Química Geral - ENG02

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2016
Química Geral
Prof.ª Renata Joaquim Ferraz Bianco
Copyright © UNIASSELVI 2016
Elaboração:
Prof.ª Renata Joaquim Ferraz Bianco
Revisão, Diagramação e Produção:
Centro Universitário Leonardo da Vinci – UNIASSELVI
Ficha catalográfica elaborada na fonte pela Biblioteca Dante Alighieri 
UNIASSELVI – Indaial.
540 
B578q Bianco; Renata Joaquim Ferraz 
 Química geral/ Renata Joaquim Ferraz Bianco: 
UNIASSELVI, 2016.
 
 171 p. : il.
 
ISBN 978-85-7830-961-9
 
 1. Química. 
 I. Centro Universitário Leonardo Da Vinci. 
Impresso por:
III
apresentação
Caro(a) acadêmico(a), neste momento você está iniciando o estudo da 
disciplina de Química Geral, que tem como objetivo construir conhecimentos 
gerais teóricos e práticos de química em sua totalidade, bem como associar 
sua importância e aplicação em outras áreas e disciplinas. Seja bem-vindo(a)!
Eu sou a professora Renata J. Ferraz Bianco, mestre em Química e 
leciono há mais de dez anos esta disciplina em nível médio e superior. É com 
grande satisfação que escrevo este Caderno de Estudos com o intuito de que 
você, caro(a) acadêmico(a), aproxime-se desta disciplina e perceba o quanto 
o seu estudo é indispensável na escolha de novos produtos, atualmente 
chamados de produtos inteligentes, e de processos.
Minha meta, como professora de química, é através deste Caderno 
de Estudos despertar seu interesse pela disciplina e pela pesquisa científica, 
preparando-o(a) para uma formação profissional promissora e concreta.
A química é a ciência que estuda a composição, interação e 
transformação da matéria. Desta forma, sua aplicação é muito vasta, não há 
um segmento em que ela não se encontre. Podemos citar a química têxtil, 
de alimentos, farmacêutica, metalúrgica, nanotecnologia, entre outras. Seu 
conhecimento é de extrema importância para o desenvolvimento científico 
e tecnológico da sociedade como um todo. Atualmente, um dos maiores 
desafios da química é melhorar a qualidade de vida das pessoas com a síntese 
de novos produtos de forma sustentável, ou seja, com o foco nos setores 
econômico, social e ecológico. Assim, com o intuito de criar um conhecimento 
básico sobre essa ciência tão fascinante, os estudos de Química Geral, neste 
caderno, serão divididos em três unidades.
Na Unidade 1, estudaremos a estrutura atômica que aborda as 
unidades fundamentais da matéria. Primeiramente, faremos um estudo sobre 
a definição de matéria, do átomo e dos modelos atômicos. Estudaremos a 
Tabela Periódica, que dispõe de forma organizada os elementos químicos 
e suas propriedades periódicas e aperiódicas. Em seguida, conheceremos a 
formação das moléculas através das ligações químicas. Com esses estudos, 
você será capaz de identificar a química em seu cotidiano. 
Na Unidade 2 iremos conhecer as funções inorgânicas da química. Essa 
unidade mostrará as características químicas dos produtos que utilizamos em 
nosso dia a dia, afinal as funções inorgânicas englobam os ácidos, as bases ou 
hidróxidos, os sais e os óxidos. 
IV
A Unidade 3 contempla assuntos relacionados às quatro tipologias de 
reações químicas, aos cálculos químicos e aos cálculos, e interpretações da 
concentração das soluções químicas. Com o estudo dessa essa unidade, você 
será capaz de planejar processos econômicos para uma produção industrial, 
entender as informações que deverão estar impressas nos rótulos dos produtos 
alimentícios vendidos em supermercados, por exemplo.
O conteúdo desse Caderno de Estudos servirá a você, acadêmico(a), 
como ferramenta para a compreensão dos princípios que norteiam a Química, 
contribuindo assim, para uma melhor qualidade de vida da humanidade. Ainda 
com os conteúdos desse caderno, caro(a) acadêmico(a), você terá conhecimentos 
básicos de química, suficientes para aplicá-los em dia a dia e no meio em 
que vive. Forme-se um profissional consciente em relação aos produtos e às 
atividades que desenvolve e que consome, sempre focado no futuro da do meio 
ambiente e da humanidade.
Profª. Renata Joaquim Ferraz Bianco
Você já me conhece das outras disciplinas? Não? É calouro? Enfim, tanto para 
você que está chegando agora à UNIASSELVI quanto para você que já é veterano, há novidades 
em nosso material.
Na Educação a Distância, o livro impresso, entregue a todos os acadêmicos desde 2005, é 
o material base da disciplina. A partir de 2017, nossos livros estão de visual novo, com um 
formato mais prático, que cabe na bolsa e facilita a leitura. 
O conteúdo continua na íntegra, mas a estrutura interna foi aperfeiçoada com nova 
diagramação no texto, aproveitando ao máximo o espaço da página, o que também contribui 
para diminuir a extração de árvores para produção de folhas de papel, por exemplo.
Assim, a UNIASSELVI, preocupando-se com o impacto de nossas ações sobre o ambiente, 
apresenta também este livro no formato digital. Assim, você, acadêmico, tem a possibilidade 
de estudá-lo com versatilidade nas telas do celular, tablet ou computador. 
 
