POLÍGRAFO QUÍMICA INORGÂNICA

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUI01044 – FUNDAMENTOS DE QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 
 
 
 
QUÍMICA 
 
INORGÂNICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1) ESTRUTURA ATÔMICA 
 
400 AC: Demócrito e Leucipo 
 
Por volta de 400 a.C. os gregos propuseram as primeiras idéias a respeito da constituição 
da matéria. Demócrito (460 a.C.-370 a.C.) admitiu que qualquer tipo de matéria seria formado 
por pequenas partículas. As partículas às quais Demócrito se referia receberam o nome de 
átomo (do grego átomo = indivisível). Várias considerações foram feitas a respeito dos átomos, 
formulando-se assim uma teoria que pretendia explicar o que era observado apoiada apenas 
em especulações. De acordo com essas preposições, os átomos de Demócrito deveriam 
atender às seguintes condições: 
 
• Os átomos constituiram toda e qualquer matéria; 
• Os átomos seriam qualitativamente iguais, diferindo, apenas, na forma, no tamanho e na 
massa. 
 
Para Demócrito, a grande variedade de materiais na natureza provinha dos movimentos dos 
diferentes tipos de átomos, que, ao se chocarem, formavam conjuntos maiores, gerando 
diferentes corpos, com características próprias. Os fundamentos de Demócrito para os átomos 
foram tomando corpo com o passar do tempo. Epicuro (241 a.C. - 270 a.C.) complementou suas 
idéias ao sugerir que haveria um limite para o tamanho dos átomos, justificando assim a razão 
de serem invisíveis. 
Acreditava-se que a matéria seria constituída de elementos da natureza como fogo, água, 
terra e ar, que misturados em diferentes proporções resultariam em propriedades físico-químicas 
diferentes. 
Leucipo e Demócrito imaginaram que a matéria não poderia ser dividida infinitamente, mas 
partindo-a várias vezes, chegaríamos a uma partícula muito pequena: uma esfera indivisível, 
impenetrável e invisível. Com a ajuda de Lucrécio, a idéia dos filósofos teve rápida propagação. 
 
O modelo atômico de Dalton 
 
O cientista inglês John Dalton, em 1807, criou um modelo que retomava o antigo conceito 
dos gregos. Ele imaginou o átomo como uma pequena esfera, com massa definida e 
propriedades características. Dessa forma, todas as transformações químicas podiam ser 
explicadas pelo arranjo de átomos. 
Dalton concebeu a existencia de átomos com propriedades diferentes. E, dessa forma, 
definiu elemento químico. Os átomos que possuem a mesma massa, tamanho e forma 
constituem um elemento químico. Dalton formalizou seu modelo nos seguintes postulados: 
• Toda matéria é constituída por átomos. Esses são as menores partículas que a 
constituem; são indivisiveis e indestrutíveis, e não podem ser transformados em outros, 
nem mesmo durante os fenômenos químicos. 
• Átomos de elementos quimicos diferentes têm massas diferentes e se comportam 
desigualmente em transformações químicas. 
• Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em massa e se comportam 
igualmente em transformações químicas. 
• As transformações químicas ocorrem por separação e união de átomos. Isto é, os átomos 
de uma substância que estão combinados de um certo modo, separam-se, unindo-se 
novamente de uma outra maneira, formando outras substâncias. 
Explica as Leis Ponderais formuladas no século XVII. 
 
 
3 
 
O modelo atômico de Thomson 
 
Entre 1813 e 1834, um cientista chamado Michael Faraday estudou a relação entre as 
quantidades de materiais em transformações químicas e de eletricidade necessária para realizar 
essas transformações. Esses estudos evoluíram até que, em 1891, a unidade mais simples de 
eletricidade foi determinada e denominada elétron. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O modelo atômico de Rutherford 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A partir dessas observações, Rutherford chegou às seguintes conclusões: 
 
• Como algumas partículas são refletidas a composição não é uniforme; 
• Os elétrons podem até ocupar o volume atômico, mas as cargas positivas estão 
concentradas num volume muito pequeno, que denominou de núcleo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A descoberta de partículas com carga elétrica fez 
com que o modelo atômico de Dalton ficasse 
superado. Em 1897, Thomson idealizou um 
experimento para medir a carga elétrica do elétron. 
Com base em seu experimento, e considerando o 
átomo eletricamente neutro (com quantidades iguais 
de partículas positivas e negativas), ele representou 
o átomo como uma esfera uniforme, de carga 
positiva, incrustada de elétrons (partículas 
negativas). Daí vem o nome do modelo:"pudim de 
passas". 
 
 
Pelo modelo atômico de Rutherford, o átomo 
é constituido por um núcleo central, dotado de 
cargas elétricas positivas (prótons), envolvido por 
uma nuvem de cargas elétricas negativas 
(elétrons). 
Rutherford demonstrou, ainda, que 
praticamente toda a massa do átomo fica 
concentrada na pequena região do núcleo. 
Em 1908, realizando experiências de 
bombardeio de lâminas de ouro com 
partículas alfa (partículas de carga positiva, 
liberadas por elementos radioativos), 
Rutherford fez uma importante constatação: a 
grande maioria das partículas atravessava 
diretamente a lâmina, algumas sofriam 
pequenos desvios e outras, em número muito 
pequeno (uma em cem mil), sofriam grandes 
desvios em sentido contrário. 
 
Uma vez que o átomo não possui carga 
o nº prótons = nº elétrons, mas a 
maioria dos átomos possui massas 
maiores do que seria previsto com base 
na massa do próton e do elétron. 
Rutherford sugeriu que os átomos 
possuem partículas pesadas e neutras. 
Em 1932 um aluno de Rutherford 
obteve esta evidência, batizando esta 
partícula como nêutron. 
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O modelo atômico de Niels Bohr e a mecânica quântica 
 
a) O espectro eletromagnético 
 
Em 1865, James Maxwell estabeleceu que a radiação eletromagnética pode ser descrita por 
uma equação simples: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
  = C  = Comprimento de onda;  = Freqüência; C = velocidade da luz (3,0 x 108 m/s) 
 
 Em 1900, Max Planck postulou que a energia de uma onda eletromagnética é 
proporcional a sua freqüência: 
 
  = h  = energia; h = constante de Planck (6,625 x 10-34 m2.Kg.s-1);  = freqüência 
 
Logo: Quanto maior , menor  e → mais energia é transportada pela radiação 
 mais penetrante a radiação. 
 
 
 
 
b) Linhas espectrais 
 
 
Quando a luz branca atravessa um prisma que apresenta diferentes índices de refração, 
ocorre um desdobramento de todas as freqüências. 
 
 
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 Os pesquisadores da época verificaram que o desdobramento da luz branca que passa 
através do hidrogênio, revelava a ausência de algumas linhas no espectro. Estas linhas ficaram 
conhecidas como série de Balmer. 
 
 
 
 
 Conclusão: o hidrogênio absorveu energia nas linhas faltantes do espectro. 
• Cada átomo apresenta seu espectro característico 
• Estas linhas absorvidas são emitidas quando o átomo é excitado 
 
De posse de um grande número de dados experimentais, obteve-se uma equação que 
descreve com precisão as linhas do hidrogênio: 
 
 
 
c) Modelo de Bohr 
 
Em 1913, Bohr apresentou um polêmico modelo do átomo de hidrogênio: 
 
1º) o elétron no átomo somente pode ter certos estágios estacionários de movimento cada 
um com energia fixa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3º) em qualquer estágio a órbita é circular. 
 
4º) os estágios permitidos tem momento angular do elétron como um múltiplo inteiro de h/2. 
 
A ENERGIA É QUANTIZADA → Argumento não Clássico 
 
 
 
 
Onde: RH é a constante deRydberg (1,096776 ´ 107 m-1); 
h é a constante de Planck (6,626 ´ 10-34 J·s); n1 e n2 são 
números inteiros (n2 > n1). 
 
2º) em qualquer estágio o elétron não 
emite energia, somente quando troca de 
estágio de mais alta para mais baixa 
energia → emite quantum de energia (E = 
h.; h.= fóton, conceito de Einstein): 
diferença de energia dos dois estágios → 
elétron só emite ou absorve Energia se 
trocar de órbita 
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Comportamento de onda 
associado ao elétron 
ONDA 
Massa e velocidade 
do elétron 
PARTÍCULA 
Mérito do Modelo: - 
- Explica as Linhas Espectrais 
 - Equações de Bohr permitem calcular o raio de átomos (ex: rH = 0,529 x 10-10 m) 
 - Ousadia de abandonar as Leis da Mecânica Clássica 
 
Falhas: - Modelo adequado somente para sistemas com 1 elétron: H, He+, Li2+ (incluindo a 
correção devido ao aumento da carga nuclear) 
 - Falha completamente para átomos polieletrônicos 
 
d) Mecânica quântica 
 
Em 1924, Lowis de Broglie faz uma proposta revolucionária para explicar os argumentos 
não-clássicos do modelo de Bohr. Ele baseou seu trabalho nas teorias desenvolvidas por Max 
Planck, Arthur Compton e Albert Einstein. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Para descrever o elétron, de Broglie reorganizou estas equações, considerando que tanto 
matéria como onda são energias e portanto podem ser igualadas: 
 
 = h / (m.v) 
 
 
 
 
 
 
• Obs.: a equação acima é válida para objetos de massa muito pequena como o elétron, 
pois para objetos maiores o valor de  é desprezível. 
 
Princípio da Incerteza de Heisenberg 
 
“Impossível conhecer simultaneamente, com absoluta exatidão, a posição e o momento de uma 
partícula como o elétron” 
 
Para determinar a posição do elétron, é preciso localizá-lo com fótons de luz, mas o fóton 
transfere energia para o elétron e altera a sua velocidade e, portanto, sua trajetória. 
Então: O Princípio da Incerteza de Heisenberg afirma que a incerteza na determinação 
da posição (x) e a incerteza na determinação do momento (p) é dada por: x . p ≥ h 
 
Logo: É impossível conhecer a trajetória do elétron → Falha do Modelo de Bohr 
 
 
 
1926: Equação de Schrödinger – Modelo Ondulatório 
 
Erwing Schrödinger usando o postulado de De Broglie, supôs que o elétron pode ser 
considerado uma nuvem eletrônica difusa, do tipo ondulatório e seu movimento poderia ser 
representado por uma função de onda (tal como é feito para ondas eletromagnéticas). Deduziu 
uma equação que possibilita relacionar a Energia do elétron e suas propriedades ondulatórias, 
para o movimento de qualquer elétron de qualquer átomo: 
 
• Planck estabeleceu que a energia de uma onda 
eletromagnética é proporcional a sua freqüência (): 
• Compton demonstrou que a luz pode ter um momento 
associado, mesmo sabendo que o momento era um 
conceito restrito a matéria: 
• Einstein através da teoria da Relatividade, estabeleceu 
que a matéria poderia ser convertida em energia 
através da equação: 
 
 →  = h = hC/ 
 
 
 →  = pC; p = mv 
 
 
 
 →  = mC2 
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Equação de Schrödinger: E.= h2 / (82m) . 2. + V.  
 
 
Onde: -  = operador Laplaciano (2 / x2 + 2 / y2 + 2 / z2) 
 - m = massa do elétron 
 - h = Constante de Plank 
 - V = energia Potencial do elétron (função de posição) 
 - E = energia total do elétron (função de posição) 
 -  = função de onda → incógnita da equação 
Equação matemática complicada com solução difícil: somente tem solução para certos 
valores de E, relacionados por números inteiros → Teoria dá idéia da quantização de Energia, 
pois somente certos valores de Energia são permitidos aos elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Então: Ao resolver a Equação de Schrödinger para um elétron com energia E, obtém-se 
um valor de  em função das coordenadas x, y, z, ou seja, o resultado é uma função de onda 
 (x,y,z) cujo quadrado (│ (x,y,z)│2) fornece a probabilidade de encontrar o elétron com 
energia E no ponto (x,y,z) → Cada função de onda corresponde a certo valor de energia e 
descreve uma região do espaço, em torno do núcleo, onde um elétron com esta energia tem 
maior probabilidade de ser encontrado → ORBITAL 
O Modelo de Schrödinger baseia-se na hipótese do elétron ser descrito como uma onda 
de matéria e não como uma pequena partícula orbitando o núcleo. 
A Equação de Schrödinger descreve corretamente o comportamento de qualquer sistema 
atômico, descreve o movimento de elétrons com energia quantizada ao redor do núcleo. 
Ao resolver a Equação de Schrödinger para um elétron com energia E definida, obtém-
se como resposta uma função de onda associada a um conjunto de três números chamados 
NÚMEROS QUÂNTICOS. 
Cada elétron dentro de um átomo fica completamente descrito por um conjunto de quatro 
Números Quânticos diferentes: 
- 3 destes Números Quânticos (n, l e ml) especificam a função de onda  (x,y.z) associada ao 
Orbital em que o elétron se encontra. 
- o 4º Número Quântico (ms) refere-se à propriedade magnética do elétron chamada spin. 
1) Número quântico principal, n: Este é o mesmo n de Bohr. À medida que n aumenta, o 
orbital torna-se maior e o elétron passa mais tempo mais distante do núcleo. 
• Especifica o nível de energia do elétron 
• Especifica o volume da região do espaço onde o elétron se encontra 
• Pode assumir valores de 1 até + 
 
Qual significado físico de ? 
││2 é a expressão matemática 
de como a probabilidade de 
encontrar o elétron varia de lugar 
para lugar. 
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2) Número quântico secundário (ou azimutal), l: Especifica a forma da região no espaço 
onde o elétron poderá ser encontrado. 
• Esse número quântico depende do valor de n. Os valores de l começam de 0 e 
aumentam até n -1 
• Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3) 
• Geralmente nos referimos aos orbitais s, p, d e f. 
 
3) Número quântico magnético, ml: Determina a orientação espacial da região onde o 
elétron poderá ser encontrado. Essa região espacial é chamada de orbital. 
• Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores 
inteiros entre -l e +l. 
 
 
4) Número quântico magnético de spin, ms: Em 1927 os químicos teóricos perceberam 
que os elétrons interagiam com um campo magnético. Sugeriram que o elétron deveria 
ter um momento magnético independente do momento angular orbital (ml). Este novo 
momento angular ficou conhecido como “spin” ou “nº quântico magnético de spin”. 
 
• ms pode assumir dois valores: +1/2 ou -1/2 (os sinais + ou – especificam a favor 
ou contra o campo aplicado) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FORMA DOS ORBITAIS ATÔMICOS 
 
1) Orbitais s 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) Orbitais p 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• 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, 2 = 0 
• Para um orbital s, o número de nós é n-1. 
 
• 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 orbitais têm a forma de halteres. 
• À medida que n aumenta, os orbitais p ficam maiores. 
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
 
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3) Orbitais d e f 
 
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
• Três dos orbitais d encontra-se em um plano bissecante aos eixosx-, 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 E SUAS ENERGIAS 
 
• Os orbitais podem ser classificados em termos de energia para produzir um diagrama de 
Aufbau. 
• À medida que n aumenta, o espaçamento entre os níveis de energia torna-se menor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
 
 Uma vez que se conhece a ordem de energia dos orbitais, é possível conhecer a ordem 
de ocupação destes orbitais pelos elétrons. Mas antes, é necessário conhecer alguns princípios 
importantes: 
 
1º) O princípio da exclusão de Pauli: dois elétrons não podem ter a mesma série de 4 números 
quânticos. Portanto, dois elétrons no mesmo orbital devem ter spins opostos. 
• O significado deste princípio é que no máximo há dois elétrons em cada orbital, 
desde que apresentem spins opostos. 
 
Configuração máxima: s2 p6 d10 f14 
 
2º) Regra de Hund: “adicionar um elétron por orbital até estar totalmente semipreenchido, 
somente depois se acrescenta um segundo elétron”. 
 
 Além de obedecer as duas regras acima, os elétrons devem começar a ocupar os orbitais 
de mais baixa energia. 
O número de elétrons que devem ser distribuídos em um átomo, parte da idéia da 
neutralidade de cargas: nº cargas negativas = nº cargas positivas. Ou seja, nº de elétrons = nº 
de prótons. Sabendo-se o número atômico do elemento, sabemos o número de prótons 
presentes e conseqüentemente o número de elétrons para serem distribuídos nos orbitais 
atômicos. 
 
 Há três maneiras de se representar a distribuição eletrônica de um átomo: 
 
a) Notação espectroscópica: 
 
Li (Z=3) = 1s22s1 
C (Z=6) = 1s22s22p2 
Ar (Z=18) = 1s22s22p63s23p6 
 
 
c) Notação de caixas de orbitais: (começa a valer a regra de Hund) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Elétrons de valência: são os elétrons que ocupam a última camada eletrônica de um átomo. 
A camada que contém que estes elétrons é chamada de “camada de valência”. 
 
• Paramagnetismo: Sempre que um elemento apresentar um ou mais elétrons 
desemparelhados (orbitais semipreenchidos) a esse elemento será atribuído um caráter 
paramagnético → Os elementos paramagnéticos interagem com campos magnéticos, pois 
há possibilidade de orientação dos spins dos elétrons desemparelhados com o campo 
externo. 
 
• Diamagnetismo: Sempre que um elemento apresentar orbitais completamente preenchidos 
(todos os elétrons estão emparelhados) ou vazios, a esse elemento será atribuído um caráter 
diamagnético → Não há possibilidade de interação com o campo externo, sem violar o 
princípio de Pauling. 
b) Notação de gás nobre: 
 
Li = [He] 2s1 
C = [He] 2s22p2 
Ar = [Ne] 3s23p6 
 
 
 
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2) TABELA PERIÓDICA 
 
• Em 2002, havia 115 elementos conhecidos. 
• Como organizar 115 elementos diferentes de forma que possamos fazer previsões sobre 
elementos não descobertos? 
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de 
massa atômica. Faltaram alguns elementos nesse esquema. 
 
 
Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As seria 
abaixo do P, e não do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número 
de propriedades para este elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se 
equiparam bem à previsão de Mendeleev. 
 
 
 
TABELAS PERIÓDICAS MODERNAS 
 
• No início do século XX, a tabela de Mendeleev foi modificada dispondo os elementos 
químicos em ordem crescente de número atômico. 
 
A tabela periódica está arranjada da seguinte maneira: 
 
a) Períodos: filas horizontais, onde os elementos estão dispostos em ordem crescente do 
número atômico. Os períodos são numerados de acordo com o número quântico principal 
(n) dos elétrons da camada de valência. 
 
b) Grupos: também chamado de “famílias”. Correspondem as colunas verticais, onde cada 
elemento de um grupo possui em comum o número de elétrons na camada de valência. 
 
• Os elementos também são subdivididos em quatro blocos na tabela periódica. Estes 
blocos são classificados de acordo com o último orbital ocupado, de acordo com o 
princípio de Aufbau. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
Carga nuclear efetiva 
 
• A carga nuclear efetiva (Zef) é o valor da carga positiva (prótons no núcleo) percebida 
pelos elétrons de valência de um átomo. 
• Esta carga positiva é sempre menor que a carga nuclear total, pois a carga negativa dos 
elétrons mais internos “neutraliza” ou “blinda” parcialmente a carga positiva do núcleo. 
• Assim, os elétrons exteriores sentem só uma fração da carga nuclear total. 
 
 
a) Raio atômico e efeito de blindagem 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Logo: 
 Zef = Zreal – Blindagem 
 
Onde: Zef: carga nuclear efetiva 
 Zreal: carga nuclear real = no prótons 
 Blindagem: efeito de Blindagem pelos elétrons do cerne. 
 
 
Portanto: em um mesmo período, a blindagem permanece constante, pois o número de 
elétrons do cerne não varia, mas Zreal aumenta e, com isso, Zef aumenta. Quanto maior Zef, 
maior a atração sobre os elétrons de valência e menor o raio. 
O efeito de blindagem pode ser melhor entendido comparando diferentes elementos do 
mesmo período da tabela periódica: 
 
Elemento Nº prótons Nº elétrons internos Nº elétrons valência 
Na 11 10 1 
Cl 17 10 7 
 
▪ Os dois elementos pertencem ao 3º período da TP 
▪ No Na os 10 elétrons internos conseguem quase que neutralizar totalmente a carga 
positiva dos prótons, logo o elétron de valência é pouco atraído pelo núcleo e com 
isto haverá um aumento no volume do átomo 
 
• Ao descermos em um grupo, os átomos 
tornam-se maiores. 
• Ao longo dos períodos da TP, os átomos 
tornam-se menores. 
 
