Guia Estudo Química Orgânica Unid1

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GUIA DE ESTUDO
UNIDADE I
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UNIDADE 1
INTRODUÇÃO À ENGENHARIA
APRESENTAÇÃO
Caro(a) aluno(a), seja muito bem-vindo(a) à disciplina de Química Orgânica, disciplina 
que faz parte do curso EAD da UNINASSAU. Essa disciplina é de fundamental impor-
tância na sua formação, considerando que a mesma trata do estudo dos compostos 
orgânicos. Nas 4 unidades, veremos os aspectos gerais da Química incluindo algu-
mas definições importantes, teoria atômica, ligações químicas, formação das ligações 
químicas, hibridização do carbono, representação de estruturas orgânicas e hibridiza-
ção. Nosso ponto de partida se dará da aplicação de compostos orgânicos, seguido 
das características das ligações covalentes que são fundamentais para aprendizagem 
do conteúdo. No decorrer da disciplina perceberemos que todo o conteúdo mantém 
uma relação de dependência, e devemos obedecer a uma sequência lógica para al-
cançarmos nosso objetivo final. Por fim estudaremos reações orgânicas, esse conte-
údo requer o máximo de aproveitamento dos anteriores. Não esqueça: é fundamental 
a leitura do livro texto.
Pense um pouco e responda: qual a importância da química orgânica na vida cotidia-
na das pessoas? Por que ela é tão importante na formação do engenheiro?
Essas são perguntas que aparentemente têm respostas óbvias, mas, na realidade, 
podem ser tão complexas quanto mais nos aprofundarmos no contexto onde a quími-
ca orgânica está presente.
O mundo moderno tem influências diretas da química orgânica como, por exemplo, a 
geopolítica mundial. Algumas nações foram criadas durante o século XX, mais preci-
samente pós-segunda guerra mundial, para atender interesses econômicos dos blo-
cos ocidentais e orientais capitaneados por Estados Unidos e União das Repúblicas 
Socialistas Soviéticas. Exemplos de países criados neste período são Omã (1971), 
Emirados Árabes Unidos (1971), Tchecoslováquia (junção das atuais Republica Tche-
ca e Eslováquia), Kuwait (1961), a extinta Iugoslávia (1945), etc. Em comum, esses 
países, ainda hoje, são grandes produtores de petróleo (uma mistura essencialmente 
composta por substâncias orgânicas).
A indústria petrolífera é a atividade econômica mais importante no mundo globalizado. 
Movimenta anualmente montantes superiores a 1,5 trilhões de dólares. Dados recen-
tes denotam que, dentre as dez maiores indústrias do mundo, seis são petrolíferas.
Ainda hoje, o que move o mundo moderno são os combustíveis fósseis (derivados de 
petróleo).
O segundo maior seguimento atual da economia mundial é a indústria de fármacos 
que, não por acaso, é um seguimento da química orgânica. Movimenta montantes em 
torno de 500 bilhões de dólares anuais.
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A importância dos medicamentos (praticamente 100% formados por compostos orgâ-
nicos) é tão grande que é difícil mensurar o quanto. Para se ter ideia, pense um pouco 
mais, novamente, e tente responder para você mesmo: qual a maior descoberta ou 
invenção do homem? Aquela descoberta ou invenção que causou o maior impacto na 
história da humanidade? Pensou? Se você respondeu qualquer outra coisa que não a 
descoberta da penicilina (um composto totalmente orgânico) errou terrivelmente. 
A penicilina é medicamento da classe dos antibióticos, e os antibióticos, hoje, são tão 
importantes em nossas vidas que mudaram completamente nossa história, nossa ex-
pectativa de vida. Para ter clareza sobre esta importância, imagine uma simples dor 
de dente. Incomoda não é mesmo? Em geral, uma dor de dente pode ser causada 
por uma inflamação ou infecção bacteriológica. Ao irmos ao nosso cirurgião dentista 
ele receitará um anti-inflamatório (composto orgânico) ou um antibiótico (composto 
orgânico, que chato!) dependendo do caso. Em alguns dias estamos novos em folha 
e felizes da vida por não sentirmos mais nenhuma dor.
Porém, antes do advento dos anti-inflamatórios e antibióticos, essas infecções e in-
flamações tomavam proporções gigantescas levando o paciente até ao óbito! Um 
verdadeiro absurdo, mas verdade!
Qualquer dia desses, durante sua navegação na internet, procure por ilustrações mé-
dicas do início do século XX sobre infecções dentárias. Prepare-se, são imagens for-
tes.
Antes dos antibióticos, a expectativa de vida dos brasileiros, por exemplo, no ano de 
1.900 era de 33 anos! Assustador. Mas felizmente, com o avanço da medicina, da in-
dústria alimentícia (tem muita química orgânica) e principalmente dos medicamentos, 
a expectativa de vida do brasileiro hoje é 74 anos. Um grande avanço.
Poderíamos, aqui, descrever inúmeros outros exemplos da importância da química 
orgânica em nosso cotidiano de simples mortais ou do contexto mundial. É um tema 
muito rico e complexo.
Abaixo alguns links interessantes sobre o tema da importância do petróleo, da indús-
tria farmacêutica e da química orgânica como um todo:
1. http://sereduc.com/69XC02 (A história do petróleo – Parte I);
2. http://sereduc.com/yrU7qc (A história do petróleo – Parte II);
3. http://sereduc.com/JTKDA3 (A história do petróleo – Parte III);
4. http://sereduc.com/li5dRS (A história do petróleo – Parte IV);
5. http://sereduc.com/3JDnSX (A origem da indústria farmacêutica moderna);
6. http://sereduc.com/aFw61r (As cem maiores descobertas da química).
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1. Introdução à Química Orgânica
A origem do nome da química orgânica é amplamente explorada em livros didáticos e 
em nosso acervo virtual. Esta origem fundamentalmente é de cunho histórico e há de 
se ter cuidado para não confundir a química orgânica com as demais áreas de estudo 
da química. Um estudante um pouco menos atento pode confundir, por exemplo, quí-
mica orgânica com bioquímica. São áreas bem distintas da química.
A bioquímica é área da química e biologia que estuda compostos essenciais dos seres 
vivos e, neste contexto, existem moléculas bio-orgânicas e bioinorgânicas, ou seja, 
existem tanto compostos químicos orgânicos e quanto inorgânicos nos processos bio-
lógicos.
Você sabia que o soluço provém de uma descompensação salina (compostos inorgâ-
nicos) dentro das células? Pois é, se houver um desequilíbrio entre o cloreto de sódio 
e cloreto de potássio no interior das células gera todo um desequilíbrio químico em 
nós que resulta no soluço! Não à toa nossos avós recomendam bebermos bastante 
água para que o soluço desapareça. Como a água potável é o nosso principal veícu-
lo de condução de sais minerais para as células, a tendência de fato é o que soluço 
suma. Como são sábios os nossos avós!
Não obstante, a química orgânica surgiu, a princípio, como a química dos compos-
tos da vida, porém, quando um químico de nome complicado (Frederich Wöhler) em 
1828 sintetizou em laboratório a molécula de ureia a partir de um composto inorgâni-
co chamado cianeto de amônio, esse conceito de química da vida caiu por terra. Os 
cientistas da época acreditavam que era impossível ser sintetizado qualquer tipo de 
composto produzido por seres vivos em laboratório, daí a origem do nome.
O nosso amigo de nome complicado forçou então uma nova denominação para a 
química orgânica. Essa nova denominação fundamentou-se no átomo que estava pre-
sente na espinha dorsal de quase todas as moléculas orgânicas: a química do carbo-
no. A partir de então, quando as moléculas são formadas essencialmente de carbono, 
hidrogênio, oxigênio, nitrogênio, enxofre e alguns outros poucos átomos, denomina-
mos de compostos orgânicos – lembrando que, em praticamente todos eles, o átomo 
de carbono está presente.
