos dos íons 
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que 
descemos em um grupo na tabela periódica. 
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os 
íons tornam-se menores : O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
Tamanho dos átomos 
e dos íons 
ÁtomosPropriedades Atômicas 
Energia de Ionização 
• A facilidade com que um elétron pode ser 
removido de um átomo é medida pela sua 
energia de ionização, I, a energia mínima 
necessária para remover um elétron de um 
átomo em fase gasosa: 
 
 
 
 
 
 
  )()()( ggg eAA
),(),( gAEgAEI  
 Varia como a eletronegatividade e inclui os gases 
nobres. A segunda ionização requer maior energia que a 
primeira e, assim, sucessivamente. 
Propriedades Atômicas 
Energia de Ionização 
• A primeira energia de ionização, I1, é a energia 
necessária para remover o elétron menos firmemente 
ligado de um átomo neutro; 
 
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia 
necessária para remover o elétron menos firmemente 
ligado do cátion resultante, e assim por diante. 
 
 
 
 
 
 
De modo geral, a primeira energia de ionização de um elemento é determinada 
pela energia do orbital mais alto ocupado no seu estado fundamental. 
Variações nas energias de 
ionização sucessivas 
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um 
elétron mais interno é removido. 
Energia de Ionização 
 
 
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um 
grupo. 
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente 
removido ao descermos em um grupo. 
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um 
elétron do orbital mais volumoso. 
• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do 
período. 
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica 
mais difícil remover um elétron. 
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a 
remoção do quarto elétron p. 
 
Propriedades Atômicas 
• A variação segue o padrão da carga nuclear 
efetiva 
 
 
 
 
 
 
 
 
2
2
n
Z
I
ef
a
Energia de Ionização 
ÁtPropriedades Atômicas 
Energia de Ionização 
• As energias de ionização sucessivas requerem 
energias cada vez maiores. 
• Assim, a segunda energia de ionização de um elemento 
é maior do que a sua primeira energia de ionização e a 
sua terceira energia de ionização é maior ainda. 
• Ou seja, quanto maior a carga positiva de uma espécie, 
maior a energia necessária para remover um elétron 
desta espécie. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Enquanto o raio atômico aumenta à 
medida que descemos num grupo, a 
energia de ionização diminui, e a 
diminuição do raio ao longo de um 
período é acompanhada por um aumento 
gradual na energia de ionização. 
Existem alguns desvios desta tendência 
geral na energia de ionização que podem 
ser facilmente explicados. 
Propriedades Atômicas 
Afinidade Eletrônica 
• A entalpia de ganho de elétron, geH
o, é a 
variação da entalpia padrão molar quando um 
átomo na fase gasosa ganha um elétron: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
  )()()( ggg AeA
Apesar do termo entalpia de ganho de elétron ser o termo termodinamicamente 
apropriado, muito da química inorgânica é discutida em termos de uma 
propriedade muito próxima, a afinidade eletrônica de um elemento. 
Propriedades Atômicas 
Afinidade Eletrônica 
• A afinidade eletrônica de um elemento, Ea, é a diferença de 
energia entre os átomos gasosos e os íons gasosos a T = 0. 
 
 
• Uma afinidadeeletrônica positiva indica que o íon A- tem uma 
energia menor, mais negativa, do que o átomo neutro A. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
),(),( gAEgAEEa