Existem dois fatores agindo: 
 
• Número quântico principal, n 
• a carga nuclear efetiva, Zef 
 
No Grupo:  n (  nº de camadas),  raio atômico 
 
No Período: n é constante, mas aos passarmos 
de um átomo para o outro aumenta o nº de 
elétrons e também o de prótons. Os elétrons do 
cerne sentem uma maior atração pelo núcleo do 
que os elétrons de valência e se diz que a carga 
nuclear é parcialmente blindada por estes 
elétrons do cerne, de forma que os elétrons de 
valência sentem efetivamente a carga nuclear 
como sendo menor do que a carga real. Chama-
se isto de Efeito de Blindagem. 
 
 
 
 
 
 
 
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▪ No Cl os 10 elétrons internos não conseguem neutralizar os 17 prótons, logo os 7 
elétrons de valência sentirão mais efetivamente a carga nuclear reduzindo as 
dimensões atômicas. 
 
Conclusão: o raio atômico dos elementos diminui em um mesmo período à medida que 
aumenta o número atômico. 
 
• Para os metais de transição a tendência dos raios atômicos é um pouco diferente, pois 
para estes elementos o efeito do aumento da carga nuclear efetiva é cancelada pelo 
aumento da repulsão entre os elétrons dos orbitais d. 
 
 
 
b) Energia de ionização 
 
A energia de ionização ou potencial de ionização, é a energia mínima requerida para arrancar 
um elétron de um átomo no estado gasoso. 
• No grupo cresce de baixo para cima, à medida em que as camadas eletrônicas 
diminuem→ Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao 
descermos em um grupo. 
• No período, cresce da esquerda para a direita, acompanhando o crescimento do número 
atômico (Z), o que faz a camada de valência ficar mais próxima do núcleo → Ao longo de 
um período, Zef aumenta, conseqüentemente,fica mais difícil remover um elétron. 
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover 
um elétron de um átomo gasoso: 
 
Na(g) → Na+(g) + e-. 
 
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de 
um íon gasoso: 
 
Na+(g) → Na2+(g) + e-. 
 
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. 
 
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p. 
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• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. 
Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável. 
• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão 
elétron-elétron. Quando esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é 
mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na 
energia de ionização. 
 
c) Raio iônico 
 
Raio de um átomo que perdeu ou ganhou um elétron. Em geral: 
 
• 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. 
 
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• Comparando Li e Li+ → No Li+ temos a força atrativa de 3 prótons sobre 2 elétrons, que 
se aproximam mais do núcleo (devido à atração eletrostática) “encolhendo” o íon. 
 
• Comprando F e F- → No F- há 9 prótons atraindo 10 elétrons. No F- há a intensificação 
da repulsão entre os elétrons → expansão para acomodar o elétron extra. 
 
• Série isoeletrônicas → à medida que a razão entre nº de prótons e o de elétrons aumenta, 
também aumenta a atração elétron-próton e o raio do íon diminui. 
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ 
 
d) Afinidade eletrônica 
 
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade, é a quantidade de energia liberada quando um átomo 
captura um elétron no estado gasoso. Quanto mais negativa for a energia envolvida na captura 
do elétron, maior será a afinidade eletrônica. A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica 
(como o exemplo acima) quanto endotérmica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Nos grupos aumenta de baixo para cima 
• Nos períodos aumenta da esquerda para 
a direita 
• Anomalias 
1º) B, C, N, O e F a afinidade eletrônica é menor 
que o esperado 
2º) 1ª AE do C>1ª AE do N e 1ª AE do Si>1ª AE 
do P 
3º) AE do S> AE do O 
4º) AE do F<AE do Cl 
 
17 
 
 
e) Eletronegatividade 
 
É a habilidade relativa que um átomo tem de atrair para si os elétrons envolvidos em uma 
ligação química. 
A eletronegatividade de um átomo está intimamente relacionada com o seu raio atômico: 
quanto menor o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron que 
vai adquirir, portanto maior a sua eletronegatividade. Como conseqüência, essa propriedade 
tende a crescer na tabela periódica: 
 
• Nos períodos: da esquerda para a direita, 
• Nos grupos: de baixo para cima. 
 
Conclusão: o elemento mais eletronegativo da tabela é o flúor. 
 
Linus Pauling em 1932 criou uma escala para medir essa tendência de um átomo em atrair 
elétrons. Arbitrou para o flúor, o elemento mais eletronegativo, o valor 4,0. Os valores dos 
demais elementos foram determinados a partir deste, concluindo que o menos eletronegativo é 
o frâncio ( 0,7 ). A eletronegatividade não possui unidade porque é um valor relativo. 
 
• A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de 
ligação: 
• as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 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). 
 
EXERCÍCIOS – ESTRUTURA ATÔMICA 
 
Estrutura Atômica 
 
1) Uma estação FM opera na freqüência 101,1 MHz (1 MHz = 106 Hz ou ciclos/s). Qual o comprimento 
da onda deste sinal em metros? 
 
2) O Ozônio protege os habitantes da terra contra os efeitos danosos da radiação ultravioleta (UV) 
originária do sol. Esta blindagem é máxima para o comprimento de onda 295 nm. Qual a freqüência 
em hertz desta radiação? 
 
3) Quais os números quânticos usados para descrever um orbital? Que propriedade de um orbital esta 
associada a cada número quântico? 
 
4) Quais, dentre os seguintes conjuntos, constituem conjuntos válidos de números quânticos? Explique, 
no caso do conjunto inválido, as razões da incorreção. 
a) n = 2 l = 1 ml = 0 
b) n = 6 l = 5 ml = -1 
c) n = 4 l = 3 ml = -4 
d) n = 3 l = 3 ml = 0 
 
5) Dado o conjunto de números quânticos do elétron mais energético, no estado fundamental, determine 
o seu número atômico, segundo a convenção estabelecida (ms =  ½). 
a) n = 3 l = 2 ml = -1 ms = +1/2 
b) n = 5 l = 1 ml = 0 ms = -1/2 
c) n = 4 l = 1 ml = -1 ms = +1/2 
d) n = 5 l = 1 ml = -1 ms = -1/2 
e) n = 4 l = 2 ml = -3 ms = -1/2 
18 
 
f) n = 5 l = 0 ml = 0 ms = +1/2 
 
6) Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes elementos: P, Ni, As, Ba, Rh. Indique o conjunto 
de números quânticos do elétron mais energético. 
 
7) Determine o conjunto de números quânticos para o elétron mais energético, no estado fundamental, 
para os átomos com os seguintes números atômicos: 3, 7, 10, 20, 23 e 29. 
 
8) Quais dos seguintes orbitais fazem ou não sentido de acordo com a mecânica ondulatória? Explique 
sua resposta: 2d, 6h, 7g, 3f. 
 
9) Quantos elétrons podem ser acomodados no subnível h? Qual é o mais baixo valor de n para uma 
camada que tem um subnível h e quais são os valores de ml permitidos para este subnível? 
 
10) Escreva as estruturas eletrônicas dos elementos de números atômicos de 20 a 30 e classifique-os 
em paramagnéticos e diamagnéticos, aplicando a regra da multiplicidade máxima de Hund. Indique 
qual destes elementos exibe maior paramagnetismo. 
 
11) Se os orbitais p são todos ocupados igualmente, a distribuição de carga do átomo é esfericamente 
simétrica. O mesmo é válido para um conjunto de orbitais d. Um conjunto completamente preenchido 
ou completamente semipreenchido de orbitais é esfericamente simétrico quanto à carga. Indique 
quais das seguintes espécies possuem simetria esférica de carga: Na, Na+, Al, Zn, N, F, O-2, Cr. 
 
12) Um determinado átomo tem, no estado fundamental, a estrutura eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. 
Baseando-se apenas nessa informação, deduza o seguinte: 
a) número atômico do elemento 
b) número de elétrons na última camada 
c) número de elétrons desemparelhados no átomo 
 
13) Explique através da combinação dos números quânticos porque o nível M admite no máximo 18 
elétrons. 
 
Tabela Periódica 
1) Coloque os elementos abaixo em ordem crescente de raios atômicos. Explique. 
a) Al, C e Si 
b) Al, B, C, K e Na 
c) Ca, Rb, P, Ge e Sr 
 
2) Compare os elementos Li, K, C e N. 
a) Qual o elemento possui o maior raio atômico? 
b) Coloque os elementos em ordem crescente de Energia de Ionização. 
 
3) As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é, tem a mesma configuração eletrônica. Coloque-as 
em ordem decrescente de raio: Ne, F-, Na+, O2-, Mg2+. 
 
4) Qual dos seguintes elementos espera-se que tenham Afinidades Eletrônicas mais baixas: P, S, Mg e 
Cl. 
5) Organize os seguintes átomos em ordem decrescente de Eletronegatividade: F, Li, C, Li+. 
 
6) Responda as perguntas formuladassobre os elementos A e B que têm as seguintes configurações 
eletrônicas: 
A = [Kr] 5s1 B = [Ar] 4s2 3d10 4p4 
a) O elemento A é um metal, não-metal ou semimetal? 
b) Que elemento tem maior Energia de Ionização? 
c) Que elemento tem Afinidade Eletrônica mais negativa? 
d) Que elemento tem átomos maiores? 
 
7) Quais, dentre os íons seguintes, têm existência pouco provável? Explique. Cs+, Fe2-, Se5+, I-. 
 
 
19 
 
8) A configuração eletrônica de um elemento é: [Ar] 4s2 3d2 
a) Qual a identidade do elemento? 
b) Em que grupo e período se encontra o elemento? 
c) O elemento é diamagnético ou paramagnético? 
d) Escreva o conjunto completo dos números quânticos do elétron mais energético. 
 
9) De que forma se pode explicar a variação da Energia de Ionização dentro de um grupo? 
 
10) Como se explica a diferença de Energia de Ionização entre os elétrons s e p do oxigênio? 
 
11) Explique a diferença de Afinidade Eletrônica entre os seguintes pares de átomos. 
a) Cl e F 
b) O e F 
 
12) Por que a segunda Afinidade Eletrônica de um elemento é sempre uma quantidade endotérmica? 
13)Qual é o maior íon entre os seguintes pares? 
a) Li+ e Be2+ 
b) Li+ e Na+ 
c) F- e Na+ 
 
14) Existem elementos que formam mais de um íon positivo. Por exemplo: 
elemento raio(Å) 1º íon raio(Å) 2º íon raio(Å) 
Fe 1,28 Fe2+ 0,76 Fe3+ 0,64 
Co 1,25 Co2+ 0,78 Co3+ 0,63 
Cu 1,26 Cu+ 0,96 Cu2+ 0,69 . 
Explique porque nestes casos o íon com maior carga positiva é sempre menor. 
 
15) Responda às seguintes questões, levando em consideração a estrutura eletrônica sem consultar a 
Tabela Periódica: 
a) Em que grupo será encontrado: 
1 – o elemento com Z = 20 
2 – um elemento cuja camada de valência contém 2 elétrons s e 2 elétrons p 
b) Em que período será encontrado um elemento cujo elétron mais energético é: 
1 – um elétron 3s 
2 – um elétron 4p 
16) Por que o Sr (Z = 38) e o Cd (Z = 48) não pertencem à mesma família embora sua camada de valência 
seja a mesma? 
 
17) Por que a 1ª Energia de Ionização do Mg é maior do que a do Na e do que a do Al? 
 
18) Justifique a seguinte afirmação: “A primeira Energia de Ionização do Ar é maior do que a primeira 
Energia de Ionização do K, mas a segunda Energia de Ionização do Ar é menor do que a segunda 
Energia de Ionização do K”. 
GABARITO – ESTRUTURA ATÔMICA 
Estrutura Atômica 
 
1) 2,97 m 
 
2) 1,017 x 1015 s-1 (Hz) 
 
3) Nº Quântico Principal – n: tamanho e energia do orbital, distância média do núcleo 
 Nº Quântico Azimutal – l: forma e energia do orbital 
 Nº Quântico Magnético – ml: orientação do orbital no espaço 
 
4) a) 2p2 ou 2p5 
b) 6h5 ou 6h16 
c) conjunto não válido: ml não pode ser = - 4 (máximo ml = -3 a +3) 
d) conjunto não válido: l não pode ser = 3 (máximo l = 2) 
 
20 
 
5) a) Z = 22 Ti 
 b) Z = 53 I 
 c) Z = 31 Ga 
 d) Z = 52 Te 
 e) conjunto impossível 
 f) Z = 37 Rb 
 
6) a) [Ne] 3s2 3p3 n = 3 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 
 b) [Ar] 4s2 3d8 n = 3 l = 2 ml = 0 ms = -1/2 
 c) [Ar] 4s2 3d10 4p3 n = 4 l = 1 ml = +1 ms = +1/2 
 d) [Xe] 6s2 n = 6 l = 0 ml = 0 ms = - 1/2 
 e) [Kr] 5s2 4d7 n = 4 l = 2 ml = -1 ms = - 1/2 
 
7) a) Z = 3 1s2 2s1 (2, 0, 0, +1/2) 
 b) Z = 7 1s2 2s2 2p3 (2, 1, 1, +1/2) 
 c) Z = 10 1s2 2s2 2p6 (2, 1, 1, -1/2) 
d) Z = 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (4, 0, 0, -1/2) 
e) Z = 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d3 (3, 2, 0, +1/2) 
f) Z = 29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (3, 2, 2, -1/2) 
 
8) 2d: n = 2 e l = 2: não faz sentido; valor máximo de l é (n-1), portanto pode ser no máximo l = 1 
 6h: n = 6 e l = 5; faz sentido, pois l pode variar de o até 5 
 7g: n= 7 e l = 4; faz sentido, pois l pode variar de 0 até 6 
 3f: n = 3 e l = 3; não faz sentido; valor máximo de l é (n-1), portanto pode ser no máximo l = 2 
 
9) subnível h: l = 5 
ml = -5, -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5 (11 orbitais) 
podem ser acomodados até 11x2 = 22 elétrons 
l varia de 0 até (n-1): se l = 5 (n-1), então n mais baixo é n = 6 (6ª camada) 
 
10) Z = 20 4s2 Diamagnético 
 Z = 21 4s2 3d1 Paramagnético (1 elétron desemparelhado) 
 Z = 22 4s2 3d2 Paramagnético (2 elétrons desemparelhados) 
 Z = 23 4s2 3d3 Paramagnético (3 elétrons desemparelhados) 
 Z = 24 4s1 3d5 Paramagnético (6 elétrons desemparelhados) – mais paramagnético 
 Z = 25 4s2 3d5 Paramagnético (5 elétrons desemparelhados) 
 Z = 26 4s2 3d6 Paramagnético (4 elétrons desemparelhados) 
 Z = 27 4s2 3d7 Paramagnético (3 elétrons desemparelhados) 
 Z = 28 4s2 3d8 Paramagnético (2 elétrons desemparelhados) 
 Z = 29 4s1 3d10 Paramagnético (1 elétrons desemparelhados) 
 Z = 30 4s2 3d10 Diamagnético 
 
11) Na: [Ne] 3s1 simetria esférica 
 Na+: [Ne] simetria esférica 
 Al: [Ne] 3s2 3p1 simetria não esférica 
 Zn: [Ar] 4s2 3p10 simetria esférica 
 N: [He] 2s2 2p3 simetria esférica 
 F: [He] 2s2 2p5 simetria não esférica 
 O2-: [Ne] simetria esférica 
 Cr: [Ar] 4s1 3d5 simetria esférica 
 
12) a) Z = 14 b) 4 elétrons c) 2 elétrons desemparelhados 
 
13) M: n = 3 então l = 0, 1, 2 (3 subníveis) 
 l = 0 (s) – 1 orbital – 2 elétrons 
 l = 1 (p) – 3 orbitais – 6 elétrons 
 l = 2 (d) – 5 orbitais – 10 elétrons TOTAL de elétrons no nível M: 18 
 
21 
 
Tabela Periódica 
1) a) C < Si < Al 
 b) C < B < Al < Na < K 
 c) P < Ge < Ca < Sr < Rb 
2) a) K tem maior raio 
 b) K < Li < C < N 
3) Mg2+ < Na+ < Ne < F- < O2- 
4) Menor AE: Mg e Maior AE: Cl 
5) Li < Li+ < C < F 
6) A = Rb B = Se 
a) Metal – bloco s 
b) Se 
c) Se 
d) Rb 
7) Fe2-: Fe é metal e tem baixa AE – dificilmente forma ânions 
 Se5+: Grupo 16 – alto PI – dificilmente perde 5 elétrons 
 
8) a) Ti b) grupo 4 e período 4 c) [Ar] 4s2 3d2 – Paramagnético d) (3, 2, -1, +1/2) 
 
9) Grupos: aumenta com a diminuição de níveis de energia 
Períodos: aumenta com a diminuição do raio e o aumento da Carga Nuclear Efetiva (Zef) 
 
10) O: 1s2 2s2 2p4 
Os elétrons “s” têm maior PI por dois motivos: 
1º) a remoção de elétrons “p” representam : 1º PI, 2º PI, 3º PI e 4º PI enquanto a remoção de elétrons 
“s” representa 5º PI e 6º PI. Sabe-se que 1º PI < 2º PI < 3º PI. 
2º) os elétrons “s” tem menor energia que os elétrons “p” e, portanto, sempre será mais difícil remove-
los 
 
11) a) Cl e F 1ª AE do Cl = - 83,4 kcal/mol 1ª AE do F = - 79,5 kcal/mol 
 Átomos do 2º período são exceção à regra geral. O F é muito pequeno e a entrada de um elétron 
adicional aumenta muito a densidade de carga negativa ao seu redor e a repulsão entre os elétrons 
faz com que a 1ª AE seja menos negativa do que seria esperado. 
 b) O e F 1ª AE do O = -34 kcal/mol 1ª AE do F = -79,5 kcal/mol 
 Ambos estão no 2º período e a Zef do F é maior que a Zef do O. Logo o F tem mais atração por 
elétrons do que o O e sua 1ª AE será mais negativa. 
 
12) Porque após o acréscimo do 1º elétron obtém-se um ânion e o 2º elétron tem que vencer a repulsão 
para ser aceito. Logo, ocorre absorção de energia para formar um ânion bivalente. 
 
13) a) Li+ : 3 prótons atraindo 2 elétrons 
Be2+: 4 prótons atraindo 2 elétrons Logo: raio do Li+ > raio do Be2+ 
b) Li+: 2º período – configuração do He 
 Na+: 3º período – configuração do Ne Logo: raio do Li+ < raio do Na+ 
c) F-: 9 prótons atraindo 10 elétrons 
 Na+: 11 prótons atraindo 10 elétrons Logo: raio do F- > raio do Na+ 
 
14) Porque à medida que os elétrons vão sendo removidos diminui o número de elétrons que são atraídos 
por uma mesma carga nuclear. Por esta razão ocorre contração do cátion em relação ao átomo 
neutro. Se houver eliminação de um nível de energia, a contração é mais acentuada. 
 
15) a) 1 - Z = 20: [Ar] 4s2 – grupo 2 
 2 - ns2 np2: grupo 14 
 b) 1 – 3s – 3º período 
 2 – 4p – 4º período 
 
16) Sr(Z = 38): [Kr] 5s2 
 Cd (Z = 48): [Kr] 5s2 4d10 
 Ambos têm 2 elétrons na última camada, mas o Sr tem o subnível 4d vazio enquanto o Cd tem 10 
elétrons no subnível 4d. 
 
 
22 
 
17) Na: 1º PI = 119 kcal/mol (remoção de um elétron “s”) 
 Mg: 1º PI = 176 kcal/mol (remoção de elétron “s”) 
 Al: 1º PI = 138 kcal/mol (remoção de elétron “p”) 
 Então: 
- 1º PI do Na < 1º PI do Mg: Mesmo período mas Zef do Mg > Zef do Na (Mg é menor que o Na) 
- 1º PI do Mg > 1º PI do Al: Mesmo período e Zef do Mg < Zef do Al (Al menor que o Mg), mas o elétron 
a ser removido do Al é um elétron “p” e o elétron a ser removido do Na é um 
elétron “s”. Um elétron “p” é mais energético (menos atraído pelo núcleo) do 
que um elétron “s” do mesmo nível . 
 