Um composto orgânico, nos dias de hoje, necessariamente não é bioquímico, muito 
pelo contrário, a imensa maioria dos compostos orgânicos é venenosa para os seres 
vivos e, obviamente, não são produzidos por organismos vivos.
Segundo a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC – International 
Union of Pure Applied Chemistry), órgão mundial responsável pela padronização e 
regulamentação da química, existemhoje, aproximadamente, alguns milhões de mo-
léculas orgânicas catalogadas contra alguns poucos milhares de compostos químicos 
inorgânicos. Essa diferença de quantitativos reflete a importância e versatilidade da 
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química orgânica frente à química inorgânica. Dentre os muitos químicos estudiosos 
no mundo, há uma estimativa de que pelo menos 90% destes químicos são especia-
listas em química orgânica.
Os compostos orgânicos, em geral, são classificados em dois tipos: os naturais, e os 
artificiais. É comum denominarmos os naturais como sendo biomoléculas, já que são 
produzidos também pelos organismos vivos. São eles: proteínas, lipídios e açucares 
ou a combinação entre eles, lipoproteínas, lipoaçucares e proteaçucares.
Cuidado, há compostos naturais que não são biomoléculas, tais como os derivados de 
petróleo que são naturais, mas não são produzidos por organismos vivos.
Os artificiais, obviamente, são obtidos por intervenção e manipulação humana (quí-
micos).
Mas, caro(a) estudante, como se diz popularmente, nem tudo são flores. Os cientistas 
são muito meticulosos e muito cuidadosos no processo de denominação e classifica-
ção em seus estudos. Há uma nova tendência de classificação sobre o que é química 
orgânica e química inorgânica, não mais fundamentada em ter ou não carbono, mas 
sim em função da configuração eletrônica dos átomos envolvidos em ligações quími-
cas nas moléculas. Para não fundir sua cabeça com um monte de conceitos compli-
cados e sem muito sentido, deixaremos esse tópico para mais adiante. Retornaremos 
em breve a essa nova tendência classificatória sobre química orgânica.
Caso você se depare com outra classificação diferente, não se assuste, a ciência é 
muito dinâmica, sempre está em constantes mudanças, obviamente para melhor.
Por enquanto, tenha com você que a química orgânica é a química do carbono. Vere-
mos, mais adiante, que apesar da mudança de conceito, ainda caberá ao carbono o 
status de popstar da química orgânica.
2. Teoria Atômica.
Como diria um antigo professor de química, bastante conhecido, até o reino mineral 
sabe que os átomos são formados por núcleos e elétrons orbitando estes núcleos. Por 
sua vez, os núcleos são formados por partículas igualmente fundamentais: os prótons 
e os nêutrons. Brincadeiras à parte, a natureza física das partículas que compõem a 
matéria obedecem a certas simetrias. Você, sendo um(a) aluno(a) perspicaz, pergun-
taria a si mesmo(a), o que “danado” é simetria? Grosseiramente podemos generalizar 
que simetria é o equilíbrio que mantém as coisas em ordem. O que seria do claro se 
não fosse a escuridão? Para o escuro existir, é necessário que haja a claridade. Para 
existir o bem, é necessário que exista o mal. Para existir o feio, é necessário que exis-
ta o belo, pois, como comparar se algo é feio ou belo se não existisse o outro? Isso, 
digamos, é uma espécie tosca de simetria.
Em matemática básica, o simétrico de um numeral a é o numeral –a, ou seja, o simé-
trico de um número qualquer é o próprio número com sinal trocado: se um número for 
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positivo o seu simétrico é ele mesmo, porém negativo.
Experiências laboratoriais no início do século XX demonstraram que, apesar dos ta-
manhos diferentes entre núcleos e elétrons, havia uma simetria entre eles. E é essa 
simetria que faz com que os elétrons girem em torno dos núcleos, caso contrário não 
haveria motivos para os elétrons ficarem girando em torno dos núcleos atômicos. 
Para este tipo de simetria do mundo atômico, os cientistas denominaram de cargas. 
Convencionaram que as cargas dos elétrons eram negativas e as dos núcleos eram 
positivas. Preste bem atenção, isso foi admitido como sendo cargas negativas para 
elétrons e cargas positivas para os núcleos quando, na verdade, poderia ter sido ao 
contrário, pois se trata de observações de comportamento de simetria!
Em tudo que há equilíbrio na natureza a simetria total é nula. Ou seja, para termos 
equilíbrio entre feios e belos, é necessário que haja a mesma quantidade de feios e 
belos, caso a quantidade de algum deles seja maior que o outro haverá desequilíbrio.
Na natureza há uma tendência de busca do equilíbrio, e isso não é diferente no mundo 
atômico, estudante!
Todos os átomos da tabela periódica são equilibrados, ou seja, a soma das cargas 
presentes neles é zero, ou seja, equilibrado. Observando mais atentamente, os cien-
tistas constataram que os núcleos contêm partículas positivas e nulas (sem carga). 
As partículas positivas são exatamente os prótons e os sem carga são os nêutrons. 
Então, o responsável pela simetria do núcleo com os elétrons negativos são os pró-
tons positivos. Daí, para que haja equilíbrio no átomo, é necessário que a quantidade 
de elétrons orbitando os núcleos seja igual à quantidade de prótons presentes neste 
núcleo, caso contrário não há equilíbrio. Já a quantidade de nêutrons não interfere 
nesta simetria. A função deles é outra.
Portanto, se alguém, algum dia, lhe perguntar quantos elétrons deverá ter um átomo 
com 10 prótons, qual será a sua resposta?
Resposta de estudante inteligente como você: 
 - Para que haja equilíbrio no átomo, é necessário que haja também dez elétrons.
Resposta de outro aluno igualmente inteligente como você, mas metido à besta:
 - Para que haja simetria no átomo, é necessário que haja também dez elétrons.
Note que o aluno metido à besta só trocou a palavra equilíbrio por simetria e ambas 
as respostas estão corretas.
Voltando ao núcleo atômico, ele essencialmente é um conglomerado (junção, uma 
sopa) de núcleons denominados prótons (positivos) e nêutrons (sem carga). Em al-
gum lugar do passado você ouviu falar ou estudou que cargas iguais se repelem e 
cargas contrárias se atraem, não é mesmo? É verdade.
Pense de novo, mais uma vez, e outra vez e responda: se os núcleos são formados 
por partículas com cargas apenas positivas ou sem carga, como o núcleo se mantém 
unido, pois os prótons deveriam se repelir? A resposta é simples: quem mantém o 
núcleo unido, mesmo com tanta carga positiva junta, é o nêutron. A sua função dentro 
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do núcleo é evitar ou diminuir a repulsão entre os prótons dentro do núcleo.
Para conferir que, de fato, a existência do nêutron é essa, basta olharmos para alguns 
átomos:
O átomo de hélio tem 2 prótons e 2 nêutrons;
O átomo de ferro tem 26 prótons e 30 nêutrons;
O átomo de európio tem 63 prótons e 89 nêutrons;
O átomo de plutônio tem 94 prótons e 150 nêutrons.
Notou algo interessante? Se não notou, preste atenção: à medida que o número de 
prótons aumenta no núcleo dos átomos, existem cada vez mais nêutrons numa quan-
tidade bem superior ao de prótons. Por que disso? Porque quanto mais prótons no 
interior do núcleo, maior a repulsão e, para compensar este aumento de repulsão, se 
faz necessário termos mais e mais nêutrons, caso contrário o núcleo não existiria.
Para fecharmos o tema nuclear, saiba que o tamanho dos prótons e dos nêutrons é 
bem superior ao do tamanho do elétron e que, por isso, a massa final do átomo tem 
contribuições maiores dos prótons e nêutrons, pois a massa dos elétrons é, conse-
quentemente, bem ínfima comparada às massas dos prótons e nêutrons, contribuindo 