Propriedades Atômicas 
Afinidade Eletrônica 
• O ganho um segundo elétron a um átomo inicialmente 
neutro, é sempre positiva porque a repulsão 
eletrônica supera a atração nuclear. 
• A afinidade eletrônica de um elemento é determinada, 
em grande parte, pela energia do orbital não-
preenchido de menor energia (ou semipreenchido) do 
átomo no seu estado fundamental. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 É a energia liberada 
quando um átomo recebe um 
elétron (Afinidade Eletrônica). 
Varia como o Potencial de 
Ionização. Não inclui os Gases 
Nobres. 
Um elemento possui uma alta afinidade eletrônica se o elétron adicional 
pode entrar numa camada onde ele experimenta uma forte carga nuclear 
efetiva. Este é o caso dos elementos próximos ao canto direito superior da 
tabela periódica. 
Desse modo, espera-se que os elementos próximos ao flúor (especificamente O e Cl, 
mas não os gases nobres) tenham as maiores afinidades eletrônicas e grandes valores 
de Zef, sendo possível adicionar elétrons à camada de valência. 
O nitrogênio tem uma afinidade 
eletrônica muito baixa devido à alta 
repulsão eletrônica que ocorre 
quando um elétron entre em um 
orbital que já está semipreenchido. 
Afinidade Eletrônica 
ÁPropriedades Atômicas 
Eletronegatividade e Eletropositividade 
• A eletronegatividade, c (chi), de um elemento é a 
capacidade que um átomo de um elemento tem de atrair 
elétrons para ele quando faz parte de um composto. 
• Se um átomo tem uma forte tendência de adquirir 
elétrons, diz-se que é “altamente eletronegativo”. 
• Se ele tem uma tendência de perder elétrons, diz-se que 
é “eletropositivo”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 É a capacidade 
que um átomo tem de 
atrair elétrons (ametais). 
Varia da esquerda para a 
direita e de baixo para 
cima, excluindo-se os 
gases nobres. 
• As eletronegatividades 
dos elementos 
geralmente aumentam 
da esquerda para a 
direita ao longo do 
período e diminuem ao 
descermos num grupo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletronegatividade 
Os elementos eletronegativos estão situados no lado 
direito da tabela: Aceitam elétrons para formar íons 
carregados negativamente, ou algumas vezes 
compartilham elétrons com outros átomos 
Eletronegatividade 
• Quando um átomo possui uma alta energia de ionização, I, e 
uma alta afinidade eletrônica, Ea, ele terá uma maior 
capacidade de adquirir do que de perder elétrons quando 
fizer parte de um composto; desse modo, será classificado 
como altamente eletronegativo. 
• se tanto a sua energia de ionização quanto a sua afinidade 
eletrônica forem baixas, então o átomo tenderá a perder 
elétrons ao invés de ganhá-los; desse modo será 
classificado como eletropositivo. 
• os elementos com alta eletronegatividade são aqueles com 
alta carga nuclear efetiva e pequeno raio covalente: esses 
elementos estão próximos ao flúor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
F Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
Eletropositividade ou Caráter Metálico: 
É a capacidade que 
um átomo tem de 
perder elétrons 
(metais). 
Varia da direita para a 
esquerda e de cima 
para baixo excluindo-
se os gases nobres. 
H 
Eletropositividade 
 
A maioria dos elementos da tabela períodica enquadra-se sob a 
classificação de metal: São chamados de elementos 
eletropositivos, capazes de ceder seus poucos elétrons de 
valência para se tornarem íons carregados positivamente 
 He 
 Ne 
 Ar 
 Kr 
 Xe 
 Rn 
H 
B C N O F 
 Cl 
 Br 
 I 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
Resumo das propriedades 
Eletronegatividade; Energia de ionização; Afinidade Eletronica. 
Eletropositividade; Raio atômico 
• Uma divisão ampla e útil dos elementos é classificá-
los como metais e não-metais. 
 
 
Metais, não-metais e metalóides 
•O caráter metálico 
aumenta à medida 
que descemos em um 
grupo. 
•O caráter metálico 
diminui ao longo do 
período. 
•Os metais têm 
energias de ionização 
baixas. 
•A maioria dos metais 
neutros sofre 
oxidação em vez de 
redução. 
• Os elementos não-metálicos são frequentemente gases 
(oxigênio), líquidos (bromo) ou sólidos (enxofre) que não 
conduzem eletricidade apreciavelmente. 
Metais, não-metais e metalóides 
• Os elementos metálicos (como ferro e cobre) são 
sólidos tipicamente lustrosos ou brilhante, maleáveis, 
dúcteis e condutores elétricos à temperatura ambiente. 
Quando metais se combinam (ou simplesmente se 
misturam), produzem ligas que possuem muitas das 
características físicas dos metais. 
 
 
 1 – Elementos metálicos combinam-se com 
elementos não-metálicos formando compostos 
tipicamente sólidos duros e não voláteis (Ex.: 
cloreto de sódio, NaCl). 
2 – Elementos não-metálicos, quando combinados 
entre si, frequentemente, formam compostos 
moleculares voláteis (Ex.: tricloreto de fósforo. 
PCl3). 
 