18) 1º PI do Ar > 1º PI do K: Ar é gás nobre e tem configuração altamente estável enquanto o K é um 
metal que ao perder 1 elétron adquire a configuração do gás nobre Ar. 
 2º PI do Ar < 2º PI do K: Quando o Ar perde 1 elétron (Ar+), deixa de ter configuração de gás nobre 
e o K quando perde 1 elétron (K+) adquire a configuração do gás nobre Ar. 
Neste caso, é mais difícil tirar o segundo elétron do K+, que tem 
configuração de gás nobre do que do Ar+ que perdeu a configuração de gás 
nobre. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
3) LIGAÇÃO IÔNICA 
 
 
 
 
 
• O Na perdeu um elétron para se transformar em Na+ e o cloro ganhou o elétron para se 
transformar em Cl-. Na+ tem a configuração eletrônica do Ne e o Cl- tem a configuração do 
Ar. 
• Tanto o Na+ como o Cl- têm um octeto de elétrons circundando o íon central. 
• 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+. 
• Os íons são empacotados o mais próximo possível. Não é fácil encontrar uma fórmula 
molecular para descrever a rede iônica. 
24 
 
CICLO DE BORN-HABER 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CICLO DE BORN-HABER SIMPLIFICADO 
 
Formação do NaCl sólido: 
 
 
 
Na (s) Na (g) Na
+
(g)
½ Cl2 (g) Cl (g) Cl
-
 (g)
NaCl (s)
S 1o.PI
Uo
+ e-
+ e-
1ª AE½ D
 
 
 
 
 
Em que: 
S = sublimação de um mol de átomos de 
Na (absorção de energia); 
1º. PI = 1º potencial de ionização de um 
mol de átomos de Na para produzir um 
mol de íons Na+ (absorção de energia); 
½ D = dissociação de ½ mol de 
moléculas de Cl2 em um mol de átomos 
de Cl (absorção de energia); 
1ªAE = Afinidade ao elétron de um mol 
de átomos de Cl para produzir um mol de 
íons Cl- (liberação de energia); 
Uo = energia reticular do NaCl (liberação 
de energia). 
 
Cálculo de ∆Hf do NaCl 
 
∆Hf (NaCl) = [ S + 1º. PI + ½ D + 1ªAE + Uo] 
∆Hf (NaCl) = [ (+ 108) + (+495) + ½ (+242) + (-348) + (-787)] kJ/mol = - 411 kJ/mol 
Como ∆Hf (NaCl) < 0 , o sólido NaCl é estável. 
 
25 
 
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 NaCl(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 
 
• 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: 
• 
𝑈° =
𝑀𝑍+𝑍−𝑒2
4𝜋𝜀0𝑅0
 
 
M é a constante de Madelung, a qual dependo do arranjo geométrico dos íons;  é a 
constante de permissividade do vácuo (8,85419 x 10-12 J-1m-1C2), Z+ e Z- são números inteiros 
característicos dos íons, e é a carga do elétrons (1,60219 x 10-19 C, R0 é a distância entre os 
íons. 
 
• A energia de rede aumenta à medida que: 
• As cargas nos íons aumentam 
• A distância entre os íons diminui 
• 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
EXERCÍCIOS – LIGAÇÕES IÔNICAS 
Explique a tendência de formar Ligações Iônicas relacionada à Energia de Ionização e a 
Afinidade Eletrônica dos átomos envolvidos. 
1) Considerando a diferença de Eletronegatividade entre os elementos, preveja se os seguintes 
compostos são iônicos ou covalentes: 
a) KI b) MgO c) CS2, d) P4O10 
 
2) O que é Energia Reticular e como ela pode ser determinada? 
3) Calcule a entalpia molar de formação, Hºf, do Fluoreto de Lítio usando como procedimento o Ciclo 
de Born-Haber. 
Dados: 
Energia de Sublimação do Li (S) = 159,37 kJ/mol 
Energia de Dissociação do F2 (D) = 159,98 kJ/mol 
1ª Energia de Ionização do Li (1ª EI) = 520 kJ/mol 
1ª Afinidade Eletrônica do F (1ª AE) = - 328,0 kJ/mol 
Energia Reticular do LiF (Uº) = - 1037 kJ/mol 
 
4) Comprove, energeticamente, a possibilidade de formação do sólido iônico CaO, a partir de seus 
elementos no estado padrão. 
Dados: 
Constante de Madelung (M) = 1,75 
Raios Iônicos: Ca2+ = 0,99 Å O2- = 1,40 Å 
Carga do elétron = 4,8.10-10 u.e.s. 
 (1,6.10-19 C) 
 
GABARITO – LIGAÇÕES IÔNICAS 
 
1) Quanto menor a EI , maior a facilidade de perder elétrons e maior a tendência a formar cátions. 
 Quanto maior a AE, maior a facilidade de adquirir elétrons e maior a tendência a formar ânions. 
2) a) KI: Eletronegatividade: K = 0,8 e I = 2,5 Diferença = 1,7: Lig. Iônica 
 b) MgO: Eletronegatividade: Mg = 1,2 e O = 3,5 Diferença = 2,3: Lig. Iônica 
 c) CS2: Eletronegatividade: C = 2,5 e S = 2,5 Diferença = 0,0: Lig. Covalente 
 d) P4O10: Eletronegatividade: P = 2,2 e O = 3,5 Diferença = 1,3: Lig. Covalente 
3) Energia Reticular é a energia desprendida quando íons, em fase gasosa, se reúnem para formar a 
rede cristalina de 1 mol de sólido iônico. A Energia Reticular pode ser calculada indiretamente usando 
o Ciclo de Born-Haber. 
4) Hf = -606,6 kJ/mol 
5) Uº = -867,6 kcal/mol e ∆Hf = -176,2 kcal/mol 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Energia de Sublimação do Ca (S) = 42,2 kcal/mol 
Energia de Dissociação do O2 (D) = 118,4 kcal/mol 
1ª Energia de Ionização do Ca (1ª EI) = 141 kcal/mol 
2ª Energia de Ionização do Ca (2ª EI) = 273 kcal/mol 
1ª Afinidade Eletrônica do O (1ª AE) = - 34 kcal/mol 
2ª Afinidade Eletrônica do O (2ª AE) = 210 kcal/mol 
 
 
27 
 
4) ESTRUTURA MOLECULAR 
 
 
SÍMBOLOS DE LEWIS 
 
• Constituído pelo símbolo do elemento (que representa o núcleo e os elétrons internos do 
átomo) e por pontos (representam os elétrons de valência) dispostos em torno do símbolo. 
 
 
 
• Regra do octeto: “átomos tendem a ceder, receber ou compartilhar elétrons, até que 
tenham na camada de valência oito elétrons como os gases nobres (ou 4 pares de elétrons)”. 
 
 
 
 
28 
 
ESTRUTURAS DE LEWIS 
 
• As estruturas de Lewis são úteis para a compreensão da ligação química em muitos 
compostos e são bastante usadas na discussão das propriedades das moléculas. 
 
• Regras para desenhar as estruturas de Lewis: 
 
1) Determinar o arranjo dos átomos na molécula, elegendo um átomo central. 
2) Somar os elétrons de valência de todos os átomos. Acrescentar um elétron se a molécula 
for um íon mono-negativo e retirar um elétron se a molécula for um íon mono-positivo. 
3) Colocar um par de elétrons entre dois átomos, para formar uma ligação simples. O par 
de elétrons será simbolizado por um traço. 
4) Completar o octeto dos átomos ligados ao átomo central, usando os elétrons restantes. 
5) Coloque os elétrons que sobrarem no átomo central. 
6) Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, fazer ligações 
múltiplas.ESTRUTURAS MOLECULARES – TEORIA VSEPR 
 
• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e 
os tipos de ligações entre os átomos. 
• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação. 
• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, 
conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa 
repulsão → teoria VSEPR (Valence-Shell Electron Pair Repulsion) 
 
 As geometrias ideais que minimizam a repulsão entre os pares eletrônicos são: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
Como prever o formato das moléculas? 
 
 
1º) Montar as estruturas de Lewis 
2º) Observar se há ou não pares de elétrons não-ligantes sobre o átomo central 
 
 
a) Moléculas com átomos centrais sem pares de elétrons não-ligantes 
 
Para estas moléculas a geometria será alguma das apresentadas acima, respeitando o 
número de átomos terminais. Ex.: CCl4 
 
 
 
b) Moléculas com átomos centrais com pares de elétrons não-ligantes 
 
Os pares isolados provocam algumas distorções na estrutura e nos ângulos devido ao fato 
de : 
Repulsão PI-PI > PI-PL > PL-PL 
 
 Quando um par isolado (PI) está presente, os ângulos das ligações são menores que os 
previstos pela geometria 
 Os pares isolados escolhem as maiores localizações 
 Se todos os locais são iguais em tamanho, os pares isolados serão trans um em relação 
ao outro 
 
“Um par de elétrons isolado ocupa um espaço maior do que um par de elétrons ligante” 
 
 Dependendo do número de pares de elétrons isolados que o átomo central possui, a 
molécula pode ter as seguintes geometrias: 
 
OBS.: Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição dos 
átomos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
I) Arranjo Trigonal-plano 
 
No de pares 
de elétrons 
Arranjo Pares 
ligantes 
Pares 
isolados 
Geometria Molecular Exemplos 
 
 
 
II) Arranjo Tetraédrico 
 
No de pares 
de elétrons 
 Arranjo Pares 
ligantes 
Pares 
isolados 
 Geometria Molecular Exemplos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
III) Arranjo Bipirâmide-trigonal 
 
No de pares 
de elétrons 
 Arranjo Pares 
ligantes 
Pares 
isolados 
 Geometria Molecular Exemplos 
 
 
 
 
IV) Arranjo Octaédrico 
 
No de pares 
de elétrons 
Arranjo Pares 
ligantes 
Pares 
isolados 
Geometria Molecular Exemplos 
 
 
OBS: Ligações duplas ou triplas são consideradas como ligações simples para a previsão 
da geometria molecular. 
 
 
 
32 
 
FORMATO MOLECULAR E POLARIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Moléculas Polares: se todos os átomos ligados ao átomo central não forem os mesmos, ou se 
existirem pares de elétrons isolados no átomo central, a molécula é geralmente polar. 
 
Moléculas Apolares: se não existirem pares de elétrons isolados no átomo central ou todos os 
átomos ligados ao átomo central são iguais, a molécula é apolar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Quando existe uma diferença de 
eletronegatividade entre dois átomos, a 
ligação entre eles é polar. 
• É possível que uma molécula que contenha 
ligações polares não seja polar. 
• Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 
cancelam-se porque o CO2 é linear. 
• Na água, a molécula não é linear e os 
dipolos de ligação não se cancelam. 
• Conseqüentemente, a água é uma 
molécula polar. 
• A polaridade como um todo de uma 
molécula depende de sua geometria 
molecular. 
• 
 
 
 
33 
 
EXERCÍCIOS – ESTRUTURA MOLECULAR 
1) Quais, entre os elementos seguintes, podem ter mais do que quatro pares de elétrons de valência? 
Ou seja, quais podem participar de compostos com cinco ou seis pares de elétrons de valência? 
a) C b) P c) O d) F e) Cl f) B g) Se h) Sn 
 
2) Desenhe as estruturas de Lewis de cada molécula seguinte: 
a) BrF5 b) IF3 
 
3) Quais dos compostos seguintes, em cada par, têm o maior ângulo? Por quê? 
a) CH4 e NH3 
b) OF2 e OCl2 
c) NH3 e NF3 
d) PH3 e NH3 
 
4) Considere as seguintes moléculas: H2O, CO2, CCl4, NH3 e ClF 
a) Que composto tem ligação mais polar? 
b) Que compostos da lista são mais polares? 
c) Que átomo, no ClF, tem carga mais negativa? 
 
5) O átomo de bromo no BrF5 está no plano da base de uma pirâmide de base tetragonal. O ângulo 
entre as ligações da base da pirâmide e a ligação do vértice da pirâmide é menor do que 90º. Explique 
estes fatos. 
 
6) Usando a VSEPR prediga a geometria de uma molécula de SF4 e de uma molécula de XeF2. 
 
7) O arsênio, um veneno bem conhecido, pode ser detectado convertendo-se seus compostos para uma 
substância bastante instável, a arsina (AsH3), que se decompõe facilmente sobre a superfície quente 
de vidro limpo, onde deposita um espelho de arsênio puro. Qual é a forma da molécula AsH3? 
 
8) Faça uma previsão de quais moléculas são polares: I2, ICl, CCl4, CH2Cl2, PCl3, BF3, NF3. 
 
34 
 
GABARITO – ESTRUTURA MOLECULAR 
 
1) a) C: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) 
b) P: 3º período – Cam. Val.: comporta no máx. 18 elétrons – OA s, p e d (mais de 4 pares) 
c) O: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) 
d) F: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. de 4 pares) 
e) Cl: 3º período – Cam. Val.: comporta no máx. 18 elétrons – OA s, p e d (mais de 4 pares) 
f) B: 2º período – Cam. Val.: comporta no máx. 8 elétrons – OA s e p (máx. 4 pares) 
g) Se: 4º período – Cam. Val.: comporta mais de 18 elétrons – OA s, p e d estão disponíveis para 
ligações (mais de 4 pares) 
h) Sn: 5º período – Cam. Val.: comporta mais de 18 elétrons – OA s, p e d estão disponíveis para 
ligações (mais de 4 pares) 
 
2) a) BrF5 b) IF3 
 
 
3) a) CH4 tem maior ângulo: não tem repulsão pi/pL; só tem repulsão pL/pL 
b) OCl2 tem maior ângulo: substituinte maior e menos eletronegativo; pL mais perto do O 
c) NH3 tem maior ângulo: substituinte menos eletronegativo; par de elétrons mais perto do N 
e)NH3 tem maior ângulo: át. central mais eletronegativo atrai mais o pL; maior repulsão pL/pL 
 
4) a) H2O tem ligação mais polar; maior diferença de eletronegatividade 
b) Compostos mais polares: H2O, NH3 e ClF c) O F tem maior eletronegatividade 
 
5) O Br tem 6 pares de elétrons ao redor; a geometria dos pares é octaédrica. Mas destes 6 pares, 5 são 
pL e 1 é pi. Logo a Geometria da Molécula é pirâmide de base quadrada. Como a repulsão pi/pL é 
maior que a repulsão pL/pL, os ângulos são um pouco menores que 90º. 
 
6) SF4: Molécula em forma de gangorra 
XeF2: Molécula linear 
 
7) Pirâmide Trigonal (pirâmide de base triangular) 
 
8) Polares: ICl, CH2Cl2, PCl3, NF3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Br
F
F
F
F
F
I F
F
F
35 
 
5) 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. 
 
 
Teoria de ressonância 
 
 
 
 
PROPRIEDADES DAS LIGAÇÕES COVALENTES 
 
1) ORDEM DE LIGAÇÃO (OL) → indica o número de ligações covalentes que unem um par 
específico de átomos. Para encontrar a ordem de ligação utiliza-se a seguinte fórmula: 
 
OL = (nº de pares de elétrons ligando X e Y)/ (nº de ligações X-Y na molécula) 
 
OL = 1 → existe apenas uma ligaçãocovalente entre um par de átomos. Ex.: H2, F2, NH3, CH4, 
etc. 
OL = 2 → existe duas ligações covalentes entre um par de átomos. Ex.: C=O (CO2), C=C 
(etileno), etc. 
OL = 3 → existe três ligações covalentes entre um par de átomos. Ex.: NN (N2), CO, etc. 
 
 
ORDEM DE LIGAÇÃO versus COMPRIMENTO DE LIGAÇÃO 
 
Quando se compara ligações entre os mesmos átomos, verifica-se que quanto maior a 
ordem de ligação menor é o comprimento da ligação covalente. 
 
Ligação C-O C=O CO 
OL 1/1=1 2/1=2 3/1=3 
Comp. Ligação (pm) 143 122 113 
 
 
É útil para explicar moléculas ou íons para os 
quais mais de uma estrutura equivalente de 
Lewis pode ser escrita. Um exemplo é a 
molécula de ozônio, para a qual existem duas 
estruturas de Lewis equivalentes, chamadas de 
ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA. A 
estrutura real do ozônio é melhor representada 
por um híbrido (mistura) dessas estruturas, o 
que significa que a ligação  está deslocalizada 
e liga os três átomos de oxigênio. 
 
36 
 
ORDEM DE LIGAÇÃO versus ENERGIA DE LIGAÇÃO 
 
Energia de ligação (EL): energia necessária para romper uma ligação covalente. A quebra 
de uma ligação é sempre um processo endotérmico. Quando se compara ligações entre os 
mesmos átomos, verifica-se que quanto maior a ordem de ligação maior é a quantidade de 
energia que tem que ser fornecida para quebrar uma ligação covalente. 
 
 
Molécula H3C-CH3 H2C=CH2 HCCH 
OL 1 2 3 
H (kJ) +376 +720 +962 
 
Resumo: quando comparamos ligações covalentes entre o mesmo par de átomos encontramos 
que: quanto maior a ordem de ligação, menor o comprimento da ligação entre os átomos e com 
isto maior será a energia de ligação.(OL, CL, EL) 
 
37 
 
2) DISTRIBUIÇÃO DE CARGA EM COMPOSTOS COVALENTES 
 
CARGA FORMAL (CF) → é uma carga hipotética calculada para um átomo em uma molécula 
ou íon, baseado na sua estrutura de Lewis. Quando uma molécula ou íon possui mais de uma 
estrutura de Lewis, o cálculo da carga formal nos ajuda a identificar qual a estrutura mais 
provável. 
 
CF=(nº de elétrons de valência do átomo isolado) - [(nº de ligações no átomo)+(nº de elétrons não-
ligantes)] 
 
Regras: 
 
1º) Quando temos várias estruturas de Lewis, damos preferência à estrutura com as menores 
cargas formais, pois são as mais estáveis e portanto as prováveis de ocorrerem. 
 
2º) Quando temos estruturas com mesma carga formal, escolhe-se a que apresentar a carga 
negativa sobre o átomo mais eletronegativo. 
 
 
 
TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV) 
 
 A TLV define ligação química como uma combinação de dois orbitais atômicos com 
energias semelhantes, sendo que esta combinação ocorre quando os dois orbitais se aproximam 
suficientemente para produzir uma sobreposição. 
 
 
• À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais atômicos se superpõem. 
• À medida que a superposição aumenta, a energia de interação diminui. 
• A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada. 
• A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou comprimento de ligação). 
• Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos começam a se repelir e a 
energia aumenta. 
 
 
38 
 
HIBRIDIZAÇÃO 
 
• Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para adotarem uma geometria 
adequada para a ligação. 
• A hibridização é determinada pelo arranjo. 
 
 
 
39 
 
Ligações múltiplas 
 
• Sobreposição lateral de orbitais p puros, produzindo uma ligação pi () 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Regras de hibridização 
 
1º) A hibridização é um processo de mistura de orbitais atômicos em um único átomo (não 
confundir com orbitais ligantes que é a fusão de dois orbitais atômicos de átomos diferentes) 
 
2º) Somente podem ser “misturados” orbitais atômicos com energias semelhantes 
 
3º) O número de orbitais atômicos misturados fornece o número de orbitais atômicos híbridos 
 
4º) Na hibridização misturamos orbitais atômicos e não elétrons. Uma vez formados os orbitais 
híbridos, os elétrons serão redistribuídos entre eles. 
 