muito pouco na massa final do átomo. Portanto, para termo ideia de quanto pesa um 
átomo, basta sabermos a quantidade de prótons e nêutrons que possui um átomo. A 
soma da quantidade de prótons e nêutrons dentro de um núcleo é denominada de nú-
mero de massa, praticamente correspondente à massa do átomo. Em geral, o número 
de massa é bem próximo do valor real da massa atômica (obtida experimentalmente) 
do átomo.
Número de massa = A
Número de prótons = Número Atômico = z
Número de nêutrons = n
Equação do número de massa:
A=z+n
Mas o que caracteriza um átomo? Bem, não é a sua massa atômica. Podemos ter 
vários átomos distintos com massas atômicas muito próximas, praticamente idênticas.O que de fato diferencia um átomo do outro é seu o número atômico (z) ou número 
de prótons residentes em seus núcleos. Por exemplo, todo átomo de carbono tem 
sempre seis prótons em seus núcleos, porém, podemos ter átomos de carbono com 
número de nêutrons variando entre cinco e oito unidades implicando em massas atô-
micas diferentes, mas todos são átomos de carbono, pois todos os carbonos possuem 
sempre a mesma quantidade de prótons independente da quantidade de nêutrons ser 
diferente.
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Em suma, todo átomo de hidrogênio tem sempre um próton em seu núcleo, todo áto-
mo de nitrogênio tem sempre sete prótons em seu núcleo, todo átomo de európio tem 
sempre 63 prótons em seu núcleo, etc.
Representação isotópica dos átomos:
Onde: B = símbolo do átomo;
A = massa atômica do átomo B;
Z = número atômico ou número de prótons do átomo B.
Exemplos:
Isótopos mais comuns de carbono: 
Isótopos mais comuns de nitrogênio: 
Isótopos mais comuns de oxigênio: 
Dentre os exemplos isotópicos citados anteriormente, devemos observar que isótopo 
 tem o mesmo de número de massa (A) do isótopo , mas, no entanto. são 
átomos diferentes, pois ambos possuem número de prótons diferentes. Também é 
possível notar que o isótopo tem o mesmo número de massa do isótopo , 
mas, novamente, têm número de prótons diferentes. Nestes dois casos onde há dois 
isótopos de átomos diferentes com o mesmo número de massa (A) denominam-se 
esses elementos de isóbaros.
Há casos onde isótopos diferentes possuem o mesmo número de nêutrons em seus 
núcleos. Nessa situação esses elementos são denominados de isótonos.
Para não tropeçarmos neste linguajar novo e aparentemente complexo, não se deixe 
abalar tão facilmente, pois há um conjunto de regrinhas bem simples para entender-
mos essa questão de isótopos, isóbaros e isótonos.
A primeira regra é basicamente linguística. O prefixo “iso” é derivado da palavra grega 
“isos” e que significa igual. A segunda regra diz respeito à identificação da partícula 
nuclear mensurada, ou seja, identificação pela letra inicial do tipo de partícula, p para 
número de próton, a para número de massa e n para número de nêutrons. Portanto, a 
palavra isótopo refere-se a átomos com mesmo número de prótons em seus núcleos, 
isótono refere-se a átomos com mesmo número de nêutrons nos núcleos e isóbaro re-
fere-se a átomos que possuem o mesmo número de massa. Observe a tabela abaixo:
Tabela 1: Identificação de semelhança entre átomos
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As letras em destaque na tabela acima, servem para identificar o tipo de partícula 
onde há igualdade numérica entre átomos diferentes.
Bem, a física e a química de partículas é bastante interessante e muito ampla. Caso 
sinta necessidade ou apenas curiosidade de saber mais sobre partículas que com-
põem a matéria seguem abaixo alguns links interessantes com vídeos sobre o assun-
to:
1. O discreto charme das partículas elementares (Partes de 1 a 5)
http://www.youtube.com/watch?v=FAISMNkR_WM
http://www.youtube.com/watch?v=f4aOj2VURG4
http://www.youtube.com/watch?v=XN-eoR-8Cgg
http://www.youtube.com/watch?v=oSfuSOP8ePI
http://www.youtube.com/watch?v=dnRU2qOsjtA
2. Modelo Padrão da física de partículas.
http://www.youtube.com/watch?v=Nqi-bM90vfg
3. Física Nuclear – Conceitos Básicos
http://www.youtube.com/watch?v=Eb5Atol3H4Q
Saindo do Núcleo (Eletrosfera)
Continuando com a teoria atômica, sairemos do núcleo e vamos aonde a química 
orgânica de fato acontece, ou seja, vamos para eletrosfera do átomo. Segundo os 
experimentos de Rutherford, realizados no início do século XX, o núcleo do átomo é 
aproximadamente 1800 vezes menor que o átomo. Trocando em miúdos, essencial-
mente o átomo possui uma eletrosfera muito maior que seu núcleo: o equivalente, por 
exemplo, em escala do mundo visível, se compararmos o átomo com o estádio de 
futebol semelhante ao Maracanã. Imagine que o núcleo seja a bola de futebol centra-
lizada exatamente ao centro do campo. A eletrosfera, neste caso, corresponde nesta 
nova escala ao estádio de futebol inteiro, incluindo as arquibancadas e a cobertura 
das arquibancadas!
Mas o que encontramos nesta eletrosfera? Apenas os elétrons! Os prótons e nêutrons 
ficam confinados apenas no núcleo atômico.
No entanto, apesar da eletrosfera ser bastante ampla na escala atômica, nem todos 
os espaços que há nesta eletrosfera são ocupados, pois, no mundo das partículas 
subatômicas, as coisas funcionam bem estranhas e bem diferentes do mundo que 
conseguimos enxergar.
No mundo pelo qual os nossos olhos conseguem detectar coisas aproximadamen-
te até tamanho de um pequeno grão de sal refinado, todos os espaços podem ser 
ocupados; mas no mundo das coisas infinitamente pequenas, tais como elétrons e o 
núcleo atômico, nem todos os espaços podem ser preenchidos na eletrosfera. 
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Para que tenhamos uma pequena ideia de quão pequeno é um átomo, imagine um 
minúsculo grão de sal refinado que para enxergarmos precisamos focar bastante. 
Imaginou? Pois bem, há, em média, mais de um trilhão de átomos neste ínfimo grão 
de sal. Por que disso? Sinceramente, não sabemos. E duvide de qualquer pessoa que 
diga que sabe, pois há motivos de sobra para que a esta pessoa não saiba nem do 
que está falando.
Há inúmeros casos em ciência em que os cientistas não conseguem explicar o porquê 
das coisas, mas, em geral, cabe ao cientista descrever como esses fenômenos se 
comportam mesmo sem termos a compreensão da causa, ou seja, no mundo suba-
tômico, por exemplo, não sabemos descrever as causas, mas sabemos ou tentamos 
descrever as consequências destas causas. 
Apesar de muita tecnologia ao alcance de nossas mãos, ainda não somos hábeis 
em explicar a razão de muitas coisas, mas sabemos descrever as consequências ou 
comportamento destas coisas.
Deixemos a filosofia existencial de lado e voltemos ao que interessa. Como explicar o 
comportamento das partículas eletrônicas da eletrosfera atômica? No início do século 
XX foi proposta uma solução bastante elegante e complexa para este problema. O 
cientista mais famoso do século XX, Albert Einstein, denominou este modelo de me-
cânica quântica. Inclusive, em consequência deste novo modelo que explicaria o com-
portamento das partículas da eletrosfera e parte do núcleo atômico, o Albert Einstein 
ganhou o prêmio Nobel de física no ano de 1921 pelos trabalhos em efeito fotoelétrico 
(fenômeno puramente quântico).
Apesar de propor o modelo inicial da mecânica quântica, não foi o Einstein quem apre-
sentou uma solução plausível para o comportamento dos elétrons nos átomos. Houve 
contribuição de inúmeros cientistas americanos e europeus ao modelo da mecânica 
quântica atual, mas quem resolveu grande parte do modelo foi o físico austríaco Erwin 
Schrödinger, em 1926, através da solução da equação do autolavor ndulatória quanti-
zada ou simplesmente equação de Schrödinger para um átomo de hidrogênio.
iℏΨ = HΨ
 