Metais, não-metais e metalóides 
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar 
cátions característicos. 
• Todos metais do grupo 1A formam íons M+. 
• Todos metais do grupo 2A formam íons M2+. 
• A maioria dos metais de transição têm cargas variáveis. 
Metais, não-metais e metalóides 
•A maior parte dos óxidos metálicos são básicos: 
Óxido metálico + água  hidróxido metálico 
 Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(aq) 
•Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais. 
Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar 
elétrons: metal + não-metal  sal 
 2Al(s) + 3Br2(l)  2AlBr3(s) 
O extintor de incêndio contém 
dióxido de carbono (CO2). 
Os letreiros luminosos são 
preenchidos com gás neônio 
(Ne). 
O rubi é uma pedra preciosa 
formada de óxido de alumínio 
(Al2O3), principalmente. 
Seus átomos se unem 
por ligações iônicas! 
Seus átomos se unem 
por ligações covalentes! 
Seus átomos são 
isolados, NÃO SE LIGAM! 
Ligações químicas 
O açúcar utilizado em casa é a 
sacarose (C12H22O11) 
O sal de cozinha é o 
cloreto de sódio (NaCl). 
A água oxigenada comercial é peróxido 
de hidrogênio (H2O2) aquoso. 
O troféu de campeão da Copa do 
Mundo FIFA é feita com ouro (Au)! 
Seus átomos se unem 
por ligações covalentes! 
Seus átomos se unem 
por ligações covalentes! 
Seus átomos se unem 
por ligações metálicas! 
Seus átomos se unem 
por ligações iônicas! 
Moléculas e fórmulas químicas 
• Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si. 
• Cada molécula tem uma fórmula química. 
• A fórmula química indica 
– quais átomos são encontrados na molécula e 
– em qual proporção eles são encontrados. 
Exemplos: H2O, CO2, CO, CH4, H2O2, O2, O3 e C2H4. 
• Fórmulas mínimas:Fornecem os números e tipos relativos de 
átomos em uma molécula, elas fornecem os menores números 
inteiros proporcionais possíveis dos átomos em uma molécula. 
– Exemplos: H2O, HO, CH2. 
• Compostos formados a partir de moléculas são compostos 
moleculares. 
• As moléculas que contêm dois átomos ligados entre si são 
chamadas moléculas diatômicas. 
Moléculas e compostos 
moleculares 
De que maneira os átomos se combinam para 
formar moléculas, e por que os átomos formam 
ligações? 
Ligações químicas 
Elétrons das 
camadas 
internas 
Elétrons de 
valência 
⇢ Não estãoenvolvidos do 
comportamento 
químico. 
⇢ Determinam as propriedades 
químicas do átomo. As reações 
químicas resultam da perda, ganho 
ou rearranjo destes elétrons. 
Ligações químicas 
 Em busca de uma configuração estável 
• Uma molécula só será formada se esta for mais estável e 
tiver menor energia do que os átomos individuais. 
• Com exceção dos gases nobres, os demais átomos têm 
tendência de formar moléculas através do estabelecimento 
de ligações. 
 Configuração estável 
• A baixa energia dos gases nobres está associada ao 
fato de possuírem o nível eletrônico mais externo 
completamente preenchido. 
18 Ar = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 
36Kr = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 
54Xe = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 
86Rn = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 
10Ne = 1s
2 2s2 2p6 
2He = 1s
2 Camada de Valência (camada K) com 2 elétrons. 
Camada de Valência com 8 
elétrons nos demais gases nobres. 
Estudando-se as estruturas eletrônicas dos gases nobres, percebe-se: 
assim, uma condição para um átomo possuir 
estabilidade é ele adquirir oito elétrons na última 
camada:é a Teoria do Octeto! 
Geralmente não reagem com nenhum outro átomo, e suas moléculas são monoátomicas, 
isto é, contêm apenas um átomo 
Baixa reatividade energias baixas não formam compostos 
Ligações químicas 
Teoria do Octeto 
 Um átomo, para adquirir estabilidade, deverá possuir 
camada fechada, isto é, estar com oito elétrons em sua 
última camada (ou dois elétrons na camada K, desde que 
esta seja a camada de valência). 
 