5º) Uma vez que um orbital atômico tenha sido usado para formar híbridos, ele não está mais 
disponível para manter elétrons na sua forma pura 
 
6º) A maioria dos híbridos são semelhantes, mas não necessariamente de formato idêntico. Eles 
podem diferir de orientação no espaço 
 
7º) Os orbitais s não possuem orientação preferencial no espaço, de maneira que eles não 
contribuem com a direção mas com o tamanho do híbrido 
 
8º) Os orbitais p e d determinam as propriedades direcionais dos híbridos 
 
 
 
 
Formação de duas ligações pi no 
acetileno, C2H2, a partir da 
sobreposição de dois conjuntos 
de orbitais 2p não-hibridizados do 
carbono. 
40 
 
 
no. 
pares 
de e- 
Geometria dos 
pares de e- 
nºde AO 
hibridos 
Hibridização 
Número 
de OA 
Híbrido
s 
Número de 
OA Puros 
2 Linear 2 
sp 
(s + px) 
 
2 OA sp 
 
2: py,pz 
(┴ aos OA 
híbridos) 
3 Trigonal Plana 3 
sp2 
(s + px + py) 
 
3 OA sp2 
 
1: pz 
(┴ ao plano 
dos OA 
híbridos) 
4 Tetraédrica 4 
sp3 
(s + px + py + pz) 
 
4 OA sp3 
 
zero 
5 
Bipirâmide 
Trigonal 
(Apenas p/3º período 
em diante) 
5 
sp3d 
(s+px+py+pz+dz2) 
5 OA 
sp3d 
 
4 
dxy,dxz,dyz, 
dx2-y2 
6 
Octaédrica 
(Apenas p/3º período 
em diante) 
6 
sp3d2 
(s+px+py+pz+dz2+dx2-y2) 
6 OA 
sp3d2 
 
3 
dxy,dxz,dyz 
 
Hibridização OA Puros – Não Hibridizados 
 Elementos do período 2 
Elementos do período 3 
em diante 
sp 2 OA: py e pz 
7 OA: py, pz + dxy, dxz, dyz, 
dx2-y2, dz2 
sp2 1 OA: pz 
6 OA: pz + dxy, dxz, dyz, 
 dx2-y2, dz2 
sp3 Zero OA 
5 OA: dxy, dxz, dyz, dx2-y2, 
dz2 
sp3d Hibridização inexistente 4 OA: dxy, dxz, dyz, dx2-y2 
sp3d2 Hibridização inexistente 3 OA: dxy, dxz, dyz 
 
OBS: - OA híbridos do átomo central: realizam ligação sigma ou acomodam pares 
isolados. 
 - OA puros do átomo central: podem realizar ligação pi quando houver carga 
residual sobre os átomos. 
 
41 
 
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
 
Em contraste com a ligação localizada de Lewis e a TLV, a TOM supõe que orbitais 
atômicos puros dos átomos na molécula combinam-se para produzir orbitais que são 
espalhados, ou deslocalizados, sobre diversos átomos ou mesmo sobre uma molécula inteira. 
Esses orbitais novos são chamados “orbitais moleculares”. 
 
Princípios da TOM 
 
Combina os orbitais de valência disponíveis de todos os átomos constituintes na 
molécula. Uma vez formados os orbitais moleculares, os elétrons de valência são redistribuídos 
de acordo com o Princípio de Pauli e a Regra de Hund. 
 
1° Princípio: O número total de orbitais moleculares é sempre igual ao número total de orbitais 
atômicos fornecidos pelos átomos que se combinaram. Para ilustrar este princípio de 
conservação dos orbitais, consideraremos a molécula de gás hidrogênio (H2). Para esta 
molécula, a TOM diz que quando os orbitais 1s dos dois H se sobrepõem, 2 orbitais moleculares 
são formados: 
 
a) Orbital molecular ligante – Orbital molecular resultante da adição das funções de onda dos 
orbitais atômicos 1s (interferência construtiva das funções de onda). As regiões de densidade 
eletrônica 1s somam-se aumentando a probabilidade de que os elétrons se encontrem na região 
de ligação entre os dois núcleos. Este orbital molecular (corresponde à região definida pelo 
quadrado da função de onda resultante da soma) é o mesmo descrito com uma ligação 
química pela TLV. É também um orbital σ porque a região de probabilidade eletrônica fica 
diretamente sobre o eixo da ligação. Esse orbital molecular é chamado de σ1s.b) Orbital molecular antiligante – Orbital molecular construído subtraindo-se a função de onda de 
um orbital atômico 1s da função de onda do outro orbital atômico 1s (interferência destrutiva 
das funções de onda). Com isto diminui-se a probabilidade de se encontrar um elétron entre os 
núcleos no orbital molecular (corresponde à região definida pelo quadrado da função de onda 
resultante da subtração)e a probabilidade de encontrar o elétron em outras regiões é elevada. 
Sem uma densidade eletrônica significativa entre eles, os núcleos se repelem. Como o orbital 
molecular antiligante também é um orbital σ ele é representado por σ1s*. 
2° Princípio: O orbital molecular ligante é mais baixo em energia que os orbitais atômicos 
originais e o orbital molecular antiligante é o mais elevado em energia. 
 
3° Princípio: Os elétrons da molécula são atribuídos aos orbitais de energia cada vez mais 
elevados de acordo com o Princípio da Exclusão de Pauli e a Regra de Hund. Assim, os elétrons 
ocupam os orbitais disponíveis de energia mais baixa e quando dois elétrons são atribuídos a 
um orbital, seus spins são emparelhados. Podemos reunir os princípios da TOM em um 
diagrama de nível de energia. 
 
42 
 
DIAGRAMAS DE ENERGIA 
 
Molécula H2 
 
Configuração Eletrônica da Molécula: 
 
1s2, *1so 
 
 
 
 
 
Moléculas diatômicas homonucleares do segundo período: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orbital 
Atômico H 
Orbital 
Atômico H 
Orbitais 
Moleculares H2 
 1s 
*1s 
Moléculas B2, C2 e N2 
 
 
 
Moléculas O2, F2 e Ne2 
 
Moléculas diatômicas heteronucleares onde: 
B: átomo mais eletronegativo que A 
A: átomo com menor número atômico 
 
 
 
43 
 
 
 
Cálculo da ordem de ligação (OL) usando a TOM: 
 
Ordem de ligação: quantidade que define o número de ligações existente entre 2 átomos. 
 
OL = ½ (n° de elétrons em Orbitais moleculares ligantes – n° de elétrons em Orbitais moleculares 
antiligantes) 
 
1) Quanto maior a ordem de ligação, maior a força da ligação e maior a energia para dissociar os átomos. 
2) Quanto maior a ordem de ligação, menor o comprimento da ligação. 
3) Ordem de ligação igual a zero: moléculas instáveis com relação aos átomos separados. 
 
EXERCÍCIOS – LIGAÇÕES COVALENTES 
Teoria de Ligação de Valência 
1) Qual a diferença entre uma ligação sigma e uma ligação pi? 
2) Qual o número máximo de orbitais híbridos que um átomo de carbono pode formar? Qual o número 
mínimo? 
3) Para cada geometria de pares de elétrons que se menciona a seguir, diga qual o conjunto de orbitais 
híbridos pertinentes: tetraédrica, linear, plana triangular, octaédrica e bipirâmide trigonal. 
4) Para cada uma das moléculas e íons abaixo relacionados: 
a) Escreva a estrutura de Lewis 
b) Dê os orbitais de hibridização do átomo central 
c) Indique o número de pares isolados 
d) Indique a polaridade molecular 
1 – SiH4 2 – H2S 3 – Cl2O 4 – NH4+ 5 – NCl3 6 – PCl3 
7 – BrF3 8 – PCl5 9 – SF4 10 – BrF5 11 – CO2 12 – BI3 
5) Mostre que a ligação N – B no H3NBF3 é uma ligação covalente coordenada. 
6) O ângulo da ligação O – S – O no SO2 é 116º e todos os ângulos da ligação O – S – O no SO3 medem 
120º. Como pode ser explicada esta diferença? 
7) Represente as estruturas de Lewis e o híbrido de ressonância das seguintes moléculas: 
1 – NO3- 2 – CO32- 3 – NO2- 4 – O3 
Configurações eletrônicas para B2 até Ne2 
44 
 
Teoria do Orbital Molecular 
 
1) Que diferença importante existe entre TLV e TOM? 
2) Desenhe os diagramas dos orbitais moleculares ligantes e antiligantes do H2 e diga quais as diferenças 
fundamentais entre os mesmos. 
3) O que significa Ordem de Ligação em termos de TOM? 
4) Determine a ordem de ligação e as propriedades magnéticas dos compostos abaixo. Coloque-os em 
ordem crescente de estabilidade, de energia de dissociação e de comprimento de ligação. 
a) CN+ b) CN c) CN- d) NO+ e) OF+ f) CO g) BN+ 
 
5) O oxigênio, O2, pode adquirir um ou dois elétrons para dar o íon O2- (íon superóxido) ou o íon O22- (íon 
peróxido). Escreva a configuração eletrônica desses íons em termos dos orbitais moleculares e compare-
as com as da molécula de O2 tendo em vista: 
a) Ordem de ligação 
b) Caráter magnético 
c) O número de ligações σ e  
d) O comprimento de ligação 
 
6) A energia do estado excitado mais baixo do C2 está ligeiramente acima da energia do estado fundamental. 
O estado excitado é paramagnético enquanto que o estado fundamental não é. Explique. 
 
 
 
 
GABARITO – LIGAÇÕES COVALENTES 
 
Teoria de Ligação de Valência (TLV) 
 
1) Ligação sigma: Ligação que resulta da sobreposição frontal de orbitais; densidade eletrônica se concentra 
entre os núcleos e sobre o eixo internuclear. 
Ligação pi: Ligação que resulta da sobreposição lateral de dois orbitais p (ou 1 OA p + 1 OA d); apresenta 
plano nodal contendo o eixo internuclear. 
2) C: máximo de OA Híbridos:4 (sp3) 
Mínimo de OA Híbridos: 2 (sp) 
3) tetraédrica: sp3 
linear: sp 
plana triangular: sp2 
octaédrica sp3d2 
bipirâmide trigonal: sp3d 
4) 1 – SiH4: Hib. sp3; nenhum pi; molécula tetraédrica apolar 
2 – H2S: Hib. sp3; 2 pi (molécula em forma de V), molécula polar 
3 – Cl2O: Hib. sp3, 2 pi (molécula em forma de V), molécula polar 
4 – NH4+: Hib. sp3, nenhum pi, íon tetraédrico apolar 
5 – NCl3: Hib. sp3, 1 pi (molécula piramidal trigonal), molécula polar 
6 – PCl3: Hib. sp3, 1 pi (molécula piramidal trigonal), molécula polar 
7 – BrF3: Hib. sp3d, 2 pi (molécula em forma de T), molécula polar 
8 – PCl5: Hib. sp3d, nenhum pi (molécula bipirâmide trigonal), molécula apolar 
9 – SF4: Hib. sp3d, 1 pi (molécula em forma de gangorra), molécula polar 
10 – BrF5: Hib. sp3d2, 1 pi (molécula em forma de pirâmide de base quadrada), molécula polar 
11 – CO2: Hib. sp, nenhum pi, molécula linear apolar 
12 – BI3: Hib. sp2, nenhum pi, molécula plana trigonal apolar 
 
5) No NH3: N – 1s2 2(sp3)2 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)1 
No BF3: B – 1s2 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)1 2(sp3)0 
O N fica com um pi e o B fica com 1 OA vazio. Logo pode haver a formação de 1 ligação sigma covalente 
coordenada entre o N e o B. 
6) SO2: Hib. sp2, com 1 pi – repulsão pi/pL é maior que repulsão pL/pL, ângulo de ligação< 120º 
SO3: hib. sp2, nenhum pi – geometria simétrica com ângulos de 120º 
 
45 
 
7) 
 Estruturas de Ressonância Híbrido 
1 
N
O
O O
_
N
O
O O
_
N
O
O O
_
 
N
O
O O
_
 
2 
C
O
O O
2-
C
O
O O
2-
C
O
O O
2-
 
C
O
O O
2-
 
3 
N
O O
_
N
O O
_
 
N
O O
_
 
4 
O
O O
O
O O
 
O
O O 
 
 
 
 
 
 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) 
 
1) TLV: Os OA semipreenchidos com elétrons de spins opostos sofrem sobreposição para formar 1 
Orbital de Ligação (OL). Os demais elétrons pertencem a cada átomo individual 
TOM: Todos os OA, preenchidos ou não, se fundem originando Orbitais Moleculares (OM) os quais 
são deslocalizados em toda a molécula. Os OM podem ser Ligantes (OML) ou Anti-Ligantes (OMAL). 
 
2) OML: máxima densidade eletrônica entre os núcleos 
OMAL: plano nodal entre os núcleos 
OL = nº de elétrons em OML – nº de elétrons em OMAL 
 2 
4) a) CN+: OL = 2,0; diamagnético e) OF+: OL = 2,0; paramagnético 
 b) CN: OL = 2,5; paramagnético f) CO: OL = 3,0; diamagnético 
 c) CN-: OL = 3,0; diamagnético g) BN: OL = 2,0; diamagnético 
 d) NO+: OL =3,0; diamagnético 
Estabilidade e Energia de Dissociação: BN ~ CN+ ~ OF+ < CN < CN- ~ NO+ ~ CO 
Comprimento de ligação: CO ~ NO+ ~ CN- <CN < OF+ ~ CN+ ~ BN 
 
5) O2: [KK] σ2s2 σ2s*2 σ2p2 2p2 2p2 *2p1 *2p1 OL = 2,0 1σ e 1 paramagnético 
O2-: [KK] σ2s2 σ2s*2 σ2p2 2p2 2p2 *2p2 *2p1 OL = 1,5 1σ e 0,5 paramagnético 
O22-: [KK] σ2s2 σ2s*2 σ2p2 2p2 2p2 *2p2 *2p2 OL = 1,0 1σ diamagnético 
Comprimento de Ligação: O2 < O2- < O22- 
 
6) C2 fundamental: [KK] σ2s2 σ2s*2 2p2 2p2 diamagnético 
 C2 excitado: [KK] σ2s2 σ2s*2 2p2 2p1 σ2p1 paramagnético 
 
 
46 
 
6) FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
As forças de atração intermoleculares são de extrema importância na determinação de propriedades 
físicas dos compostos. Os aspectos importantes de cada tipo de força são: 
- intensidade relativa 
- diminuição da intensidade da força com o aumento da distância 
- se a força é direcional ou não-direcional 
 
TIPO DE FORÇAS QUÍMICAS 
 
a) Ligação Covalente 
- Fortemente direcional: depende da interpenetração de nuvens eletrônicas 
- Força muito forte: da ordem de 250 a 400 kJ/mol 
 
b) Ligação Iônica 
- Força não direcional: atração eletrostática igual em qualquer direção 
- Força muito forte: mesma ordem de grandeza da Ligação Covalente 
- Longo alcance 
 Epar iônico = - │Z+│.│Z-│. e2 / 40r → E  1 / r 
 
c) Força Íon – Dipolo 
Foi definido  como Momento de Dipolo Elétrico de uma molécula polar. Quando uma 
molécula polar é colocada em um campo elétrico de um íon, seu dipolo tende a se alinhar. 
- Força direcional: íon atrai polo de carga oposta do dipolo 
- São mais fracas que a ligação iônica e diminuem mais rapidamente com a distância. 
 E = - │Z±│.  / 40r2 → E  1 / r2 
- Forças importantes em soluções de compostos iônicos em solventes polares. 
 
d) Forças de Van der Waals 
 
d1) Interação Dipolo-Dipolo – Força de Debye 
- Força direcional, moderadamente forte e de alcance pequeno. 
 E = - 1.2 / 20r3 → E  1 / r3 
- Orientação dos dipolos somente em situações em que a energia atrativa é maior que a energia 
térmica, que é o que ocorre em temperatura ambiente para sólidos e líquidos. 
 
d2) Interação Dipolo-Dipolo Induzido 
1º) Uma partícula carregada, como um íon, colocada na vizinhança de uma molécula apolar 
vai provocar uma distorção da nuvem eletrônica da molécula apolar. A polarização da espécie apolar depende 
da sua polarizabilidade () e do campo polarizador do íon (Z±). 
 E = - │Z±│2.  / 20r4 → E  1 / r4 
2º) Da mesma maneira, um dipolo pode produzir uma separação de cargas (dipolo induzido) 
na espécie apolar. 
 E = - 2 / 20r6 → E  1 / r6 
Ambas as interações são muito fracas, pois as polarizabilidades da maioria das 
espécies não são grandes. São efetivas em distâncias muito curtas. Sua importância está limitada a situações 
de compostos iônicos ou polares em solventes apolares. 
 
d3) Interações Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido – Forças de London ou Forças de 
Dispersão 
Mesmo em átomos neutros ou moléculas apolares, dipolos instantâneos podem surgir devido 
a um desbalanço momentâneo na distribuição eletrônica. A flutuação da densidade eletrônica gera uma 
polaridade instantânea (Momento Dipolar Instantâneo Médio = ’) que pode induzir dipolos em átomos ou 
moléculas adjacentes. 
E = - ’2 .  / 20r6 → E  1 / r6 
Quanto mais volumosa a espécie, maior a sua capacidade de sofrer separação de cargas, ou 
polarização. 
47 
 
“A capacidade de polarização ou polarizabilidade de uma espécie será tanto maior quanto 
maior for seu volume atômico ou molecular. Quanto maior o número de elétrons, maior a probabilidade de 
ocorrer momentaneamente uma distribuição desigual da densidade eletrônica”. 
 
Esta é a mais fraca de todas as forças atrativas de interesse químico e é de muito curto 
alcance. Como é diretamente proporcional a , as Forças de London aumentam com o volume molecular e 
o número de elétrons polarizáveis. 
 
OBS: Qualquer molécula polar ou apolar é suscetível a polarizabilidade induzida. Portanto, as 
interações do tipo Dipolo – Dipolo Induzido e Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido sempre estarão presente, 
mesmo em meios predominantemente polares. Como essas forças são muito fracas, elas podem ser 
mascaradas pelas forças de Debye e, portanto, não serem detectadas. 
 
e) Forças Repulsivas 
Em oposição às forças atrativas, estão as forças resultantes da repulsão núcleo/núcleo e, mais 
importante, repulsão dos elétrons mais externos. Em distâncias interatômicas extremamente pequenas, as 
nuvens eletrônicas internas dos átomos que estão interagindo começam a se interpenetrar e ocorre repulsão. 
 Erepulsão = + k / rn k = constante; n = valor elevado 
As forças repulsivas somente ocorrem em distâncias extremamente pequenas. 
 
 
RESUMO 
 
Tipo de Interação Força Energia em função da distância 
Ligação Covalente Muito Forte Complexa, mas comparativamente de longo alcance 
Ligação Iônica Muito Forte 1 / r → comparativament longo alcance 
Íon-Dipolo Forte 1 / r2 → alcance pequeno 
Dipolo-Dipolo Moderadamente Forte 1 / r3 → alcance pequeno 
Íon-Dipolo Induzido Fraca 1 / r4 → alcance muito pequeno 
Dipolo-Dipolo Induzido Muito Fraca 1 / r6 → alcance extremamente pequeno 
Forças de London Muito Fraca 1 / r6 → alcance extremamente pequeno 
 
f) Ligações de Hidrogênio 
São situações extremas da interação Dipolo-Dipolo. Podem ser observadas em espécies que 
contém hidrogênio ligado aos elementos F, O ou N (elementos pequenos e muito eletronegativos). Como 
esses elementos são muito eletronegativos, a ligação covalente fica muito polarizada o que faz com que o 
hidrogênio interaja fortemente com o outro átomo dos elementos F, O ou N, também polarizados, na molécula 
vizinha ou, em alguns, casos na mesma molécula. 
H----F - - - - H----F ---- Ligação covalente - - - - Ligação de H E ~115 kJ/mol 
 
As energias envolvidas nas ligações de H são elevadas e são quase da ordem de grandeza 
de uma ligação química. As ligações de H provocam elevação do Ponto de Fusão e Ebulição nas espécies 
em que esta interação existe. 
 