Não se desespere, caro(a) amigo(a)! Não iremos resolver esta equação aqui. Apenas 
mostraremos quais as consequências da solução de equação para um átomo de hi-
drogênio.
 
Provavelmente você já ouviu falar ou estudou um pouco no ensino secundário sobre a 
distribuição eletrônica dos elétrons e sobre o famoso diagrama de Pauling.
Para entendermos da melhor maneira possível, admita a seguinte analogia: onde você 
mora? Qual o seu endereço? Apesar de podermos ficar em qualquer lugar que nossos 
olhos podem ver, não é bem assim que funciona. Vivemos em sociedade organizada, 
e parte desta organização implica em termos um lugar para morarmos. Para identificar 
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onde moramos as prefeituras das cidades dividem as localidades em bairros, os bair-
ros em ruas e ruas em casas. Assim como temos nosso endereço de moradia, todos 
os elétrons no átomo também possuem endereço de localização. Mais precisamente 
os elétrons são confinados em regiões energéticas permitidaspara eles.
Resolvendo a equação de Schrödinger para o átomo de hidrogênio, são encontrados 
os possíveis endereços permitidos que o elétron pode ocupar na eletrosfera atômica. 
Retomando a nossa analogia, as subdivisões de localidade de moradia dos elétrons 
nesta eletrosfera são denominadas de números quânticos.
São quatro os números quânticos que definem o posicionamento do elétron. São eles:
n = número quântico principal. Identifica a camada na qual o elétron se encontra.
l = número quântico angular ou azimutal. Define em qual tipo de orbital o elétron está.
ml = número quântico momento magnético angular. Define em qual orbital o elétron 
está confinado.
ms = número quântico momento magnético de spin. Define o tipo pareamento que o 
elétron possui.
Seguindo o raciocínio da analogia adotada temos que o n corresponde à rua da mo-
radia do elétron. O número quântico l corresponde ao tipo de moradia, por exemplo, 
casa, privê ou prédio. Já o ml identifica em qual o apartamento o elétron reside se o 
endereço se tratar de um privê ou de um prédio. O ms seria equivalente ao gênero do 
morador, masculino ou feminino. No caso dos elétrons só há possibilidade de mora-
rem dois indivíduos por casa ou apartamento e ambos devem ter, obrigatoriamente, 
gêneros distintos, ou seja, cada casa só pode ser ocupada por um elétron masculino 
e um elétron feminino. Não há possibilidades de ocupação por casa (equivalente ao 
orbital) com dois indivíduos do mesmo gênero. 
 