 
 
 
 
 
 
 
11Na = 1s
2 2s2 2p6 3s1 
11Na
+ = 1s2 2s2 2p6 
K = 2; L = 8; M = 1 
Perde 1 elétron para 
adquirir o octeto. 
Família 1 A (Grupo 1): 
K = 2; L = 8 
9F= 1s
2 2s2 2p5 
9F
–= 1s2 2s2 2p6 
K = 2; L = 7 Ganha 1 elétron para 
adquirir o octeto. 
Família 7 A (Grupo 17): 
K = 2; L = 8 
Ligações químicas 
Na natureza, as substâncias buscam um estado 
energético mais estável, ou seja, de menor energia! 
Configuração de camada fechada: 
Esta regra só é válida para os elementos representativos. 
ns2 np6 
En
er
g
ia
 
Distância entre os átomos 
Menor estabilidade 
Maior estabilidade 
Ligações químicas 
 A formação de ligações químicas envolve normalmente só os 
elétrons do nível mais externo do átomo e, através da formação de 
ligações, cada átomo adquire uma configuração eletrônica estável. O 
arranjo eletrônico mais estável é a estrutura de um gás nobre, e 
muitas moléculas possuem essa estrutura. Contudo, arranjos menos 
estáveis que a de gás nobre ocorrem regularmente nos elementos de 
trânsição 
Tipos de Ligações químicas 
Tipos de Ligações químicas 
Ligações Iônicas 
 
Ligações Iônicas 
 Geralmente ocorre entre: 
1 A 2 A 3 A 5 A 6 A 7 A 
Metais Ametais 
Apenas compartilham 
elétrons. 
Tendem a formar 
ligações covalentes. 
Perdem elétrons Ganham elétrons 
Os átomos se unem a 
partir da transferência 
de elétrons! 
Um átomo GANHA e o 
outro PERDE elétrons 
para obter o octeto! 
4 A 
LIGAÇÕES IÔNICAS 
Como se formam as ligações iônicas? 
O NaCl tem energia mais baixa que Na+ e Cl- 
1. Na perde elétrons 
2. Elétrons ligam-se ao Cl 
3. Íons agrupam-se como um cristal 
Acontece por atração eletrostática de íons com cargas opostas 
Cloro 
Sódio 
Ligações Químicas 
 G. N. Lewis (1875-1946) introduziu uma maneira para 
descrever os elétrons de valência de um átomo: 
 O símbolo do elemento representa o núcleo atômico 
com os elétrons internos; 
 Até quatro elétrons de valência (representados por 
pontos) são colocados um de cada vez ao redor do 
símbolo; 
 Se permanecer algum elétron de valência, ele deve ser 
colocado ao lado de um que já lá esteja. 
Símbolos de Lewis para os Átomos 
Representação de Lewis 
Cl Cl Na Na 
1 elétron na camada 
de valência. 
+ 
– 
7 elétrons na camada 
de valência. 
O elétron é transferido: 
1A 7A 
+ + 
Formação do Cloreto de Sódio (NaCl) 
Retículo cristalino do 
NaCl. 
Cloro 
Sódio 
Ligações Iônicas 
• A ligação iônica é também chamada de ligação 
eletrovalente ou heteropolar; 
• nas ligações iônicas, as substâncias são neutras, 
pois as cargas anulam-se: 
 
 
 
 
Simbolos de Lewis 
• O arranjo dos elétrons de valência em torno do átomo em quatro grupos 
sugere que a camada de valência pode acomodar um máximo de quatro 
pares dos elétrons, chamado de octeto de elétrons. 
• Um octeto de elétrons que cerca um átomo é considerado uma 
configuração estável. 
 
Considere a reação entre o sódio e o cloro: 
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) Hºf = -410,9 kJ 
• A reação é violentamente exotérmica. 
• Inferimos que o NaCl é mais estável do que os elementos que o 
constituem. Por quê? 
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou 
o elétron para se transformar em Cl. Observe: Na+ tem a 
configuração eletrônica do Ne e o Cl tem a configuração do Ar. 
• Isto é, tanto o Na+ como o Cl têm um octeto de elétrons circundando 
o íon central. 
 
Ligações Iônicas 
•O NaCl forma uma estrutura muito regular na 
qual cada íon Na+ é circundado por 6 íons Cl-. 
•Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis 
íons Na+. 
•Observe que os íons são empacotados o mais 
próximo possível. 
•Observe que não é fácil encontrar uma fórmula 
molecular para descrever a rede iônica. 
 