Nº de e- PE (ºC) PE (ºC) PE (ºC) PE (ºC) 
10 CH4 - 162 NH3 - 33 * H2O + 100 * HF + 20 * 
18 SiH4 - 112 PH3 -87 H2S - 61 HCl - 85 
36 GeH4 - 90 AsH3 - 55 H2Se - 41 HBr - 67 
54 SnH4 - 52 SbH3 - 18 H2Te - 2 HI - 35 
* Existência de Ligações de H 
OBS: com o aumento do nº de elétrons, aumenta a intensidade das Forças de London devido ao aumento 
da polarizabilidade. 
As Ligações de Hidrogênio podem ser: 
- Intermoleculares 
- Intramoleculares 
 
48 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES - Exercícios 
 
1) Qual composto tem ponto de ebulição maior: éter etílico ou butanol? Ambos têm fórmula C4H10O, mas 
suas fórmulas estruturais são diferentes, conforme pode-se ver a seguir. Justifique. 
CH3CH2OCH2CH3 (éter etílico) CH3CH2CH2CH2OH (butanol) 
 
2) Comparar e explicar os valores das energias de sublimação dos compostos abaixo, através das 
interações intermoleculares: 
_____________Massa Molar Volume Molar das Moléculas Energia de Sublimação 
Cl2 71 g/mol 34,5 cm3/mol 7,43 kcal/mol 
CO 28 g/mol 25,7 cm3/mol 1,90 kcal/mol 
NH3 17 g/mol 20,7 cm3/mol 7,14 kcal/mol . 
 
3) Considere as seguintes substâncias: HF, HCl, CCl4, CH3CH2OH, e CS2. 
Em quais delas estão presentes forças intermoleculares do mesmo tipo? 
 
4) Os hidretos da família do carbono e os da família do nitrogênio têm os pontos de ebulição: 
C N 
C H4 Teb = -164ºC NH3 Teb = -33ºC 
SiH4 Teb = -112ºC PH3 Teb = -88ºC 
GeH4 Teb = -88ºC AsH3 Teb = -55ºC 
SnH4 Teb = -52ºC SbH3 Teb = -17ºC 
Explique o seguinte: 
a) A tendência geral dos pontos de ebulição dos hidretos binários. 
b) O ponto de ebulição excepcionalmente elevadoda amônia 
c) O fato dos hidretos da família do nitrogênio terem pontos de ebulição notavelmente mais elevados que 
os da família do carbono. 
 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES – Respostas 
 
1) Éter etílico: CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3 Butanol: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH 
Éter etílico é apolar e só tem interações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido. Butanol tem um grupo 
hidroxila e pode interagir por pontes de hidrogênio. Logo, o butanol tem maior ponto de ebulição. 
2) Cl2 – Molécula Apolar; interações por Forças de London. Mas como tem grande volume, as moléculas 
são bastante polarizáveis, o que eleva a Energia de Sublimação. 
CO – Molécula Polar; interações do tipo Dipolo-Dipolo que são moderadamente fortes. Mas as moléculas 
tem pequeno volume e são muito pouco polarizáveis o que contribui para uma baixa Energia de Sublimação. 
NH3 – Molécula Polar; interações por Pontes de H. Apesar do pequeno volume das moléculas e da baixa 
polarizabilidade as interações fortes contribuem para uma elevada Energia de Sublimação. 
3) a) HF, HCl, e CH3 – CH2 – OH: são polares, com forças de interação Dipolo-Dipolo (OBS: HF e CH3 
– CH2 – OH tem Pontes de H). 
 b) CCl4 e CS2: são apolares com forças de interação Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido (Forças de 
London). 
4) a) Família do C: moléculas apolares; Forças de London – Ponto de ebulição aumenta com a 
polarizabilidade 
 Família do N: moléculas polares; Interações Dipolo-Dipolo – Ponto de Ebulição aumenta com a 
polarizabilidade 
b) NH3 tem massa molar pequena e baixa polarizabilidade, mas tem interações Dipolo-Dipolo fortes do 
tipo Pontes de H, o que eleva o Ponto de Ebulição. 
c) Os hidretos da família do C são apolares enquanto os hidretos da família do N são polares. Então, 
quando as massas molares forem próximas e as polarizabilidades semelhantes, os compostos polares 
terão mais alto Ponto de Ebulição. 
 
 
49 
 
7) LÍQUIDOS 
 
Comparação entre os Estados Físicos 
 
 
 
Propriedades dos Líquidos 
Viscosidade 
 
 
 
 
50 
 
Tensão Superficial 
 
 
Pressão de Vapor 
• Algumas das moléculas na superfície de um líquido têm energia suficiente para escaparem da atração 
do líquido volumoso. 
• Essas moléculas se movimentam na fase gasosa. 
• À medida que aumenta o número de moléculas na fase gasosa, algumas das moléculas atingem a 
superfície e retornam ao líquido. 
• Após algum tempo, a pressão do gás será constante à pressão de vapor. 
 
 
 
 
51 
 
Mudanças de Estado 
Curva de Aquecimento Super-Resfriamento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Diagrama de Fases 
 
 
 
 H2O CO2 
 
52 
 
Temperatura e Pressão Críticas 
 
 
 
8) PROPRIEDADES COLIGATIVAS DAS SOLUÇÕES 
 
• As propriedades coligativas dependem da quantidade de moléculas de soluto. (Por exemplo, 
diminuição do ponto de congelamento e elevação de ponto de fusão.) 
 
Abaixamento da Pressão de Vapor 
• Os solutos não voláteis reduzem a habilidade das moléculas da superfície do solvente de 
escaparem do líquido. 
• Conseqüentemente, a pressão de vapor é reduzida. 
• A quantidade da redução da pressão de vapor depende da quantidade de soluto. 
 
 
• A Lei de Raoult: 𝑃𝐴 é a pressão de vapor do solvente com soluto, 𝑃𝐴
0 é a pressão de vapor do 
solvente puro e 𝑋𝐴 é a fração do solvente, logo 
𝑃𝐴 = 𝑋𝐴𝑃𝐴
0 
• Lembre-se da Lei de Dalton: 
𝑃𝐴 = 𝑋𝐴𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 
 
• A solução ideal: aquela que obedece à lei de Raoult. 
• A lei de Raoult falha quando as forças intermoleculares solvente-solvente e soluto-soluto são 
maiores do que as forças intermoleculares soluto-solvente. 
∆𝑃 = 𝑃𝐴
0 − 𝑃𝐴 
∆𝑃 = 𝑃𝐴
0 − 𝑋𝐴𝑃𝐴
0 
∆𝑃 = 𝑃𝐴
0 (1 − 𝑋𝐴) 
∆𝑃 = 𝑃𝐴
0 ∙ 𝑋𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
 
53 
 
 
Elevação do Ponto de Ebulição 
• Objetivo: interpretar o diagrama de fases para uma solução. 
• O soluto não-volátil abaixa a pressão de vapor. 
• Portanto, a curva do ponto triplo–ponto crítico é reduzida. 
 
 
 
• A 1 atm (ponto de ebulição normal de líquido puro) existe uma pressão de vapor mais baixa 
da solução. Conseqüentemente, uma temperatura mais alta é necessária para atingir uma 
pressão de vapor de 1 atm para a solução (Te). 
• Constante molar de elevação do ponto de ebulição, Kb, expressa quanto o Te varia com a 
molalidade, m: 
∆𝑇𝑒 = 𝐾𝑒𝑚 
 
Diminuição do Ponto de Congelamento 
• A 1 atm (ponto de ebulição normal para líquido puro) não há abaixamento por definição. 
• Quando uma solução congela, congela-se quase só o solvente puro primeiro. 
– Conseqüentemente, a curva de sublimação para o solvente puro é a mesma da 
solução. 
– Portanto, o ponto triplo ocorre a uma temperatura mais baixa em virtude da pressão 
de vapor mais baixa para a solução. 
• A curva do ponto de fusão (ponto de congelamento) é uma linha vertical a partir do ponto 
triplo. 
• A solução congela a uma temperatura mais baixa (Tf) do que o solvente puro. 
• A diminuição do ponto de congelamento (Tf) é diretamente proporcional à molalidade (Kf é 
a constante de abaixamento do ponto de congelamento molal): 
∆𝑇𝑐 = 𝐾𝑐𝑚 
 
 
54 
 
 
 
 
 
Osmose 
• Membrana semipermeável: permite a passagem de alguns componentes de uma solução. 
Exemplo: membranas celulares e celofane. 
• Osmose: é o movimento de um solvente a partir de uma concentração baixa de soluto para 
uma concentração alta de soluto. 
• Existe movimento em ambos os sentidos através de uma membrana semipermeável. 
• À medida que o solvente move-se através da membrana, os níveis de fluidos nos braços se 
tornam irregulares. 
• Conseqüentemente, a diferença de pressão entre os braços interrompe a osmose. 
 
 
55 
 
• A pressão osmótica, , é a pressão necessária para prevenir a osmose: 
𝜋𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 
𝜋 = 
𝑛
𝑉
𝑅𝑇 
𝜋 = 𝐶𝑅𝑇 
• Soluções isotônicas: duas soluções com o mesmo  separadas por uma membrana 
semipermeável. 
• Soluções hipotônicas: uma solução de  mais baixo do que uma solução hipertônica. 
• A osmose é espontânea. 
• Os glóbulos vermelhos são envolvidos por membranas semipermeáveis. 
• Crenadura: 
• glóbulos vermelhos colocados em solução hipertônica (em relação à solução 
intracelular); 
• existe uma concentração de soluto mais baixa na célula do que no tecido circundante; 
• a osmose ocorre e a água passa através da membrana fora da célula. 
• A célula murcha 
 
 
• Hemólise: 
– glóbulos vermelhos colocados em uma solução hipotônica; 
– existe uma concentração maior de soluto na célula; 
– a osmose ocorre e a água entra na célula; 
– a célula se rompe. 
• Para evitar a crenação ou a hemólise, as soluções IV (intravenosas) devem ser isotônicas. 
 
• O pepino em solução de NaCl perde água murchando e se transformando em picles. 
• A cenoura mole colocada em água se torna firme porque a água entra via osmose. 
• A comida salgada provoca a retenção de água e o inchamento de tecidos (edema). 
• A água entra nas plantas via osmose. 
• O sal adicionado à carne ou o açúcar à fruta evita infecção bacteriana (uma bactéria colocada 
no sal perderá água através de osmose e morrerá). 
• O transporte ativo é o movimento de nutrientes e sobras através de um sistema biológico. 
• O transporte ativo não é espontâneo. 
 
56 
 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS - Exercícios 
 
Solvente Tcongelamento Kc (K . 
Kg.mol-
1) 
Tebulição Ke (K . 
Kg.mol-
1) 
Clorofórmio - 63,5ºC 4,68 61,2ºC 3,63 
Água 0ºC 1,86 100ºC 0,51 
Benzeno 5,5ºC 5,12 80,1ºC 2,53 
CCl4 - 23ºC 29,8 76,5ºC 4,95 
 
1. Calcular o ponto de congelação de uma solução contendo 600 g de CHCl3 e 42,0 g de 
eucaliptol, C10H8O, substância aromática encontrada nas folhas de eucalipto. 
 
2. Liste as soluçõesabaixo arroladas em ordem crescente de seus pontos de ebulição e 
congelação. 
- CaCl2 0,060 molal 
- NaCl 0,15 molal 
- HCl 0,10 molal 
- C12H22O11 0,15 molal 
- Na3PO4 0,080 molal 
- CH3COOH 0,20 molal (grau de ionização = 1,3 %) 
 
3. Calcular a pressão de vapor da solução preparada pela adição de: 
a) 32,5 g de glicerina, C3H8O3, a 120 g de água a 65ºC 
b) 5,00 g de sulfato de sódio, Na2SO4, a 115 g de água a 65ºC 
OBS: pressão de vapor da água a 65ºC = 187,5 torr 
 
4. Uréia, CO(NH2)2, é um produto do metabolismo de proteínas em mamíferos. Qual a pressão 
osmótica de uma solução contendo 1,10 g de uréia em 100 mL de água a 20ºC? 
 
5. A água do mar contém 3,4 g de sais para cada litro de solução. Supondo-se que o soluto é 
constituído inteiramente de NaCl (mais de 90% é, realmente), calcule a pressão osmótica da 
água do mar a 20ºC. 
 
6. O álcool laurílico é obtido a partir de óleo de coco e é usado para preparar detergentes. Uma 
solução de 5,00 g desse álcool em 100 g de benzeno congela a 4,1ºC. Qual a massa molar 
do álcool laurílico? 
 
7. O sistema de arrefecimento de um automóvel é preenchido com uma solução contendo iguais 
volumes de água (d = 1 g/mL) e etilenoglicol (HOC2H4OH; d = 1,12 g/mL). Estime os pontos 
de congelação e de ebulição dessa mistura. 
 
8. A adrenalina é o hormônio que desencadeia a liberação de moléculas excedentes de glicose 
em casos de “stress” e emergência. Uma solução de 0,64 g de adrenalina em 36 g de 
tetracloreto de carbono causa uma elevação de 0,49ºC no ponto de ebulição. Qual é a massa 
molar da adrenalina? 
 
9. A pressão de vapor do bezeno (C6H6) á 25ºC é 93,4 torr. Qual será a pressão de vapor, a 
25ºC, de uma solução preparada pela dissolução de 56,4 g do soluto não volátil C20H42 em 
1000 gramas de benzeno? 
 
10. O heptano (C7H16) tem uma pressão de vapor de 791 torr a 100ºC. A mesma temperatura, o 
octano (C8H18) tem uma pressão de vapor de 352 torr. Qual será a pressão de vapor de uma 
mistura de 25 gramas de heptano e 35 gramas de octano? 
 
57 
 
 
11. Quais serão os pontos de congelamento e de ebulição de uma solução aquosa contendo 55 
gramas de glicerol, C3H5(OH)3, e 250 gramas de água? 
 
12. Quais são a massa molecular e a fórmula molecular de um composto não dissociável, cuja 
fórmula empírica é C4H2N, se 3,84 gramas do composto em 500 gramas de benzeno 
provocam um abaixamento do ponto de congelamento de 0,307ºC? 
 
13. Calcule o ponto de congelamento de uma solução aquosa 0,100 molal de um eletrólito fraco 
que esteja 7,5% dissociado e tenha n = 2. 
 
14. Calcule a pressão osmótica de uma solução aquosa contendo 5,0 gramas de sacarose 
(C12H22O11) em 1 litro de água a 25ºC. 
 
15. Uma solução aquosa congela a -2,47ºC. Qual é o seu ponto de ebulição? 
 
16. Qual seria a pressão osmótica de uma solução aquosa 0,010 mol/L de NaCl a 25ºC? 
 
17. Qual a percentagem de ionização de um ácido monoprótico fraco em água se uma solução 
0,250 molal deste ácido tem um ponto de congelamento de - 0,500ºC? 
 
 
RESPOSTAS: 
 
1. – 65,8ºC 
2. ponto de ebulição: C12H22O11 / CaCl2 / HCl / CH3COOH / NaCl / Na3PO4 
 ponto de congelação; Na3PO4 / NaCl / CH3COOH / HCl / CaCl2 / C12H22O11 
3. a) 178,1 torr b) 184,4 torr 
4. 4,40 atm 
5. 2,80 atm 
6. 182,9 g/mol 
7 . -33,6ºC e 109,2ºC 
8. 180 g/mol 
9. 91,7 torr 
10. 546,6 torr 
11. 101,2ºC 
12. massa molecular = 128 u fórmula molecular = C8H4N2 
13. – 0,2ºC 
14. 0,36 atm 
15. 100,7ºC 
16. 0,5 atm 
17. 7,5% 
 
 
 
 
 
58 
 
 
9) COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
 
Complexo: não é possível dar uma definição exata do que seja um composto de coordenação (ou 
complexo), mas pode-se dizer que ele apresenta uma espécie central ligada a íons ou moléculas 
denominadas ligantes, formando uma ligação covalente coordenada (dativa). 
 
 Espécie central: cátion, ânion ou átomo neutro (na maioria das vezes um metal de transição) 
que são capazes de aceitar elétrons dos ligantes (ácidos de Lewis) 
 
 Ligantes: íons ou moléculas que tem a capacidade de doar elétrons para o átomo central 
(bases de Lewis) 
 
Os compostos de coordenação podem ser: 
 Neutros: [Ni(CO)4] 
 Iônicos: K4 [Fe(CN)6], [Cu(H2O)4]SO4 
 
 
 
TEORIA DE WERNER 
 
 A teoria de Werner, proposta em 1893, foi a 1ª tentativa de explicar a ligação existente em 
compostos de coordenação. Por exemplo: porque um sal estável como o CoCl3 reagiria com um nº 
variável de moléculas de NH3, para formar diversos novos compostos como CoCl3.6NH3, 
CoCl3.5NH3 e CoCl3.4NH3? 
 
Composto Cor Fórmula atual 
CoCl3.6NH3 Amarelo [Co( NH3)6]Cl3 
CoCl3.5NH3 Púrpura [CoCl(NH3)5]Cl2 
CoCl3.4NH3 Violeta (trans) [CoCl2(NH3)4]Cl 
CoCl3.4NH3 Verde (cis) [CoCl2( NH3)4]Cl 
 
CoCl3.6NH3 + Ag+ → 3 AgCl(s) 
CoCl3.5NH3 + Ag+ → 2 AgCl(s) 
CoCl3.4NH3 + Ag+ → 1 AgCl(s) 
 
Valência Primária: hoje chamada de nº de oxidação 
 
Valência Secundária: hoje chamada de nº de coordenação (nº de ligantes ou átomos doadores 
aos quais o metal se encontra diretamente ligado) 
 
 Werner com o seu trabalho sobre os complexos, conseguiu prever a geometria de alguns 
compostos que mais tarde foram confirmadas por difração de Raios-X. 
 
 
 
TIPOS DE LIGANTES 
 
Monodentados: quando um ligante se encontra ligado ao átomo central através de um único átomo 
doador. Ex.: Cl-, H2O, NH3, etc. 
 
Bidentado: quando um ligante se encontra ligado ao átomo central através de dois átomos 
doadores. Ex.: Etilenodiamina (en) H2NCH2CH2NH2 
 
Polidentado: quando vários átomos doadores se encontram presentes em um mesmo ligante. Ex.: 
Dietilenotriamina (dien) HN(CH2CH2NH2)2 
 
 Quando um ligante bi ou polidentado se liga a um único átomo central, diz-se que ele forma 
um complexo “Quelato”. 
59 
 
 
 
 
NÚMEROS DE COORDENAÇÃO (NC) E GEOMETRIAS 
 
 Nos compostos de coordenação, os elementos de transição podem exibir NC que variam de 
2 a 12. No entanto, os mais comuns são 4, 5 e 6. 
 
NC 2: os complexos com NC=2 são lineares e praticamente se restringem aos cátions: Cu+, Ag+, 
Au+ e Hg+2, todos com configuração d10. Ex.: [CuCl2]-; [Ag(NH3)2]+; [AuCl2]- e HgCl2. 
 
NC 3: a coordenação tripla é rara entre os complexos metálicos. Aparece normalmente em 
complexos com ligantes volumosos, como o amideto [N(Si(CH3)3)2]-. Estes complexos exibem 
geometria trigonal planar. Ex.: [M{[N(Si(CH3)3)2]-}3], M= Fe, Cr 
 
NC 4: este tipo de coordenação é encontrada em um grande número de compostos e podem 
apresentar geometria tetraédrica ou quadrática. Os complexos com geometria tetraédrica ocorrem 
com metais que não possuam configuração d8 (ou s1d7). Ex.: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os complexos quadráticos 
são característicos dos 
metais de transição com 
configuração d8. Ex.: 
 
NC 5: envolve complexos 
onde as geometrias são a 
piramidal quadrática e a 
bipirâmide trigonal. 
Ex.: [Ni(CN)5]-3 e [Fe(CO)5] 
 
NC 6: são numerosos entre os complexos. Sua 
geometria é octaédrica, mas algumas vezes 
apresenta-se distorcida. É o arranjo mais comum 
para metais com configuração d0-d9. Ex.: 
[Cr(NH3)6]+3 (d3); [Mo(CO)6] (d6); [Fe(CN)6]-3 (d5) 
 
60 
 
 
COMPLEXOS POLIMETÁLICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COMPLEXOS QUELATOS E COM LIGANTES EM PONTE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
São complexos que contém mais de um 
átomo metálico. Em alguns casos, os átomos 
metálicos são unidos através de ligantes em 
ponte; em outros, há ligação direta metal-
metal; e ainda em outros ocorrem ambos os 
tipos de ligação. 
 