Coloque em sua mente algo extremamente importante: dentro de um átomo ou molé-
cula dois elétrons não podem ter todos os números quânticos iguais, pelo menos um 
dos quatro números quânticos tem de ser diferente dos demais.
Essa característica de localização dos elétrons se deve ao fato de serem partículas 
do tipo fermiônica. Não iremos adentrar na seara da física de partículas, mas é impor-
tante o estudante saber pelo menos que tipo de partícula é o elétron. Para maiores 
detalhes é aconselhável o estudante procura na internet o Modelo Padrão de Partícu-
las Fundamentais.
 
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Para melhorarmos o nosso entendimento sobre os números quânticos eletrônicos 
(dos elétrons!), siga as tabelas abaixo:
Tabela 2: Números Quânticos Hidrogeniônicos Principais.
Tabela 3: Números Quânticos Hidrogeniônicos Angulares
 Como podemos observar na tabela 3, o tipo orbital associado ao número quân-
tico angular l = 0 é do tipo s que, por sua vez, contém apenas um orbital. Já para o 
número angular l = 1 é do tipo p que, por sua vez, contém três orbitais e assim suces-
sivamente. Mas o que determina a quantidade de orbitais para um determinado núme-
ro quântico angular? A resposta é o seu número quântico magnético angular (ml).
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O número quântico magnético de momento angular (ml) varia de acordo com o nú-
mero quântico angular (xx associado. Sendo a assim sua variabilidade depende dire-
tamente do valor de l. Sendo mais explicito a variação de ml ocorre no intervalo entre 
[-l,+l] sempre admitindo valores inteiros. Vejamos os exemplos abaixo:
Para l = 0, temos que ml = 0;
Para l = 1, temos que ml pode assumir os valores -1,0 e +1.
Para l = 2, temos que ml pode assumir os valores -2,-1,0,+1 e +2.
Para l = 3, temos que ml pode assumir os valores -3,-2,-1,0,+1,+2 e +3.
E assim por diante.
Na literatura de nível secundário é muito comum recorrer ao modelo das caixinhas 
para fazer o estudante compreender melhor o que significa estes valores de ml. Tam-
bém recorremos a este recurso simples, mas eficiente. Muito provavelmente você já 
se deparou com este modelinho. Vamos a ele.
Orbitais s
l = 0
ml =0
Orbitais p
l = 1
ml =-1 ml =0 ml =+1 
 
Orbitais d
l = 2
ml =-2 ml =-1 ml =0 ml =+1 ml =+2
 
Orbitais f
l = 3
ml =-3 ml =-2 ml =-1 ml =0 ml =+1 ml =+2 ml =+3
 
Em suma, o numero quântico magnético de momento angular (ml) na realidade pode-
mos associar à moradia (casa ou apartamento) do elétron na eletrosfera (bairro e rua).
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Mas devemos lembrar que os orbitais ml (caixinhas) só podem conter duas partículas 
eletrônicas e mesmo assim com gêneros diferentes, que neste caso são os momentos 
magnéticos de spin. Existem, no caso dos elétrons, apenas dois estados de spin -1/2 
e +1/2. Por que disso? Segundo o princípio de exclusão de Pauling, os estados fermi-
ônicos (orbitais) possuem spin totais iguais a zero. Em outras palavras, a soma dos 
spins de todas as partículas que ocupam orbitais eletrônicos deve ser nula e, como só 
há possibilidade de comportar apenas duas partículas por orbital, temos obrigatoria-
mente, para popular estes orbitais, sendo obrigado a ter sempre um elétron com spin 
-1/2 e outro com spin +1/2.
Seguindo então todos os requisitos necessários de preenchimento dos orbitais atô-
micos observa-se, portanto, que o nível quântico angular do tipo s (l=0) comporta no 
máximo 2 elétrons, enquanto o nível quântico do tipo p, por possuir três orbitais, com-
porta até 6 elétrons e assim sucessivamente.
Tabela 4: Quantidade máxima de elétrons por nível quântico angular (l)
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Tabela 5: Quantidade máxima de elétrons por nível quântico principal (n) ou camada
É muito informação não é mesmo? Mas não se preocupe. Vamos à revisão das regri-
nhas mais práticas descritas abaixo:
1. A quantidade de orbitais na camada é definida pelo valor numérico do número 
quântico principal, ou seja, quando temos n = 1 só há um possível orbital, que no 
caso é o orbital s. Para n=2 só pode haver dois orbitais nesta camada: s e p. Para 
n = 3 há apenas os orbitais s, p e d. E assim sucessivamente. 
2. Quando temos n = 1, o valor de que l pode assumir nesta camada é apenas o l=0. 
Já quando temos n = 2, l pode assumir os valores nesta camada de l=0 e de l=1. 
Para n = 3 os valores possíveis para l são 0, 1 e 2. Seguindo o mesmo raciocínio 
para n = 10, por exemplo, os valores que l pode assumir variam dentre os núme-
ros inteiros de l = 0 até l = 9. Em suma, os valores que l pode assumir para uma 
determinada camada n varia entre l=0 até l=n-1.
3. A quantidade de elétrons que cada tipo de orbital comporta é definido pela varia-
ção de ml (regra das caixinhas, lembrando que, em cada caixinha, cabem apenas 
dois elétrons). Por exemplo, para o orbital l = 3 (orbital tipo f) vimos que os valores 
de ml variam de -3 até +3 totalizando 7 caixinhas, portanto o orbital do tipo f com-
porta até 14 elétrons, pois em cada caixinha cabem 2 elétrons!
15
Distribuição Eletrônica dos Átomos.
Partindo da solução da equação de Schrödinger para o átomo de hidrogênio foram 
obtidos os famosos números quânticos eletrônicos n, l, ml e ms. Esses números quân-
ticos são muito úteis para localizarmos os elétrons na eletrosfera atômica, mas os físi-
cos e químicos perceberam que no modelo de localização faltava o critério energético, 
pois foi observado que nem sempre o elétron mais externo (mais distante do núcleo) 
também era o mais energético. Ocorre que a ordem energética dos elétrons (equiva-
lente à força que mantém o elétron orbitando o núcleo) segue uma ordem um pouco 
diferente da ordem de externalidade.
 