Energias envolvidas na 
formação da ligação iônica 
• A formação de Na+(g) e Cl(g) a partir de Na(g) e Cl(g) é 
endotérmica. 
• Por que a formação de Na(s) é exotérmica? 
• A reação NaCl(s)  Na+(g) + Cl(g) é endotérmica (H = +788 
kJ/mol). 
• A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa 
é exotérmica: 
Na+(g) + Cl(g)  NaCl(s) H = 788 kJ/mol 
Energias envolvidas na 
formação da ligação iônica 
• Energia de rede: é a energia necessária para separar 
completamente um mol de um composto sólido iônico em íons 
gasosos. 
• A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos 
íons: 
 
 k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas 
partículas e d é a distância entre seus centros. 
d
QQ
El
21k
Energia de rede ou reticular ou de 
coesao ou de estabilidade (U) 
Energia de rede ou reticular ou de 
coesao ou de estabilidade (U) 
•A energia de rede aumenta à medida que: 
•As cargas nos íons aumentam 
•A distância entre os íons diminui 
Energia de rede ou reticular ou de 
coesao ou de estabilidade (U) 
• é útil conhecer a energia reticular, pois é uma indicação da solubilidade do cristal. Quando 
um sólido é dissolvido o retículo cristalino deve ser rompido, os íons formados são 
solvatados 
• Quando a energia reticular é elevada, é nescessaria uma grande quantidade de energia 
para romper o retículo, assim a entalpia de solvataçao será baixa, de modo que a 
substância provavelmente será insolúvel. 
Ligações Iônicas 
sólidos cristalinos (duros e quebradiços) 
Configurações eletrônicas de 
íons dos elementos representativos 
• Esses são derivados da configuração eletrônica dos 
elementos com o número necessário de elétrons 
adicionados ou removidos do orbital mais acessível. 
• As configurações eletrônicas podem prever a formação 
de íon estável: 
• Mg: [Ne]3s2 
• Mg+: [Ne]3s1 não estável 
• Mg2+: [Ne] estável 
• Cl: [Ne]3s23p5 
• Cl: [Ne]3s23p6 = [Ar] estável 
Íons de metais de transição:As energias de rede 
compensam a perda de até três elétrons; Em geral, os elétrons são 
removidosdos orbitais em ordem decrescente de n (i.e. os 
elétrons são removidos do 4s antes do 3d). 
 
• Os íons em compostos iônicos são arranjados em 
estruturas tridimensionais; 
• Como não existem moléculas de NaCl distintas, é 
possível escrever apenas uma fórmula mínima para 
essa substância; 
• De fato, somente fórmulas mínimas podem ser escritas 
para a maioria dos compostos iônicos; 
• Se conhecemos as cargas dos íons se escreve a fórmula 
mínima para um composto iônico; 
• Compostos químicos são eletricamente neutros; 
• O total de cargas positivas é igual ao total de cargas 
negativas; 
Compostos iônicos 
Fórmula Geral de um Composto Iônico 
Resumo 
• Substâncias iônicas possuem várias 
propriedades características: Substâncias 
quebradiças; Alto ponto de fusão; em geral 
cristalina ( sólidos com superfícies planas, 
ângulos característicos entre si), quebram de 
maneira regular. 
• Forças eletrostáticas que mantêm os íons em 
arranjo tridimensional rígido e bem definido 
 
• A grande maioria das substâncias químicas 
não tem as características de materiais 
iônicos. 
Ex: H2O gases, líquidos ou sólidos com 
baixo ponto de fusão 
Gasolina vaporizam-se rapidamente 
Sacolas plásticas e parafina maleáveis 
nas formas sólidas. 
Ligação covalente 
• Substâncias químicas que não se comportam 
como substâncias iônicas: Modelo diferente 
para a ligação química entre os átomos. 
• G.N. Lewis inferiu que os átomos poderiam 
adquirir uma configuração eletrônica de gás 
nobre pelo compartilhamento de elétrons 
com outros átomos. 
• Uma ligação química formada desse modo é 
chamada ligação covalente 
Ligação covalente 
 
• Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles quer 
perder ou ganhar um elétron para formar um octeto. 
• Quando átomos similares se ligam, eles compartilham pares 
de elétrons para que cada um atinja o octeto. 
• Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação 
química. 
• Por exemplo: H + H  H2 tem elétrons em uma linha 
conectando os dois núcleos de H. 
Ligação covalente 
Ligação covalente 
H2 exemplo mais simples de ligação covalente 
H H 
Ocorre interação eletrostáticas 
• Estruturas de Lewis: os símbolos de Lewis 
pode representar a formação da ligação 
covalente 
Ex: A formação da molécula de H2 
 H
.
 + H
.
 H : H 
 