O termos “cluster metálico” é reservado aos 
complexos com ligação direta metal-metal.Quando nenhuma ligação metal-metal está 
presente, os complexos polimetálicos são 
conhecidos como “complexos gaiola”. 
 
Os ligantes polidentados podem produzir um “quelato” (termo 
grego para garra), um complexo no qual um ligante forma um 
anel que inclui o átomo metálico. Um exemplo é o ligante 
bidentado etilenodiamino, que forma um anel de cinco 
membros quando ambos os átomos de N se prendem ao 
mesmo átomo metálico. 
 
A hemoglobina, responsável pelo transporte de oxigênio no 
sangue, é também uma espécie que contém anéis quelatos, 
em que o ligante polidentado é um derivado da molécula da 
porfirina. 
 
O grau de tensão de um ligante quelante freqüentemente é 
expresso em termos do “ângulo de mordida”, o ângulo L-M-L 
no anel quelato. 
 
Os ligantes quelantes são usados como seqüestradores de 
íons metálicos na indústria têxtil e de alimentos e também no 
tratamento de envenenamentos por metais pesados. 
 
Efeito quelato: complexos com ligantes quelantes possuem 
maiores constantes de estabilidade que seus análogos que 
não contenham este tipo de ligante. O principal fator 
responsável pelo aumento na estabilidade é o aumento na 
entropia do sistema. 
 
 
 
Ligantes em ponte: faz a conexão entre dois 
átomos metálicos. Em geral, são ligantes 
monodentados que possuem esta função 
como os cloretos e hidretos. 
Ligantes ambidentados: são ligantes com 
átomos doadores diferentes. Por exemplo, o 
íon tiocianato NCS- pode se ligar a um átomo 
metálico pelo N, para dar complexos 
isotiocianatos, ou pelo S, para dar complexos 
tiocianatos. 
Au
ClCl
Cl
Cl
ClCl
Au
 
61 
 
 
alquila 
 
fenila alceno alcóxido amina 
 
 
CR
RC CR
H2C CH2
CH
 
3-ciclopropenila → 
3-alila → 
RC
RC CR
CR
M
(CH2)n
R2C C C CR2
 
Olefinas não 
conjugadas → 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS LIGANTES 
 
 Os ligantes são classificados de acordo com o número de elétrons que eles doam 
formalmente ao centro metálico. 
 
1) Ligantes de um elétron (X): formam uma única ligação sigma e são designados de ligantes 
tipo X. São exemplos desta classe de ligantes: 
 
 -Cl, -Br , -I, -OH, -CN, -CH3, -CH2R, -NR2, -OR, -CR=CRR’, 
 
 
 
2) Ligantes de dois elétrons (L): 
São todas as bases de Lewis e todos os ligantes que formam uma ligação pi com o centro 
metálico. Em princípio, todos os fragmentos orgânicos com um par de elétrons livres podem se 
coordenar ao centro metálico. No caso dos alcinos, uma única ligação pi deve participar da 
ligação com o metal, assim como as piridinas (somente o par de elétrons do nitrogênio deve 
estar envolvido na ligação). São exemplos desta classe de ligantes: 
 
 H2O , NH3, PPh3 
 
H2C=CH2, -CNR, NCR, H2C=CHR, RCCR, PR3, CO, NC5H5 (piridina) 
 
3) Ligantes de três elétrons (XL): estão incluídos todos os ligantes que realizam 
simultaneamente uma ligação sigma (X) e uma ligação pi (L), como os seguintes grupamentos: 
 
 
 
 
4) Ligantes de quatro elétrons (LL): esta classe inclui todos os ligantes pi bidentados, as 
ciclobutadienilas, os dienos conjugados, etc. 
 
 
 
 
5) Ligantes de cinco elétrons (XLL): os principais ligantes desta classe são as 
5-ciclopentadienila e 5-pentadienilas. 
 
 
 
 
6) Ligantes de seis elétrons (LLL): são em princípio todos os 6-arenos e similares, assim 
como os cicloeptatrienos e ligantes pi tridentados. 
 
 
 
 
7) Ligantes de sete elétrons (XLLL): o mais comum tipo de ligante desta classe é o 
7-cicloeptatrienila. 
 
 
 
8) Ligantes de oito elétrons (LLLL): o ligante típico desta classe é o 8-ciclooctatetraenila 
 
 
 
Benzeno (Bz) 
 
7-cicloeptatrienila. 
 
8-ciclooctatetraenila 
4-ciclobutadienila → 
dienos 
5-ciclopentadienila → 
5-pentadienila → 
62 
 
 
OBS.: O prefixo n antes do nome de ligantes insaturados, indica o número de átomos de 
carbono que interagem com o metal central. 
 
REGRA DOS DEZOITO ELÉTRONS 
 
 Os elementos do grupo principal formam compostos estáveis quando atingem a configuração 
de gás nobre. A razão do ganho de estabilidade está associada ao preenchimento de todos os 
orbitais de valência. Para um elemento da 1ª série, isto corresponde ao preenchimento dos orbitais 
2s e 2p. Uma vez que cada orbital pode conter no máximo dois elétrons, oito elétrons são 
necessários ao todo. Daí advém a regra do octeto para os compostos dos elementos principais. 
 Na essência, a regra é a mesma para os elementos do bloco d. Entretanto, os elementos do 
bloco d possuem nove orbitais de valência (1s, 3p e 5d) resultando em um total de 18 elétrons. 
 A regra dos 18 elétrons estabelece que um complexo estável seja obtido quando: elétrons d 
do metal + elétrons dos ligantes + carga total do complexo = 18. 
 A maneira mais simples de se fazer esta contagem de elétrons é a que considera o metal 
com estado de oxidação zero e os ligantes como radicais neutros. Na prática, basta somar o número 
de elétrons do metal (dado pelo grupo a que pertence o metal na TP), com o número de elétrons 
dos ligantes (conforme a classificação vista anteriormente) e com a carga do complexo. 
 
 Então: E = m + x + 2n - q 
 
Onde: E = nº elétrons do complexo 
 m = nº elétrons da camada de valência do metal 
 x = nº de ligantes tipo X 
 n = nº de ligantes tipo L 
 q = carga do íon complexo 
 V = valência 
 NC = nº de coordenação 
 
 
Se: E = 18 elétrons → complexo estável 
 E < 18 elétrons → complexo reativo; sofre redução; aumenta a coordenação 
 E > 18 elétrons → complexo reativo; sofre oxidação; diminui a coordenação 
 
Exemplo: [Cr(CO)6] → Cr pertence ao grupo 6, logo possui 6 elétrons de valência 
 
E = 6 + 0 + 2x6 – 0 = 6 + 12 = 18 elétrons 
V = 0 + 0 = 0 
NC = 0 + 6 = 6 
 
Para treinar: [Ni(PPh3)4]; [CrBz (CO)3]; [Rh(Cp)2]+; [W Br3(CO)4] 
 
OBS.: Quando existe ligação metal-metal, considera-se que cada metal atua como um ligante X (1 
elétron). Ex.: (CO)5Mna-Mnb(CO)5 
 
Mna = 7 + 1 + (5x2) = 18 elétrons 
 
Mnb = 7 + 1 + (5x2) = 18 elétrons 
 
 
Exceções a regra dos dezoito elétrons: são normalmente complexos ricos em elétrons derivados 
de metais com configuração d8. Estes preferem formar complexos quadráticos com 16 elétrons. São 
em geral complexos contendo os seguintes metais: Rh(I), Ir(I), Ni(II), Pd(II) e Pt(II). 
 
Ex.: [RhCl(PPh3)3] 
 
 
V = x + q 
 
 
NC = x + n 
63 
 
 
ISOMERIA 
Quando dois ou mais complexos de mesma fórmula empírica existem apresentando 
estruturas diferentes eles são chamados de isômeros. 
 
 Existem 2 classes de isomeria: 
 
 ISOMERIA CONSTITUCIONAL 
 Os compostos têm a mesma fórmula empírica mas diferentes ligações átomo-átomo. 
 ESTEREOISOMERIA 
 Os compostos têm a mesma fórmula empírica e a mesma sequência átomo-átomo, mas 
diferem no arranjo dos átomos no espaço. 
 
 Isomeria de Ligação 
 Isomeria de Coordenação 
ISOMERIA CONSTITUCIONAL Isomeria de Ionização 
 Isomeria de Solvatação 
 Isomeria do Ligante 
 Isomeria de Polimerização 
 
Isomeria de Ligação 
 Alguns ligantes (ambidentados) são capazes de se coordenar ao metal através de 
diferentes átomos. 
Exemplos 
[Co(NO2)(NH3)5]2+ e [Co(ONO)(NH3)5]2+ 
Amarelo vermelho 
M-NO2 M-ONO 
Nitro Nitrito 
 
Outro exemplo: M-NCS (isotiocianato) 
 M-SCN (tiocianato) 
 
Isomeria de Coordenação 
 Compostos de metais de transição podem ser neutros, catiônicos ou aniônicos. No caso de 
complexos carregados, é comum encontrar-se sais consistindo de cátions de complexos metálicos 
contrabalanceados com ânions de complexos metálicos. Nestes casos, encontra-se isômeros nos 
quais os ligantesestão distribuídos diferentemente entre os dois centros metálicos. 
 
Exs.: [Cu(NH3)4][PtCl4] e [Pt(NH3)4][CuCl4] 
 
 [Co(NH3)6][Cr(CN)6] e [Cr(NH3)6][Co(CN)6] 
 
Isomeria de Ionização 
 Em princípio, é possível uma troca entre ligante de um complexo metálico catiônico e um 
ânion do contra-íon. 
 Ex.: [Co Br(NH3)5]SO4 violeta escuro 
[Co(SO4)(NH3)5]Br violeta avermelhado 
 
 Fácil distinguir entre os dois com testes químicos: 
 
[Co(SO4)(NH3)5]Br + Ag+ → AgBr(s) 
 
[CoBr(NH3)5]SO4 + Ag+ → não reage 
 
[Co(SO4)(NH3)5]Br + Ba2+ → não reage 
64 
 
 
[CoBr(NH3)5]SO4 + Ba2+ → BaSO4(s) 
 
Isomeria de Solvatação 
 Semelhante a isomeria de ionização, porém no caso da isomeria de solvatação, um ligante 
neutro é trocado por um ligante aniônico. 
Ex.: [Cr(H2O)6]Cl3 violeta 
 [Cr Cl(H2O)5]Cl2.H2O verde claro 
 [Cr Cl2(H2O)4]Cl.2H2O verde escuro 
 
 Quando estes complexos são dissolvidos em água os cloretos complexados são 
substituídos por água, resultando em mudanças de coloração de verde para verde claro e em 
seguida para violeta. 
 
Isomeria do Ligante 
 É comum encontrar complexos isômeros devido ao isomerismo entre os ligantes. Por 
exemplo com complexos com ligantes contendo NMe3 e NH2Pr. 
 
Ni
N
H
ON
H
O
 
 
Ni
N
H
ON
H
O
 
 
Isomeria de Polimerização 
 Compostos que tenham a mesma fórmula empírica mas diferentes múltiplos de massa 
molecular. 
 Ex.: [Pt Cl2 (NH3)2] com [Pt(NH3)4][PtCl4] e [PtCl(NH3)3]2[PtCl4] 
 [Pt2Cl4(NH3)4] [Pt3Cl6(NH3)6] 
 
 
 
 Isomeria Geométrica 
ESTEREOISOMERIA Isomeria Politopal 
 Isomeria Ótica 
 
Isomeria Geométrica 
 Apenas um composto é possível para complexos tetraédrico [MA2B2]. Entretanto, para 
compostos quadrados existem 2 isômeros para complexos de fórmula geral [MA2B2]. 
 
Ex.: 
Pt
H3N Cl
ClH3N 
Cis 
Pt
Cl NH3
ClH3N 
Trans 
 
 
 
 
 
 
 
65 
 
 Isômeros geométricos também são comuns em compostos de coordenação com NC=6. 
 
Ex.: 
Cl
Co
N
N Cl
NN
 
Cis 
Cl
Co
Cl
N N
NN
 
Trans 
 
 Em complexos como [Co Cl3(NH3)3] há duas maneiras possíveis de arranjar os ligantes: 
 
Co
Cl NH3
Cl
H3N NH3
Cl
 
Mer 
Co
Cl
Cl
NH3
Cl
NH3
NH3
 
Fac 
 
Isomeria Politopal 
 
 Ocorre em complexos tipo [Ni(CN)5]3- nos quais as estruturas cristalinas mostram ambas 
estruturas para número de coordenação 5: 
 
CN
Ni
CN
NC
NC
CN
3-
 
Bipirâmide trigonal 
CN
Ni
NC CN
CNNC
3-
 
Pirâmide de base quadrada 
 
 
Isomeria Ótica 
 
 Em compostos que não são superponíveis com sua imagem no espelho → compostos quirais. 
 
 Complexos tetraédricos têm potencial para isomerismo ótico somente em compostos 
derivados do carbono. 
 
 Em compostos de coordenação é raro ter compostos tetraédricos com 4 substituintes 
diferentes. Em geral são lábeis. 
 
 Isomeria ótica é observada em complexos octaédricos contendo ligantes quelatantes 
(bidentados). 
 
 
 
 
 
 
 
66 
 
Ex.: 
 Cl
Co
N
N Cl
NN
Cl
Co
N
NCl
N N
 
Cis (Quiral) 
 
2 isômeros 
Cl
Co
Cl
N N
NN
 
Trans 
 
Não é quiral! 
Tem plano de simetria (ele e sua 
imagem são o mesmo composto). 
 
 
 
NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
A nomenclatura sistemática dos compostos de coordenação deve proporcionar a informação fundamental 
sobre a estrutura do composto de coordenação. Antes da proposição das regras de nomenclatura, em 
português, para os compostos de coordenação, deve-se estabelecer a formulação correta de tais compostos. 
Os compostos de coordenação tratados aqui são aqueles que envolvem um elemento central (metal ou não) 
cercado por ligantes, constituindo a esfera de coordenação. Os complexos podem ser monômeros ou 
polímeros. 
a) Fórmulas 
As fórmulas dos compostos de coordenação constituem o meio mais simples de se designar 
a composição dos complexos. Tais fórmulas também são freqüentemente empregadas para mostrar detalhes 
estruturais ou aspectos de interesse comparativo, devendo ser escrita da maneira mais conveniente possível. 
Nos casos gerais a seguinte ordem é recomendada: 
a) Coloca-se primeiro o símbolo do átomo central, seguido das fórmulas ou abreviações dos 
ligantes iônicos e depois dos ligantes neutros. A fórmula do complexo é depois encerrada 
entre colchetes, colocando-se como expoente sua carga, quando se tratar de espécie iônica. 
b) Dentro de cada classe de ligante, as espécies são colocadas em ordem alfabética (sem levar em conta os 
prefixos) em relação ao símbolo do átomo ligante. Exemplos: [CoN3(NH3)5]2+; [PtCl3(C2H4)]+; 
[CoCl2(NH3)4]+; [CoH(N2){(C6H5)3P}3]; [OsCl5N]2- 
 c) Os sinais, parênteses, chave e colchetes, devem ser empregados nesta ordem, ou seja, 
[ { ( ) } ], para englobar um conjunto de grupos idênticos e para evitar confusões nas 
fórmulas. Os ligantes com mais de um átomo são colocados sempre entre parênteses (ou 
chaves) nas fórmulas dos compostos de coordenação. 
 
b) Nomenclatura 
1) Nos nomes dos compostos de coordenação o nome do ânion deve preceder o do cátion e o átomo central é 
citado após o(s) do(s) ligante(s): 
K4[Fe(CN)6]: hexacianoferrato(II) de potássio 
 ânion cátion 
 
[Co(NH3)6]Cl3 cloreto de hexamincobalto(III) 
 ânion cátion 
 
2) O nome do complexo - aniônico, catiônico ou neutro - tem duas partes que se escrevem uma seguida à 
outra, com a preposição de mediana. Os ligantes comparecem primeiro e o átomo metálico depois. 
 
[Fe(CN)6]
4- Hexacianoferrato(II) de ..... 
[Co(NH3)6]
3+ ...de hexamincobalto(III) 
67 
 
3) Os ligantes são identificados por um nome precedido por prefixo grego que dá o número de unidades do 
ligante ligadas ao átomo. A ordem da nomeação dos ligantes é a alfabética (sem levar em conta os prefixos). 
 
a) Os ligantes aniônicos têm os nomes terminados em o. 
Nome do ânion Fórmula Nome do Ligante 
Brometo Br- Bromo 
Carbonato CO3
2- Carbonato 
Cianeto CN- Ciano 
Cloreto Cl- Cloro 
Fluoreto F- Fluoro 
Hidrogenoperóxido HO2- Hidrogenoxo 
Hidrogenossulfeto HS- Mercapto 
Hidróxido OH- Hidroxo 
Metóxido H3CO Metoxo 
Oxalato C2O4
2- Oxalato 
Óxido O-2 Oxo 
Sulfato SO4
2- Sulfato 
Sulfeto S2- Tio 
 
Para os ligantes H-, H2N-, HN2- e N3, a denominação usual, hidreto, amideto, imideto e 
azoteto, respectivamente, é preferível em relação a hidro, amido, imido ou azido, por razões de ambiguidade. 
Observa-se que, em português, os nomes dos haletos coordenados, com exceção de correspondem aos nomes 
dos elementos: cloro, bromo e iodo. 
Ligantes aniônicos contendo prefixos numéricos (como trifosfato), assim como os tio-, 
seleno- e teluro- derivados dos oxi-ânions (como tiossulfato), devem ser colocados entre parênteses. 
 
b) Os ligantes neutros têm em geral o nome da molécula. Há exceções importantes: 
 
c) Os prefixos que indicam o número de ligantes são: 
 
d) Quando o nome do ligante também tem prefixo numérico, o número dos ligantes é identificado 
por: bis (2), tris (3), tetraquis (4), pentaquis (5), hexaquis (6), etc. 
[Co(en)3]Cl3 cloreto de tris(etilenodiamino)cobalto(III) 
 
e) Uso de parênteses, chaves e colchetes nos nomes dos complexos: A justaposição de nomes pode prejudicar 
a clareza ou conduzir a formas incorretas do ponto de vista ortográfico. Por exemplo: 
[CoCl3(NH3)2(H2NCH3)] diamintriclorometilaminacobalto(III) 
 
68 
 
Neste caso a colocação de parênteses em metilamina torna-se imprescindível para evitar a 
ambigüidade com triclorometilamina (Cl3NCH3), portanto, o nome correto deste complexo é: 
diamintricloro(metilamina)cobalto(III).[Ru(HPO4)2(OH)2(NH3)2]3- íon diamindihidrogenofosfatodihidroxirutenato(III) 
Neste exemplo existem duas letras h no interior do nome e uma letra r precedida de vogal, o que está em 
desacordo com as regras de ortografia da língua portuguesa. A forma correta implicaria na supressão dos h e 
na duplicação do r, ou seja: diamindiidrogenofosfatodiidroxirrutenato(III). 
É preferível, entretanto, por uma questão de clareza, preservar a identidade dos constituintes através de 
parênteses: diaminbis(hidrogenofosfato)di(hidroxi) rutenato(III). 
 
f) As seguintes recomendações se aplicam ao uso das abreviações: 
a) Quando se tratar de publicações, o significado de cada abreviação deve ser escrito por 
extenso. Exemplo: en etilenodiamina. 
b) As abreviações devem ser curtas, não mais que quatro letras e não devem conter hífens. 
Exemplo: phen e não o-phen (para 1,10-fenantrolina). 
c) Deve-se procurar evitar confusões com abreviações comumente aceitas, tais como Me (metil), Et (etil), Ph 
(fenil), etc. 
d) Com exceção de algumas abreviações do tipo H4edta, H2ox e L (ligante), todas as abreviações devem ser 
feitas com letras minúsculas. A abreviação genérica para metal é M, para íons lantanídeos é Ln e para os íons 
actinídeos é An. 
 