Um dos cientistas mais famosos do século XX, o Linus Pauling, propôs um modelinho 
simples para o preenchimento dos elétrons de acordo com o critério eletrônico. Este 
modelo, denominamos de diagrama de Pauling. Segue a abaixo o diagrama:
 
 
Como podemos observar, o diagrama de Pauling tem linhas diagonais que indicam a 
ordem de preenchimento eletrônico nos átomos. A ordem de preenchimento segue as 
linhas de cima para baixo. Por exemplo, para um átomo de ferro que possui número 
atômico 26 (que implica em ter 26 elétrons!) o preenchimento eletrônico segue a se-
guinte sequência:
26Fe → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
 
Como podemos visualizar, o átomo de ferro tem o nível mais externo o 4s2, porém 
o mais energético é o nível 3d6. Portanto, tenha sempre emmente que a ordem de 
preenchimento eletrônico dos átomos segue a ordem energética (fornecida pelo dia-
grama de Pauling) e não a ordem de externalidade.
Como identificar o nível mais externo e mais energético de uma configuração eletrô-
nica dos átomos é bem simples. O nível mais energético sempre é o último nível da 
configuração eletrônica obtida pela sequência do diagrama de Pauling. O nível mais 
externo sempre será o nível que possua o maior valor do número quântico principal n, 
seguido do maior valor de número quântico angular l.
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No caso do átomo de ferro o maior número quântico principal n para sua configuração 
eletrônica pertence ao nível eletrônico 4s2, ou seja, n=4. Já o mais externo é o último 
nível da configuração, que no caso é o nível 3d6.
Vejamos outros exemplos:
Oxigênio:
8O → 1s2 2s2 2p4
Cálcio:
20Ca → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
 
Nestes dois últimos exemplos temos que os níveis mais externos também são os 
mais energéticos, pois, para o oxigênio o maior número quântico principal é n=2, mas, 
como há dois orbitais nesta camada, o mais externo passa a ser o nível quântico 
angular correspondente ao orbital p (l=1) devido ao orbital s ter o seu valor de l=0, e 
como 1 é maior que zero, o nível mais externo é orbital 2p4. O mesmo ocorre para o 
nível 4s2 da configuração eletrônica do átomo de cálcio, ou seja, o 4s2 é, ao mesmo 
tempo, o mais externo e mais energético. Mas atente que nem sempre isso ocorre, 
como no caso do átomo de ferro.
Classificação Periódica dos Elementos Químicos
 
A primeira classificação periódica dos elementos químicos como nós conhecemos foi 
obtida pelo químico russo Dimitri Mendeleev. De lá para cá algumas coisas mudaram, 
mas nada muito significativo de modo que podemos atribuir à atual classificação dos 
elementos ainda ao Mendeleev. 
 
Do ponto de vista eletrônico a classificação segue os seguintes critérios:
1. Os elementos químicos são classificados de acordo com os elétrons de valência 
de sua distribuição eletrônica;
2. Os elementos são agrupados por famílias de acordo com suas similaridades ele-
trônicas e comportamento reacional, e em períodos de acordo com a quantidade 
de camadas eletrônicas que possui.
Vamos ao que interessa, e preste bastante atenção. Observe as configurações eletrô-
nicas dos átomos selecionados abaixo:
19K → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
35Cl →1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
44Ru →1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d6
63Eu →1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7
86Rn →1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
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A configuração eletrônica do potássio (19K ) tem como nível mais energético o 4s1, 
a do cloro (35Cl) tem o nível 4p5, já a configuração eletrônica do rutênio apresenta o 
nível mais energético o 4d6 e a do európio tem o nível 4f7. Podemos notar que todos 
têm em comum os números quânticos principais iguais (n = 4), porém estes níveis 
energéticos diferem no tipo de orbital. A classificação periódica dos elementos segue 
nos dias de hoje essa característica, ou seja, a classificação é determinada pelo orbi-
tal mais energético do átomo. Veja a tabela abaixo:
Tabela 6: Famílias de Elementos Químicos
 de Acordo com o Nível Mais Energético
A lógica é a seguinte: se a configuração eletrônica de um determinado elemento ter-
minar em ns1 , este elemento pertencerá à família IA; ou, se terminar em ns2 , o ele-
mento pertencerá à família IIA. Para os elementos que terminam em configurações 
eletrônicas np1 estes pertencem à família IIIA, para np2 pertencem à família IVA e 
assim sucessivamente.
 
Para elementos com configurações eletrônicas terminadas em ns2 (n - 1) d1 a classifi-
cação de sua família é correspondente à IB, para elementos com ns2(n - 1)d2 sendo 
o mais energético à família correspondente é a IIB, etc.
Por fim, para elementos com configuração eletrônica terminada em ns2(n - 2)fq, sen-
do o valor q variando entre 1 e 14, estes elementos são correspondentes àquelas 
duas fileiras separadas da tabela periódica, ou seja, ou são lantanídeos ou actinídeos.
Tabela 7: Tabela Periódica de Elementos Químicos
 
Fonte: http://www.tabelaperiodicacompleta.com
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Elétrons de Valência e de Caroço
 
O que determina a reatividade e afinidade de um átomo com outro para formar liga-
ções químicas? Os fatores são diversos, mas uma coisa é certa, a quantidade de elé-
trons de um átomo envolvidos numa ligação depende, principalmente, da quantidade 
de elétrons de valência deste átomo, acompanhe no seu livro texto.
Caro(a) estudante, há dois tipos de elétrons no átomo: de valência e de caroço. Dada 
uma configuração eletrônica de qualquer átomo, os elétrons que pertencem a cama-
das totalmente preenchidas são denominados de elétrons do caroço e os elétrons que 
pertencem a camadas abertas ou incompletas são definidos como elétrons de valên-
cia. Voltemos ao exemplo do potássio:
19K → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
 
Observando a configuração do potássio, verificamos que os níveis 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
estão completamente preenchidos com a capacidade máxima de elétrons para estes 
níveis, no entanto, o nível 4s1 está parcialmente preenchido, pois o orbital s comporta 
até 2 elétrons e só apresenta 1. Os níveis totalmente preenchidos (1s2 2s2 2p6 3s2 
3p6) do potássio formam o caroço eletrônico do potássio e o nível parcialmente pre-
enchido 4s1 forma a camada de valência. Neste caso dizemos que o potássio possui 
apenas um elétron de valência.
 