 
 
Ligação covalente 
Par de elétrons ligantes 
Par de elétrons compartilhados 
entre os átomos 
pares de elétrons não 
 compartilhados 
(par de pontos 
• Para os não-metais, o número de valência em um 
átomo neutro é o mesmo do número do grupo. 
Ex: 7A como F formariam uma ligação covalente 
para atingir um octeto 
6A, como O, formariam duas ligações covalentes 
5A, como o N formariam três ligações covalentes 
4A, comoC, formariam quatro ligações covalentes 
Obs: O modelo de Lewis tem êxito em expplicar as composições de muitos compostos de 
não-metais, nos quais as ligações covalentes predominam 
Ligação covalente 
Ligações múltiplas 
• É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado 
entre dois átomos (ligações múltiplas): 
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2); 
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla 
(O2); 
• Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2). 
 
 
• Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à 
medida que o número de pares de elétrons compartilhados 
aumenta. 
H H O O N N
Ligação covalente 
 
• Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. 
 Ex: Cl2 ou N2 (átomos idênticos) 
• O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação 
covalente não significa compartilhamento igual daqueles 
elétrons. 
• Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons 
estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro. 
• O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações 
polares. 
 
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
Polaridade de ligação ajuda a descrever o compartilhamento de elétrons entre os 
átomos; 
Ligação covalente apolar os elétrons estão igualmente compartilhados entre dois 
átomos; 
Ligação covalente polar um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons ligantes 
que o outro.Se a diferença for muito grande, uma ligação iônica é formada. 
Eletronegatividade 
• Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de 
atrair elétrons para si em certa molécula . 
• Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala 
de 0,7 (Cs) a 4,0 (F). 
• A eletronegatividade aumenta: 
• ao logo de um período e 
• ao descermos em um grupo. 
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
Usamos essa grandeza para estimar se determinada ligação 
será covalente apolar, covalente polar ou iônica 
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
Eletronegatividade 
Exeções, especialmete nos metais de transição, a eletronegatividade diminui com o 
aumento do número atômico em um grupo e as afinidades eletrônicas não variam 
muito 
 Eletronegatividade e polaridade de ligação 
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da 
polaridade de ligação: 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a zero resultam em 
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual 
ou quase igual); 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em 
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons 
desigual); 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em 
ligações iônicas (transferência de elétrons). 
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
Eletronegatividade e 
polaridade de ligação 
• Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação. 
• A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é 
representada por + e o polo negativo por -. 
 
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
⇢A molécula tem uma ponta 
parcialmente positiva e uma ponta 
parcialmente negativa, ela é um 
dipolo. 
Momentos de dipolo 
• Considere HF: 
• A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação 
polar. 
• Há mais densidade eletrônica no F do que no H. 
• Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da 
molécula, chamamos o HF de um dipolo. 
• O momento de dipolo, m, é a ordem de grandeza do 
dipolo: 
 
 onde Q é a grandeza das cargas. 
• Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D)= 
3,34x10-30 coloumb metros (Cm). 
Qrm
Polaridade da ligação e 
eletronegatividade 
Um dipolo é produzido 
O tamanho do dipolo é dado pelo momento de dipolo m 
Momento de Dipolo 
• Os dipolos de ligação e os μ são grandezas vetoriais (possuem 
módulo e sentido). 
• Dipolo total de uma molécula poliatômica 
é a soma de seus dipolos de ligação 
(considerar módulo e o sentido dos dipolos). 
Polaridade de Ligações 
221 
• Moléculas nas quais o átomo central é rodeado 
simetricamente por átomos idênticos são apolares. 
• Moléculas do tipo ABn nas quais todos os átomos B são 
iguais, devem resultar em moléculas apolares mesmo que as 
ligações individuais sejam polares. 
Fomas moleculares 
simétricas: 
 Linear (AB) 
 Angular (AB2) 
 Trigonal plana (AB3) 
 Tetraédrica (AB4) 
Polaridade de Ligações 
222 
 
1. Some os elétrons de valência de todos os átomos. 
2. Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais 
átomos estão ligados entre si e una-os com uma ligação 
simples. 
3.Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. 
4. Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central.