 
69 
 
 
 
70 
 
 
 
4) A identificação do metal se faz pelo nome do átomo de metal quando o complexo é neutro ou catiônico, ou 
pelo nome do átomo de metal com a terminação ato quando o complexo for aniônico, algumas exceções são: 
 
 
5) Nos complexos binucleares ou polinucleares, os ligantes que funcionam como conectivos ou pontes entre 
dois ou mais átomos centrais são indicados pela letra grega μ, como um prefixo do nome do Ligante, 
separado por hífen. Dois ou mais ligantes de conexão são indicados por di-μ, tri-μ, etc. Para uma espécie que 
liga mais de dois átomos centrais, o número de átomos ligados é indicado como um subíndice da letra (por 
exemplo, μ3). 
Exemplos: 
- 7 - 
Para grupos de conexão ligados a dois centros através de átomos coordenantes diferentes, os símbolos desses 
átomos são especificados após o nome do ligante. 
 
Referência: 
Ferreira, A.M.C.; Toma, H.E. & Massabni, A.; "Nomenclatura de Compostos de Coordenação: Uma 
Proposta Simplificada"; Química Nova 7, 9-15 (1984). 
71 
 
 
 
 
LIGAÇÃO QUÍMICA NOS COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 TEORIA DA LIGAÇÃO DE VALÊNCIA (TLV) 
 
 Segundo Pauling, a formação de um complexo pode ser vista como uma reação entre um 
ácido de Lewis (espécie central) e uma base de Lewis (ligante), formando uma ligação covalente 
coordenada entre essas espécies. 
 
 Para explicar a geometria dos compostos, Pauling propôs que os orbitais atômicos da espécie 
central sofram hibridização, de tal forma que os novos orbitais atômicos híbridos (OAH) tenham a 
simetria do complexo. Então, pares de elétrons doados pelos ligantes, entram em OAH do íon 
central. Mas em quais orbitais? Isto depende do número de coordenação e da geometria do 
complexo: 
 
NC Geometria Hibridização Exemplo 
2 Linear sp [Cu(NH3)2]+ 
4 Tetraédrica sp3 [Zn(NH3)4]+2 
4 Quadrática dsp2 [Ni(CN)4]-2 
6 Octaédrica d2sp3 ou sp3d2 [Cr(NH3)6]+3 
 
NC = nº de orbitais atômicos híbridos 
 
Regras para determinar o número de orbitais atômicos híbridos: 
 
1º) Determinar o número de coordenação. Se for 4, saber a geometria e/ou magnetismo. 
 
2º) Determinar a carga do metal e o número de elétrons de valência. 
 
3º) Colocar os elétrons de valência nos orbitais de menor energia disponíveis. Se for o caso, 
emparelhados. 
 
Os princípios envolvidos na 
ligação química nos complexos dos 
metais de transição, não diferem 
daqueles que prevalecem em outros 
compostos. Entretanto, como os metais 
de transição possuem orbitais d 
parcialmente preenchidos, surgem 
peculiaridades que tornam conveniente 
um tratamento à parte da ligação química 
nos compostos desses metais. 
Para entendermos os diferentes modelos 
teóricos desenvolvidos, é necessário 
conhecermos as formas e orientações 
dos orbitais d no espaço. 
 
72 
 
 É necessário ter a informação experimental a respeito do nº de elétrons desemparelhados, 
pois somente com esta informação é que podemos saber quais orbitais atômicos d estão disponíveis 
para participarem da hibridização e receberem os pares de elétrons dos ligantes. 
 
 
OUTROS EXEMPLOS 
Metal Config. 
do Íon 
Complexo Orbitais 
(n-1)d ns np nd 
Hibridiza-
ção 
Geome-tria 
Cu+ 3d10 [Cu(NH3)2]+ 
 
       __ __ __ __ __ __ __ 
sp Linear 
Zn2+ 3d10 [Zn(NH3)4]2+ 
 
         __ __ __ __ __ 
sp3 Tetraédrica 
Pt2+ 3d8 [PtCl4]2- 
 
        __ __ __ __ __ __ 
dsp2 Quadrada 
Planar 
Fe2+ 3d6 [Fe(CN)6]4- 
 
         __ __ __ __ __ 
d2sp3 Octaédrica 
Fe2+ 3d6 * [Fe(H2O)6]2+ 
Alto Spin 
 
           __ __ __ 
sp3d2 Octaédrica 
Cr3+ 3d3 * Cr(NH3)6]3+ 
 
         __ __ __ __ __ 
d2sp3 Octaédrica 
Fe3+ 3d5 * [FeF6]3- 
Alto Spin 
 
           __ __ __ 
sp3d2 Octaédrica 
Fe3+ 3d5 * [Fe(CN)6]3- 
 
 
         __ __ __ __ __ 
d2sp3 Octaédrica 
Cr0 3d6( 
4s13d5) 
[Cr(CO)6] 
 
         __ __ __ __ __ 
d2sp3 Octaédrica 
• * Complexos Paramagnéticos 
• OBS: Para configuração d8 e NC = 4 Quadrada Planar – Diamagnética 
Tetraédrica – Paramagnética 
 Para configuração d6 e NC = 6 d2sp3 – Diamagnático 
 sp3d2 – Paramagnético 
 Para configuração d5 e NC = 6 d2sp3 – Baixo Spin (1 elétron desemparelhado) 
 sp3d2 – Alto Spin ( 5 elétrons desemparelhados) 
 
OBS: O número de elétrons desemparelhados somente pode ser determinado por medidas da Suscetibilidade 
Magnética. 
73 
 
 
 
Limitações da TLV: a TLV foi muito popular durante 20 anos, pois ela racionalizou as geometrias 
e propriedades magnéticas observadas nos complexos. Entretanto, não foi capaz de prevê-las nem 
de justificá-las. 
 
• Não pode explicar porque complexos de Ni(II) podem ser octaédricos, quadráticos planares 
e tetraédricos. 
• Porque alguns ligantes formam complexos mais estáveis que outros? 
• Não explica a cor e as características espectrais dos complexos. 
• Existe um problema adicional: devido à doação de elétrons dos ligantes para o átomo central, 
esse fica excessivamente negativo, o que não é normal para um metal. 
 
 
 
TEORIA DO CAMPO CRISTALINO (TCC) 
 
 Essa teoria postula que a única interação existente entre o íon central e os ligantes é de 
natureza eletrostática, onde os ligantes são considerados cargas pontuais. 
 
COMPOSTOS OCTAÉDRICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Essa interação diferenciada : 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Um íon metálico está situado na 
origem de um sistema de eixos 
cartesianos e seis ligantes 
aproximam-se segundo os 
eixos, criando um campo elétrico 
octaédrico. 
 
Haverá interação eletrostática 
entre os elétrons dos orbitais d e 
os ligantes. 
 
A interação, porém, não será 
igual para os cinco orbitais d. 
 
A interação será maior para os 
orbitais que têm seus lóbulos 
dirigidos segundo os eixos 
cartesianos (orbitais eg). 
 
 
74 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determinação da energia correspondente a 10 Dq 
 
 Vamos considerar o caso mais simples, de um complexode configuração d1: [Ti(H2O)6]+3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1kJ/mol = 83,7 cm-1 → 10 Dq = 20.300/83,7 = 243 kJ/mol 
 
Para muitos complexos de metais de transição, o valor de 10 Dq corresponde à radiação na região 
do visível, o que justifica as cores observadas para estes compostos. 
 
 A cor de uma substância iluminada por luz branca resulta da soma dos componentes de luz 
que ela não absorve: 
• Se ela absorve toda a radiação incidente ela será preta 
• Se não absorve nenhuma radiação será branca 
• Se absorver todas as cores, exceto o verde, será verde 
 
Mas devem ser consideradas as cores complementares. Uma substância também se 
apresentará como verde, se apenas a cor vermelha for absorvida. Diz-se então, que o verde e o 
vermelho são cores complementares. Uma substância que só absorve a cor verde será vermelha. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A diferença de energia entre os orbitais eg e t2g, 
qualquer que seja o seu valor em termos de kJ/mol, 
é definida como 10Dq ou 0 e denomina-se 
Desdobramento do campo cristalino. 
 
O valor numérico de 10 Dq é uma medida da força 
do campo eletrostático. Esse valor pode ser 
determinado a partir de dados espectrais e é 
característico para cada complexo. 
 
 
 
Para os complexos é necessário considerarmos 
as cores complementares, conforme apresentado 
na roda das cores. 
75 
 
 
Energia de Estabilização do Campo Cristalino- EECC 
A EECC é uma medida da energia global resultante da ocupação dos orbitais d (t2g e eg) no complexo 
de coordenação em relação à energia média de um íon livre com a mesma configuração dn. 
O cálculo da EECC para um complexo com uma configuração tx2geyg é dado por: 
EECC = [(6y) – (4x)] Dq 
Exemplos: [Ti(H2O)6]+3 , d1, configuração t12geog : EECC = [ (6 x 0) – (4x1)] Dq = - 4Dq 
 [Cu(NH3)]2+ , d9, configuração t62ge3g : EECC = [ (6 x 3) – (4x6)] Dq = - 6Dq 
Abaixo é apresentada uma tabela com as EECC para complexos octaédricos de campo fraco e forte. 
Energias de Estabilização do Campo Cristalino (EECC) para Complexos Octaédricos 
 
Campo Fraco Campo Forte 
dn 
Confi-
guração 
Elétrons 
desemparelhados 
EECC dn 
Confi-
guração 
Elétrons 
desemparelhados 
EECC 
d1 t12g 1 - 4 Dq d1 t12g 1 - 4 Dq 
d2 t22g 2 - 8 Dq d2 t22g 2 - 8 Dq 
d3 t32g 3 - 12 Dq d3 t32g 3 - 12 Dq 
d4 t32geg1 4 - 6 Dq d4 t42g 2 - 16 Dq + P 
d5 t32geg2 5 0 Dq d5 t52g 1 - 20 Dq + 2 P 
d6 t42geg2 4 - 4 Dq d6 t62g 0 - 24 Dq + 2 P 
d7 t52geg2 3 - 8 Dq d7 t62geg1 1 - 18 Dq + P 
d8 t62geg2 2 - 12 Dq d8 t62geg2 2 - 12 Dq 
d9 t62geg3 1 - 6 Dq d9 t62geg3 1 - 6 Dq 
d10 t62geg4 0 0 Dq d10 t62geg4 0 0 Dq 
 
 
 
 
 
 
 
76 
 
Fatores que influenciam o valor de 10 Dq 
 
a) Número de oxidação do metal → quanto maior o número de oxidação do íon metálico, maior 
o valor de 10 Dq. 
b) Período do metal → quanto maior o período, maior o valor de 10 Dq. 
c) Simetria do campo ligante → quanto maior o número de ligante, mais forte o campo. 
d) Natureza do ligante → ligantes diferentes desdobram o campo em extensões diferentes. 
Experimentalmente, foi possível ordenar um grande número de ligantes de acordo com os 
valores crescentes de 10 Dq. A série obtida recebeu o nome de série espectroquímica. 
 
 I-<Br-<S-2<Cl-<NO3-<F-<OH-<EtOH<Ox<H2O<EDTA<Py=NH3<en<Dipy<NO2-<PPh3<CN-<CO 
Campo Fraco Campo Forte 
 
Para complexos de um mesmo íon, os valores de 10 Dq variam de acordo com a posição do 
ligante na série espectroquímica. 
 
Configuração Íon P (kJ/mol) Ligante 10 Dq (kJ/mol) Spin 
d5 Mn+2 290 6 Cl- 90 Alto 
 6 H2O 100 Alto 
 6 CN- 360 Baixo 
d6 Fe+2 230 6 H2O 120 Alto 
 6 CN- 390 Baixo 
d6 Co+3 280 6 H2O 250 Baixo 
 3 en 280 Baixo 
 6 CN- 410 Baixo 
 
 
COMPOSTOS TETRAÉDRICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para melhor visualizar a 
coordenação tetraédrica, podemos 
imaginá-la como derivada da 
coordenação cúbica, onde apenas 4 
ligantes se aproximam do íon 
metálico segundo os vértices do 
cubo. 
 
Percebe-se que nenhum dos 
ligantes está exatamente na direção 
dos orbitais. Entretanto, eles se 
aproximam mais dos orbitais t2 do 
que os orbitais e. 
 
O diagrama de níveis de energia 
correspondente é o inverso da 
coordenação octaédrica. 
 
O desdobramento do campo 
cristalino é menor. Por isto, até hoje 
só foram encontrados complexos 
com spin alto. 
 
Metais com configuração d0, d5 (spin 
alto) e d10. 
 
 
77 
 
 
 
COMPOSTOS QUADRÁTICOS 
 
 Os complexos quadráticos, onde 4 ligantes estão arranjados ao redor do íon metálico em um 
plano, podem ser visualizados como formados pela remoção de dois ligantes ao longo do eixo z do 
complexo octaédrico. 
 O orbital dz2 é agora mais baixo em energia do que o dxy, porque os ligantes ao longo do eixo 
z foram removidos. Os complexos quadráticos são característicos de íons metálicos com 
configuração d8. São quase sempre de spin baixo e diamagnéticos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIMITAÇÕES DA TCC 
 
 A TCC é bem sucedida em explicar as formas dos complexos, de seus espectros, de suas 
propriedades magnéticas e de sua estabilidade. A desvantagem é o fato de ela ignorar as evidências 
de que interações covalentes ocorrem em muitos complexos: 
 
• Compostos com o metal no estado de oxidação zero e com ligantes não aniônicos como 
[Ni(CO)4], não apresentam nenhuma atração eletrostática entre o metal e os ligantes. 
Portanto, a ligação deve ser covalente. 
 
• A ordem dos ligantes na série espectroquímica não pode ser explicada apenas considerando-
se as forças eletrostáticas. Por exemplo: porque H2O é um ligante de campo mais forte que 
OH-? Porque CO é um ligante de campo mais forte de todos se é uma molécula neutra? 
 
 
TEORIA DO ORBITAL MOLECULAR (TOM) 
 
 A abordagem inicial da TOM para complexos octaédricos pode ser resumida nos seguintes 
passos: 
 
1º) Identificar os orbitais atômicos de valência 
2º) Combinar os orbitais atômicos de modo a obter OML e OMAL 
 
 Vamos considerar primeiro somente as ligações sigmas. 
 
 A espécie metálica participa com 9 orbitais atômicos (1 ns, 3 np e 5 (n-1)d) e cada ligante 
com um orbital atômico, totalizando 6 orbitais dos ligantes. Assim teremos 15 orbitais atômicos de 
valência. 
 
 
 
78 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS – COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
Teorias de Ligação 
 
1) Escreva as configurações eletrônicas dn para os seguintes íons: Mn3+, Co3+, Fe3+, Ni2+, Au+, Cd2+, Cr2+. 
 
2)O íon Pt4+ forma um composto de coordenação com a fórmula [PtCl4 (NH3)4]. O tratamento de um mol deste 
composto com AgNO3 dá dois mols de AgCl. Deduza a estrutura do composto e dê a carga do íon complexo. 
 
3) Determine o número de elétrons, a valência do metal e o número de coordenação para os complexos 
abaixo: 
a) [Cu(NH3)4]+ b) [NiCl4]2- c) [Co(NH3)6]3+ d) [Fe(CO)5] e) [Fe(CN)6]3- f) [Cr(CO)6] 
g) [IrCl(CO)(PPh3)2] h) [FeCl2(H2O)2(en)] i) [Ni(CO)4] j) [Cu(CN)4]3- k) [Cr(NH3)6]3+ 
 
4) Escreva os nomes corretos dos seguintes complexos: 
a) Na2[ZnCl4] b) [Ti(H2O)6]Cl3 c) trans-[PtCl2(NH3)4] d) cis-K2[Mn(CN)4(NH3)2] 
e) [RuCl(NH3)5]Br2 f) Mg[Ag(CN)2]2 g) mer-[IrCl3(PEt3)3] h) cis-Na3[Cr(CN)4Cl2] 
i) [Pt(py)4](NO3)2 j) fac[CoCl3(NH2CH3)3] k) [IrCl(CO)(PPh3)2] l) [Cr(acac)3] 
 
5) Utilizando a TLV, escreva na forma de diagramas de quadrículas, as configurações eletrônicas em torno 
do íon central nos compostos abaixo e informe a geometria do complexo: 
a) [PtCl4]2- (complexo diamagnético)b) [NiCl4]2- (complexo paramagnético) 
c) [Co(NH3)6]3+ d) [Mn(CN)6]3- e) [Mn(ox)3]4- (ox = oxalato (bidentado) – spin alto) 
 
6) O complexo [Ni(CN)4]2- é diamagnético e o complexo [NiCl4]2- é paramagnético com dois elétrons 
desemparelhados. Já o [Fe(CN)6]3- tem um elétron desemparelhado enquanto o [Fe(H2O)6]3+ têm cinco. 
a) Explique esses fatos usando a TLV. 
b) Explique esses fatos usando a TCC. 
 
7) Platina e Níquel pertencem à mesma família, no entanto o [NiCl4]2- e o [PtCl4]2- diferem na cor e 
propriedades magnéticas. Explique por que isto ocorre. 
 
8) Quais dos complexos abaixo são paramagnéticos? 
a) [Rh(NH3)6]3+ b) [Cr(CO)6] c) [Ti(H2O)6]3+ d) [Cr(NH3)6]3+ e) [Fe(H2O)6]3+ f) [Fe(CN)6]3- 
Os OM são ocupados pelos elétrons 
segundo a ordem crescente de suas 
energias, respeitando o Princípio de 
Pauling e a Regra de Hund. 
 
Os níveis de energia t2g e eg são 
correspondentes aos níveis da TCC. 
 
A diferença de energia entre t2g e eg 
foi definida na TCC como 10 Dq. 
Assim, os resultados qualitativos da 
TOM e da TCC são semelhantes e 
com explicações análogas para o 
magnetismo dos complexos e suas 
propriedades espectroscópicas. 
79 
 
9) As medidas magnéticas indicam que o [CoF6]3- tem quatro elétrons desemparelhados, enquanto que o 
[Co(NH3)6]3+ não têm. Classifique o íon fluoreto e a molécula de amônia como ligante de campo forte ou fraco. 
 
10) Dê o número de elétrons desemparelhados de cada um dos seguintes complexos: 
a) [TiF6]3- b) [FeCl6]3- c) [Fe(CN)6]3+ d) [Zn(NH3)4]2+ e) [Cu(NH3)4]2+ f) [CoF6]3- 
 
11) Por que complexos de alto spin e baixo spin não são observados em complexos octaédricos d3? 
 
12) Por que os complexos de Zn2+ são incolores? 
 
13) Por que para complexos tetraédricos existe apenas campo fraco? 
 
14) Qualifique os seguintes ligantes (campo forte ou campo fraco) de acordo com a série espectroquímica: 
NH3, F-, CO, NO3-, S2-, OH- e H2O. 
 
15) Quais os fatores que influenciam 10Dq? 
 
16) Baseado na TCC, faça um diagrama de níveis de energia de orbitais mostrando a configuração dos 
elétrons “d” para os seguintes complexos: 
 a) [Cr(H2O)6]3+ b) [Fe(H2O)6]3+ c) [Ru(NH3)6]3+ d) [Ni(dipy)3]3+ e) [Co(NH3)6]3+ f) [Fe(CN)6]3- 
 
17) Calcule a EECC para os complexos acima. 
 
18) O complexo [Fe(CN)6]4- absorve luz de comprimento de onda 305 nm. Qual o valor (em kJ/mol) do 
desdobramento do Campo ligante? 
 
19) Estime o desdobramento do campo ligante para os seguintes complexos, conhecendo o comprimento de 
onda de máxima absorção: 
a) [CoCl6]3- (máx = 740 nm) b) [Cr(NH3)6]3+ (máx = 460 nm) c) [Cr(H2O)6]3+ (máx = 575 nm) 
 
20)Utilizando o diagrama visto em aula, faça o preenchimento eletrônico dos OAs e dos OM para o íon 
[Ti(H2O)6]3+. O complexo é colorido? Qual o comportamento magnético do complexo? 
 