Aqui vai uma dica importante, as camadas nsanpb formam uma camada única apesar 
de serem de níveis diferentes. Para uma camada ser considera fechada com configu-
ração eletrônica terminada em s ou p é necessário que os dois orbitais estejam total-
mente preenchidos, ou seja, com a configuração ns2np6, qualquer outra configuração 
tipo ns2np5, ns2np4, ns2np3, ns2np2, ns2np1, ns2np0, ns1np6, etc, será considera-
da como camada aberta.
Por exemplo, no caso de uma configuração eletrônica como a do cloro, temos:
35Cl →1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
 
Todas as camadas 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 e 3d10 estão fechadas e formam o caroço 
do átomo de cloro, mas os níveis 4s2 e 4p5 estão ambos abertos, pois lembre-se que 
4s2 e 4p5 formam uma camada única e portanto estão abertas. Neste caso dizemos 
que o cloro possui 7 elétrons de valência, 2 do orbital 4s2 e 5 do orbital 4p5.
Quando temos as camadas abertas em s ou p dizemos que estes elementos são ele-
mentos representativos formados pela família IA a VIIIA.
E para os elementos químicos com configurações terminadas em orbitais d e f?
Aqui neste caso, considera-se que os orbitais d e f formam camadas independentes 
uma das outras, além de não estarem associadas nem aos níveis nsa ou npb. Os 
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elementos que apresentam suas configurações eletrônicas terminadas em d ou f são 
quimicamente distintos dos elementos representativos. Enquanto os elementos repre-
sentativos possui apenas uma camada de valência simples, os elementos com confi-
gurações terminadas em d ou f possuem além da camada de valência primária possui 
também uma valência secundária. Vejamos o caso do átomo de ferro:
26Fe → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
 
Observando atentamente verificamos que há dois níveis de camada abertas: a ca-
mada 4s2 (pois não há elétrons na camada 4p) e camada 3d6, pois ambas estão 
incompletas. Neste caso dizemos que o átomo de ferro possui 2 elétrons de valência 
primária proveniente do nível 4s2 (mais externo) e 6 elétrons de valência secundária 
proveniente do nível 3d6 (mais energético). Todos os elementos do bloco da família B 
possuem esta característica, ou seja, todos eles possuem uma camada de valência 
primária (mais externa) e outra de camada secundária (mais energética).
Lembra-se daquelas duas fileiras em separado na tabela periódica? Pois bem, elas 
são separadas devido às suas configurações eletrônicas serem terminadasem orbi-
tais f, como por exemplo, o átomo de európio:
63Eu →1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7
 
Do ponto de vista eletrônico, também há 2 camadas de valência: a primária 6s2 (mais 
externa) e a secundária 4f7 (mais energética). Os demais níveis 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 formam o caroço do átomo de európio, pois estão todos 
totalmente preenchidos.
Uma última dica classificatória com finalidade de diferenciação entre os elementos 
químicos refere-se ao tipo de átomo com relação à sua configuração mais energética: 
 
1. Elementos representativos (configurações eletrônicas terminadas em orbitais ns 
ou np);
2. Elementos de transição externa (terminados em configurações eletrônicas em or-
bitais ns2(n - 1)dq);
3. Elementos de transição interna (terminados em configurações eletrônicas em or-
bitais ns2(n - 2)fr).
Observação: os índices q e r variam respectivamente entre 1 e 10 elétrons e entre 1 
e 14 elétrons.
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Por fim, a última dica sobre distribuição eletrônica dos átomos: todos os elementos 
representativos só possuem valência primária, e os elementos de transição interna ou 
externa sempre possuem duas camadas de valência, uma mais externa e outra mais 
energética. Há uma família inteira pertencente aos elementos representativos que não 
possuem elétrons de valência: A família ou VIIIA ou gases nobres, como é o caso do 
radônio:
86Rn →1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
 
Como podemos inferir, não há camadas abertas e, portanto, não há elétrons de valên-
cia. Devido a não existência de elétrons de valência, os gases nobres são praticamen-
te inertes, só reagem quimicamente em condições muito extremas.
3. Ligações Químicas
Em raríssimas situações no planeta Terra encontramos átomos isolados. Em quase 
sua totalidade os átomos estão sempre associados a outros formando compostos 
químicos com finalidade de estabilizar energeticamente uns aos outros. Em geral, os 
átomos isolados são extremamente instáveis, com exceção dos gases nobres.
E qual a importância em sabermos distinguir elétrons de valência dos elétrons do ca-
roço? É muito simples, caro(a) amigo(a)! A química, ou mais precisamente as ligações 
químicas, envolve apenas elétrons de valência. A regra de estabilidade química é 
fundamentada em termos essas valências incompletas (instáveis) estabilizadas, com-
pletando essas valências de uma forma ou de outra.
Há muitas formas em que os átomos podem se estabilizar formando ligações, mas as 
mais importantes são três, pelo menos no nosso ambiente terrestre. No espaço e nas 
estrelas os comportamentos dos átomos são outros, mas isso é outra história. 
Essas três formas de estabilização dependem exatamente da configuração eletrônica 
dos átomos envolvidos. São elas:
 
1. Ligação química de curto alcance ou ligação química covalente;
2. Ligação química de curto e longo alcance ou ligação química iônica e
3. Ligação química de longo alcance ou deslocalizada, também conhecida como li-
gação metálica.
Caro(a) aluno(a), faça a leitura do seu livro texto, a partir da página 10, você encon-
trará esse conteúdo. 
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Ligação Química Covalente
 
A ligação covalente é considerada de curto alcance, pois a ligação ocorre apenas en-
tre átomos vizinhos, muito próximos. O conceito moderno da ligação covalente é fun-
damentado no compartilhamento de pares eletrônicos entre dois átomos. Em geral, 
a ligação covalente ocorre entre átomos dos primeiros períodos e, essencialmente, 
entre elementos químicos representativos das famílias IIIA e VIIA.
 
Os átomos mais comuns em ligações covalentes são o nitrogênio, carbono, oxigênio, 
cloro, enxofre, flúor, bromo, selênio, arsênio e iodo. Mas cuidado com as regras de 
ligação, há inúmeras exceções. O principal critério para sabermos se a ligação entre 
dois átomos tem forte caráter covalente é a diferença de eletronegatividade entre es-
ses átomos. Normalmente a diferença de eletronegatividade entre dois átomos sendo 
próxima de zero, a tendência da ligação é ser de natureza covalente, sem haver trans-
ferência de elétrons, havendo apenas compartilhamento de pares eletrônicos.
Tabela 8: Escala de eletronegatividade de Pauling para os elementos químicos
 Fonte: Wikipédia
A química orgânica essencialmente é a química das ligações covalentes, pois, se ana-
lisarmos a diferença de eletronegatividade entre o carbono e o hidrogênio, notaremos 
que é relativamente pequeno, além do próprio carbono possuir uma eletronegativida-
de mediana, pois o mais eletronegativo é o flúor com valor de 4,0 na escala de Pau-
ling contra o valor de 0,7 do frâncio que é o menos eletronegativo fazendo com que o 
carbono apresente um valor quase que no meio da escala.
22
De fato, é bastante incomum encontrarmos átomos de carbono com caráter não cova-
lente nos compostos químicos.
Para saber mais acesse:
 
1. http://sereduc.com/7e9S6C
2. http://sereduc.com/Kl2Btd
3. http://sereduc.com/AvCETL
4. http://sereduc.com/iefkLF
Ligação Química Iônica
 
Essa ligação normalmente é definida no ensino médio como sendo a ligação onde há 
transferência de carga. Não está errado, mas também não está correto. O conceito 
correto é um pouco mais elaborado e não envolve apenas a transferência de cargas 
entre dois átomos. É uma ligação que não ocorre apenas entre dois átomos. Essa 
ligação envolve todos os átomos de uma rede cristalina.
 
