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 elevado