21) Quais os orbitais “d” são usados para formar ligações σ entre os íons metálicos octaédricos e os ligantes? 
 
22) Quais os orbitais “d” são usados para formar ligações  entre os íons metálicos octaédricos e os ligantes? 
 
23) Quais as principais diferenças entre a TLV, TCC e TOM? 
 
Isomeria 
 
1) Por que os isômeros cis e trans não são encontrados em complexos tetraédricos? 
 
2) Por que a isomeria ótica não é observada em complexos planares? 
 
3) Que característica estrutural deve possuir um complexo tetraédrico para ser quiral? 
 
4) Desenhe os isômeros geométricos de [Cr(oxo)2(H2O)2]-. 
 
5) Esboce todos os isômeros de complexos quadrados planares MA2BC e MABCD. 
 
6) Esboce todos os estereoisômeros de cada um dos seguintes complexos octaédricos: 
a) [CoCl2(NH3)4]+ b) [CoCl3(NH3)3] 
 
7) O complexo de Ni(II), [NiCl2(PPh3)2] é paramagnético. Um complexo análogo a esse só que de Pd(II) é 
diamagnético. Explique. Ache o número de isômeros que devem existir para cada um desses complexos. 
 
8) Dos dois complexos octaédricos, [Co(en)3]3+ e [Co(NH3)6]3+, o quelato é muito mais estável, apesar de que 
nos dois complexos os seis átomos de nitrogênio estão ligados ao cobalto. Explique. 
 
 
 
 
GABARITO – COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
Teorias de Ligação 
 
80 
 
1) Na formação do cátion os elétrons “s” sempre são perdidos antes dos elétrons “d”. 
Mn3+: [Ar] 3d4 Co3+: [Ar] 3d6 Fe3+: [Ar] 3d5 Ni2+: [Ar] 3d8 
Au+: [Xe] 5d10 Cd2+: [Kr] 4d10 Cr2+: [Ar] 3d4 
 
2) Se precipitam 2 mols de AgCl, significa que 2 Cl- estão na esfera externa de coordenação: [PtCl2(NH3)4]Cl2 
– Cátion Octaédrico com carga +2. 
 
3) a) E = 18 elétrons V = +1 NC = 4 
b) E = 16 elétrons V = +2 NC = 4 
c) E = 18 elétrons V = +3 NC = 6 
d) E = 18 elétrons V = 0 NC = 5 
e) E = 17 elétrons V = +3 NC = 6 
f) E = 18 elétrons V = 0 NC = 6 
g) E = 16 elétrons V = +1 NC = 4 
h) E = 18 elétrons V = +2 NC = 6 
i) E = 18 elétrons V = 0 NC = 4 
j) E = 18 elétrons V = +1 NC = 4 
k) E = 15 elétrons V = +3 NC = 6 
4) a) tetraclorozincato(II) de sódio b) cloreto de hexaaquotitânio(III) 
c) trans-tetraaminodicloroplatina(II) d) cis-diaminotetracianomanganato(II) de potássio 
e) brometo de pentaaminoclororutênio(III) f) dicianoargentato(I) de magnésio 
g) mer-triclorotris(trietilfosfino)irídio(III) h) cis-tetracianodiclorocromato(III) de sódio 
i) nitrato de teraquis(piridino)platina(II) j) fac-triclorotris(metilamino)cobalto(III) 
k) carbonilclorobis(trifenilfosfino)irídio(III) l) tris(acetilacetonato)cromato(II) de potássio 
 
5) a) hibridização dsp2 5d8 (e- do metal) 4 OA dsp2 (e- dos ligantes) 
         
b) hibridização sp3 3d8 (e- do metal) 4 OA sp3 (e- dos ligantes) 
          
c) hibridização d2sp3 3d6 (e- do metal) 6 OA d2sp3 (e- dos ligantes) 
          
d) hibridização d2sp3 3d4 (e- do metal) 6 OA d2sp3 (e- dos ligantes) 
          
e) hibridização sp3d2 3d5 (e- do metal) 6 OA sp3d2 (e- dos ligantes) 
            
 
6) a) TLV: 
[Ni(CN)4]2- - Ni2+: [Ar] 3d8 – os 8 elétrons ficam emparelhados em 4 OA 3d liberando o 5º OA 3d para participar 
da hibridização dsp2 que vai gerar 4 OA híbridos que realizarão lig. cov. coordenada com os 4 ligantes; 
complexo quadrado planar diamagnético 
[NiCl4]2- - Ni2+: [Ar] 3d8 – os 8 elétrons ocupam os 5 OA 3d (2 elétrons ficam desemparelhados) e ocorre 
hibridização sp3 que vai gerar 4 OA híbridos tetraédricos que realizarão lig. cov. coordenada com os 4 
ligantes; complexo tetraédrico paramagnético 
[Fe(CN)6]3- - Fe3+: [Ar] 3d5 – complexo baixo spin; ocorre hibridização d2sp3 e para isso é preciso liberar 2 OA 
3d – os 5 elétrons ficam em apenas 3 dos OA 3d e um deles fica desemparelhado. 
[Fe(H2O)6]3- - Fe3+: [Ar] 3d5 – complexo alto spin; ocorre hibridização sp3d2 e os 5 elétrons ficam todos 
desemparelhados nos 5 OA 3d 
b) TCC: 
[Ni(CN)4]2- - Ni2+: [Ar] 3d8 – complexo quadrado planar; geometria QP é favorecida em complexos com NC = 
4 e ligantes de campo forte como o CN- (ligante pequeno). A configuração fica: 
3dxz2 3dyz2 3dz22 3dxy2 – todos os elétrons ficam emparelhados e o complexo é diamagnético 
[NiCl4]2- - Ni2+: [Ar] 3d8 – complexo tetraédrico; NC = 4 com ligante de campo fraco e volumoso. Sua 
configuração fica: eg4 t2g4 (2 elétrons desemparelhados) – complexo paramagnético 
[Fe(CN)6]3- - Fe3+: [Ar] 3d5 – NC = 6 (complexo octaédrico) e ligante de campo forte: complexo baixo spin. 
Sua configuração fica: t2g5 (1 elétron desemparelhado) 
[Fe(H2O)6]3- - Fe3+: [Ar] 3d5 – NC = 6 (complexo octaédrico) e ligante de campo fraco: complexo alto spin. Sua 
configuração fica: t2g3 eg2 (5 elétrons desemparelhados) 
7) [NiCl4]2- Ni2+: [Ar] 3d8 1º período de transição 
 [PtCl4]2- Pt2+:[Ar] 5d8 3º período de transição 
Ni e Pt são da mesma família, mas o complexo [NiCl4]2- é tetraédrico e apresenta paramagnetismo devido a 
2 elétrons desemparelhados nos 5 OA 3d (exercício 6) enquanto o complexo [PtCl4]2- é quadrado planar e é 
81 
 
diamagnético porque tem todos os elétrons emparelhados nos 4 OA 5d que não participam da hibridização 
dsp2. À medida que aumenta o período de transição do metal, aumenta a tendência de serem formados 
complexos quadrados planares para NC = 4. 
 
8) a) átomo central: Rh3+ [Ar] 4d6 – carga +3, 2º período de transição, ligante de campo forte: complexo baixo 
spin – configuração t2g6 (nenhum e- desemparelhado; diamagnético) 
b) átomo central: Cr0 [Ar] 4d6 – ligante de campo muito forte (CO): complexo baixo spin – configuração t2g6 
(nenhum e- desemparelhado; diamagnético) 
c) átomo central: Ti3+ [Ar] 4d1 – não importa qual seja o ligante, sempre haverá 1 e- desemparelhado; 
paramagnético 
d) átomo central: Cr3+ [Ar] 4d3 – não importa qual seja o ligante, sempre haverá 3 e- desemparelhados; 
paramagnético 
e) átomo central: Fe3+ [Ar] 4d5 – carga +3, 1º período de transição, ligante de campo fraco: complexo alto spin 
– configuração t2g3 eg2 (5 e- desemparelhados; paramagnético) 
f) átomo central: Fe3+ [Ar] 4d5 – carga +3, 1º período de transição, ligante de campo muito forte: complexo 
baixo spin – configuração t2g5 (1 e- desemparelhado; paramagnético) 
 
9) Co3+: [Ar] 3d6 
F-: ligante de campo fraco; configuração t2g4 eg2 (4 elétrons desemparelhados) 
NH3: ligante de campo forte; configuração t2g6 (nenhum elétron desemparelhado) 
 
10) a) Ti3+: [Ar] 3d1 1 elétron desemparelhado 
b) Fe3+: [Ar] 3d5 ligante de campo fraco; alto spin - 5 elétrons desemparelhados 
c) Fe3+: [Ar] 3d5 ligante de campo forte; baixo spin - 1 elétron desemparelhado 
d) Zn2+: [Ar] 3d10 nenhum elétron desemparelhado 
e) Cu2+: [Ar] 3d9 1 elétron desemparelhado 
f) Co3+: [Ar] 3d6 ligante de campo fraco; alto spin - 4 elétrons desemparelhados 
 
11) Seja o ligante de campo forte ou de campo fraco, os complexos octaédricos d3 terão sempre a 
configuração eletrônica t2g3, com 3 elétrons desemparelhados. 
 
12) Zn2+: [Ar] 3d10 – os OA 3d estão completamente preenchidos e, portanto, não ocorre transição eletrônica 
envolvendo 10Dq com absorção de luz na faixa do visível. 
 
13) 10Dq em complexos tetraédricos é sempre menor do que 10Dq em complexos octaédricos, e os 
complexos tetraédricos serão sempre alto spin devido ao campo fraco. Isto ocorre não só porque são apenas 
4 ligantes, ao invés dos 6 ligantes dos complexos octaédricos, mas também pelo fato destes 4 ligantes não 
estarem apontando diretamente na direção dos orbitais “d”. Com isto, o desdobramento dos orbitais será 
menor. 
 
14) Campo Forte: NH3 e CO Campo Fraco: F-, NO3-, S2-, OH- e H2O 
 
15) a) Simetria do Campo Ligante: Quanto maior o nº de ligantes, mais forte o campo. Quando os ligantes 
apontarem diretamente na direção dos OA “d”, também o campo será mais forte e 10Dq maior. 
b) Nº de Oxidação do Metal: Quanto maior o NOX do metal,maior a atração pelos ligantes e maior o 
desdobramento dos OA “d” e maior 10Dq. 
c) Período do Metal na Classificação Periódica: Quanto maior o período do metal na classificação periódica, 
maior 10Dq. 
d) Natureza do Ligante: depende da posição do ligante na série espectroquímica. 
 
16) a) Cr3+: [Ar] 3d3 → t2g3 
b) Fe3+: [Ar] 3d5 (lig. campo fraco e met. 1º período de transição) → t2g3 eg2 
c) Ru3+: [Ar] 4d5 (lig. campo forte e met. 2º período de transição ) → t2g5 
d) Ni3+: [Ar] 3d7 (lig. campo forte) → t2g6 eg1 
e) Co3+: [Ar] 3d6 (lig. campo forte) → t2g6 
f) Fe3+: [Ar] 3d5 (lig. campo forte) → t2g5 
17) a) – 12 Dq b) 0 Dq c) – 20 Dq + 2P 
d) –18 Dq + 3P e) – 24 Dq + 3P f) – 20 Dq + 2P 
18) 10 Dq = 391,72 kJ/mol 
19) a) 10 Dq = 161,45 kJ/mol b) 10 Dq = 259,73 kJ/mol c) 10 Dq = 207,78 kJ/mol 
82 
 
20) Ti3+: [Ar] 3d1 → Nº de elétrons: 1 elétron do Ti3+ e 12 elétrons (6x2) da H2O) = 13 elétrons 
- O complexo é colorido pois existe possibilidade de transição eletrônica envolvendo 10 Dq por absorção de 
luz na faixa do visível. 
- O complexo é paramagnético pois tem 1 elétron desemparelhado 
 
21) Os OA “d” usados para formar ligações σ entre os íons metálicos e os ligante, são os OA dz2 e dx2-y2 (OA 
eg). 
 
22) Os OA “d” usados para formar ligações  entre os íons metálicos e os ligante, são os OA dxy, dxz e dyz 
(OA t2g). 
 
23) TLV: Segundo a TLV a formação de um complexo pode ser vista com uma reação entre um ácido de 
Lewis (espécie central) e uma base de Lewis (ligante), formando-se uma ligação covalente coordenada entre 
essas espécies. Portanto os ligantes são doadores de elétrons e a espécie central, um receptor de pares de 
elétrons. A geometria dos compostos de coordenação é explicada supondo que os OA da espécie central 
sofram hibridização de tal forma que os novos OA híbridos tenham a simetria do complexo. 
TCC: A TCC considera a espécie central como um íon positivo e os ligantes como cargas negativas pontuais. 
Esses ligantes são ânions ou moléculas polares que apontam o seu pólo negativo para o cátion metálico. O 
cátion acomoda ao seu redor o maior número possível de ligantes e as espécies estão unidas por atração 
eletrostática como na ligação iônica. A diferença é que nos compostos iônicos esta força é e longo alcance 
formando retículos e nos complexos esta força é de curto alcance formando unidades. A TCC prevê uma 
estabilização adicional do sistema devido a EECC, devido ao desdobramento dos OA “d” do átomo central 
por efeito dos ligantes. 
TOM: A TOM considera que as ligações nos complexos é covalente com formação de OM entre os OA de 
valência do átomo central e os OA das espécies ligantes. Existe a formação de OMNL envolvendo os OA da 
espécie central que não tem simetria adequada para sobrepor com os OA dos ligantes. Os demais OA da 
espécie central são combinados com os OA dos ligantes de modo a obter um número máximo de OML e os 
correspondentes OMAL. A restrição é: Nº de OA = Nº de OM e o Nº de OML = Nº OMAL. 
 
Isomeria 
 
1) Porque em complexos tetraédricos todas as posições são posições adjacentes. 
2) Porque sempre será possível sobrepor um complexo quadrado planar com a sua imagem especular. 
3) Um complexo tetraédrico, para ser quiral, deve ter os 4 ligantes diferentes. 
4) Oxo: ligante bidentado, então este complexo é octaédrico. 
 
83 
 
5) MA2BC 
 
 MABCD 
 
6) a) 
 
b) 
 
7) [NiCl2(PPh3)2] – Ni2+:[Ar] 3d8 – Complexo paramagnético: Para este complexo ser paramagnético, é preciso 
que sua geometria seja tetraédrica (hibridização sp3 – TLV) para que resultem elétrons desemparelhados 
nos OA “d”. Neste complexo todas as posições são equivalentes e os complexos não apresentam isômeros. 
[PdCl2(PPh3)2] – Pd2+:[Ar] 3d8 – Complexo diamagnético: Para este complexo ser diamagnético, é preciso 
que sua geometria seja quadrada planar (hibridização dsp2 – TLV) para que resultem os 8 elétrons 
emparelhados nos OA “d” que não participam da hibridização. 
 
8) Efeito Quelato: o agente quelante compete pelo íon metálico de modo mais eficiente do que o ligante 
monodentado. Este efeito é resultado de 2 contribuições: Entalpica e Entrópica. 
Efeito Entálpico: a repulsão eletrostática devido à colocação de 2 ligantes carregados negativamente em 
proximidade já não existe, uma vez que os átomos ligantes já estão próximos na mesma molécula. 
Efeito Entrópico: quando uma extremidade do ligante se liga ao metal, não existe nenhum sacrifício adicional 
da entropia translacional que acompanhe a ligação da outra extremidade, pois o número de partículas no 
sistema não muda. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
M
A B
CA
M
A B
AC
Cl
Co
Cl
H3N NH3
NH3H3N
+
Cl
Co
NH3
Cl NH3
NH3H3N
+
Cis TransNH3
Co
Cl
Cl NH3
NH3Cl
NH3
Co
NH3
Cl NH3
ClCl
M
A B
CD
M
A B
DC
M
A C
BD
84 
 
10) TÓPICOS DE BIOINORGÂNICA 
 
Elementos Essenciais 
 
 
Bloco s: H 
 Na Mg 
 K Ca 
• Os íons metálicos mais abundantes em biologia, ocorrendo na maioria das células em 
concentrações relativamente altas (~mM) 
• K: crucial para o crescimento de plantas 
• Dificuldade de monitorar 
• Ca: importante papel na formação do esqueleto 
• Ca e Mg: são iniciadores de um grande número de processos bioquímicos; também 
estabilizadores de estruturas biomoleculares 
• K e Mg: ativadores de ação enzimática 
 
Bloco d: V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 
 Mo 
 W 
• Elementos traços: Fe, Cu, Zn – encontrados no homem em quantidades da ordem de gramas 
• Elementos ultra-traços – os demais 
• Geralmente são fáceis de monitorar 
• Zn: importante nas metaloproteínas; papel regulador, catalítico e estrutural; é encontrado no 
núcleo e apresenta papel no controle da atividade genética 
• Fe, Mn, Zn: presente em todas as seis classes de enzimas; importante na ativação do H2, O2, 
N2, CO2 
• Fe, Cu: participante nas reações de transferência de elétron e cadeia respiratória 
• Mn, Fe, Cu: participam na fotossíntese 
• Fe, Cu: participam no transporte e estocagem de O2 
 
Bloco p: C N O F 
 Si P S Cl 
 As Se Br 
 Sn I 
 
• Constituintes da matéria viva (H2O e compostos orgânicos, carboidratos, ácidos nucléicos e 
proteínas) 
• C, H, N, O: compõe 99% do corpo humano 
• Como ânion ajuda na estruturação do material do esqueleto 
 
 
 
 
85 
 
Importância das espécies inorgânicas no corpo humano 
Componente do corpo ou função Elemento ou Composto 
• Dentes e constituição de ossos Ca, F, P 
• Função urinária e renal Ca 
• Transporte e armazenamento de O2 Fe 
• Pressão arterial e controle da coagulação Na, Cl, NO, Ca 
• Contração muscular Ca, Mg 
• Respiração Fe, Cu 
• Divisão celular Ca, Fe, Co 
• Contração intestinal, movimento sanguíneo No, Ca 
• Controle do pH do sangue CO2, Zn 
• Função na tireóide I . 
 
Doenças provocadas pelo balanço incorreto de elementos (d: deficiência, e: excesso) 
 
Incômodo ou Doença Elemento 
• Anemia Fe(d), Co(d), Cu(d), Mo(e) 
• Doenças pulmonares Si(e), Ni(e), Cr(e) 
• Desordens psíquicas Mn(e) 
• Papo I(d,e) 
• Falha cardíaca Co(e) 
• Convulsões Mg(d) 
• Doença de Wilson e Síndrome de Menke Cu(d,e) 
• Inibição do crescimento Si, V, Zn, As, Mo, Mn (todos “d” ) 
 
Metais tóxicos 
 
 Metal Efeito . 
• Alumínio Al3+ altamente tóxico; causa anemia, substitui Fe3+, demência e morte 
• Arsênio veneno poderoso, As(V) simula P(V); As(III) reage com tiois e afeta enzimas 
• Berílio muito tóxico, Be2+ pode interferir em muitas funções do Mg2+ 
• Cádmio muito tóxico, provoca disfunções renais, 
Cd2+ pode substituir Zn2+ em enzimas contendo S e substituir Ca2+ nos ossos 
• Chumbo atravessa barreira cerebral e ataca o sistema nervoso central, causa anemia, 
 inibe a heme sintetase que catalisa a incorporação do ferro na porfirina 
• Tálio neurotóxico; Tl+ tem raio ~ K+ e pode substituí-lo em muitas de suas funções 
 
Cadeias laterais de aminoácidos das proteínas 
 
 Radical (R) Ocorrência . 
• CH2 – imidazol (His) usualmente coordena através do N do anel imidazol 
• CH2CO2- (Asp) grupos ligantes que formam pontes através do ânion carboxilato, 
• (CH2)2CO2- (Glu) também ligantes uni ou bidentados para um metal sozinho 
• CH2S- (Cys) ligação M—S; freqüentemente M = Fe3+, Cu2+, Zn2+ 
• (CH2)2S(CH3) (Met) 
• CH2C6H4O- (Tyr) ligação M—O; freqüentemente M= Mn2+, Fe3+, Cu2+ .