Quando há dois átomos com eletronegatividade bem distintas, ou seja, envolvendo, 
por exemplo, átomos de elementos representativos das famílias IA ou IIA com alguns 
elementos representativos das famílias VIA ou VIIA, normalmente há formação de 
ligação iônica, pois entre esses elementos há considerável diferença de eletronegati-
vidade.
 
A formação do retículo cristalino envolve a transferência de elétrons de valência do 
átomo menos eletronegativo para a valência do átomo mais eletronegativo, no entan-
to, quando há essa transferência, os átomos se transformam em espécies carregadas 
eletricamente chamadas de íons. Toda espécie carregada gera em torno de si um 
campo elétrico que não atua somente nos átomos vizinhos. O alcance deste campo 
elétrico decai com a distância, mas é significativo mesmo a grandes distâncias inte-
ratômicas, portanto, essa ligação envolve interações tanto de curto quanto de longo 
alcance. Para maiores detalhes, recomenda-se fortemente a leitura o arquivo do link 
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/ligacoes.pdf.
 
A formação de um composto iônico sempre ocorrerá no estado sólido, pois, para haver 
formação de retículo cristalino, não há como formar em estados fluídicos da matéria.
Exemplos de composto iônicos:
1. Cloreto de Sódio (NaCl);
2. Fluoreto de Frâncio (FrF);
3. Nitrato de potássio (KNO3);
4. Óxido de Cálcio (CaO);
5. Fosfato de Sódio (Na3PO4).
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Ligação Metálica
A principal característica da ligação metálica se refere ao fato de ser uma ligação de 
natureza puramente quântica e deslocalizada. É a mais fraca dos três tipos de liga-
ção e não possui interações de curto alcance entre átomos vizinhos. O potencial que 
mantém a estrutura ligada é de longo alcance. É uma ligação que ocorre geralmente 
entre átomos pertencentes à mesma família, porém, entre átomos com baixa taxa de 
eletronegatividade. 
 
Para formar uma ligação metálica todos os átomos de caráter metálico cedem seus 
elétrons de valência primária para formar uma rede cristalina. Por exemplo, uma cha-
pa metálica de ferro tem todos os átomos de ferro na forma iônica, pois cada átomo 
cede os dois elétrons da camada de valência para a liga metálica. Em suma, a ligação 
metálica é formada através do compartilhamento de elétrons de valência dos metais, 
mas não como ocorre na ligação covalente. A diferença entre a ligação covalente e 
a metálica consiste em que a ligação covalente compartilha PARESeletrônicos entre 
Dois átomos, e a metálica compartilha os elétrons de valência como todos os átomos 
que forma a liga metálica.
 
Os químicos costumam chamar a ligação metálica de mar eletrônico, pois os elétrons 
compartilhados não ficam confinados em nenhuma região específica e navegam livre-
mente por qualquer região da liga metálica, formando um mar de elétrons livres.
 
A implicação da formação da ligação metálica é muito importante para aplicação em 
diversas áreas de ciência e tecnologia, porém daremos mais ênfase para as ligações 
químicas covalentes devido aos compostos orgânicos serem praticamente 100% des-
ta natureza.
Modelos da Ligação Covalente
1. Estruturas de Lewis e a regra do octeto.
Regras:
• Conte o número de elétrons de valência em cada átomo. No caso de íons, leve em 
conta a carga extra;
• Coloque um par de elétrons entre átomos ligados;
• Complete o octeto de cada átomo com os pares de elétrons remanescentes;
• Observe a regra do octeto; se necessário, forme ligações múltiplas.
A estrutura de Lewis é um modelo mais simples oriundo de um modelo mais elaborado 
e completo denominado de modelo VSEPR (Valence shell electron pair repulsion - re-
pulsão entre pares de elétrons da camada de valência) que tem por objetivo explicar 
a geometria das moléculas.
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2. Formas moleculares e hibridação.
Principais hibridações:
• Linear - sp
• Angular – sp2
• Trigonal plana – sp2
• Piramidal – sp3
• Tetraédrica – sp3
• Bipirâmide Trigonal - sp3d
• Octaédrica – sp3d2
Principais Formas Moleculares:
 
Geometrias moleculares comuns em compostos orgânicos:
 
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Para saber mais sobre os modelos híbridos e formas moleculares, recomenda-se for-
temente a leitura da página 23 de nosso livro texto.
4. Nomenclatura e Propriedades de Hidrocarbonetos Alifáticos
O principal objetivo deste nosso guia de estudos é apresentar alternativas ao con-
teúdo de nosso livro-texto, porém, recomenda-se fortemente a leitura deste tópico 
pelo próprio material impresso da Pearson. Abaixo listamos alguns links interessantes 
como forma alternativa para reforçar o nosso aprendizado.
1. http://sereduc.com/EcV7z9;
2. http://sereduc.com/5rx8j0;
3. http://sereduc.com/3hYzo4
Prezado(a) aluno(a), finalizamos a nossa 1ª Unidade. Esperamos que você esteja 
gostando da disciplina. Boa parte das aulas dessa unidade serviu para dar uma base 
em forma de revisão para as próximas unidades. Na próxima unidade iniciaremos 
o estudo de isomeria, hidrocarbonetos, compostos halogenados e a composição da 
matéria. Não se esqueça de resolver as atividades. Lá, existem algumas questões re-
lacionadas à configuração eletrônica do átomo, ligações químicas, representação de 
estruturas, hibribridização de orbitais, geometria molecular e hidrocarbonetos. Procu-
re, o mais cedo possível, familiarizar-se com o material didático, pois o conhecimento 
prévio desta unidade é fundamental para o aproveitamento das unidades a seguir.