Eu mesmo, UNI, ganhei um novo layout, você me verá frequentemente e surgirei para 
apresentar dicas de vídeos e outras fontes de conhecimento que complementam o assunto 
em questão. 
Todos esses ajustes foram pensados a partir de relatos que recebemos nas pesquisas 
institucionais sobre os materiais impressos, para que você, nossa maior prioridade, possa 
continuar seus estudos com um material de qualidade.
Aproveito o momento para convidá-lo para um bate-papo sobre o Exame Nacional de 
Desempenho de Estudantes – ENADE. 
 
Bons estudos!
UNI
V
VI
VII
sumário
UNIDADE 1 – ESTRUTURA ATÔMICA ........................................................................................... 1
TÓPICO 1 – MODELOS ATÔMICOS ................................................................................................ 3
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 3
2 OS QUATRO MODELOS ATÔMICOS .......................................................................................... 4
 2.1 O MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON ............................................................................ 5
 2.2 O MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON ........................................................ 6
 2.3 O MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD ............................................................. 7
 2.4 O MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR – TEORIA ATÔMICA ATUAL ........................... 8
3 A MATÉRIA .......................................................................................................................................... 9
 3.1 DEFINIÇÃO DE ELEMENTO QUÍMICO ................................................................................... 10
 3.2.1 Íons .............................................................................................................................................. 11
 3.2 AS SEMELHANÇAS ATÔMICAS ................................................................................................ 12
 3.2.1 Isótopos ....................................................................................................................................... 13
 3.2.2 Isóbaros ....................................................................................................................................... 14
 3.2.3 Isótonos ....................................................................................................................................... 14
 3.2.4 Isoeletrônicos .............................................................................................................................14
 3.3 O DIAGRAMA DE LINUS PAULING E A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA ........................ 15
 3.4 OS NÚMEROS QUÂNTICOS ....................................................................................................... 17
 3.4.1 Número quântico principal (n) ............................................................................................... 17
 3.4.2 Número quântico secundário (l) ............................................................................................. 17
 3.4.3 Orbitais atômicos ....................................................................................................................... 18
 3.4.4 Número quântico magnético ou azimutal (ml) .................................................................... 19
 3.4.5 Número quântico de Spin (ms) ............................................................................................... 19
RESUMO DO TÓPICO 1 ....................................................................................................................... 22
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 23
TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA ..................................................................................................... 25
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 25
2 A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS NA TABELA PERIÓDICA ................ 26
 2.1 PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA ........................................................................................ 27
 2.2 FAMÍLIAS OU GRUPOS ............................................................................................................... 28
 2.3 METAIS, SEMIMETAIS E NÃO METAIS .................................................................................... 29
RESUMO DO TÓPICO 2 ....................................................................................................................... 30
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 31
TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................. 33
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 33
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS ..................................................................................................................... 33
3 AS LIGAÇÕES IÔNICAS .................................................................................................................. 35
4 AS LIGAÇÕES COVALENTES OU MOLECULARES ................................................................. 37
5 A OCORRÊNCIA DAS LIGAÇÕES COVALENTES OU MOLECULARES ............................ 38
 5.1 A LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA DATIVA ........................................................... 39
6 A LIGAÇÃO METÁLICA ................................................................................................................... 41
VIII
 6.1 AS LIGAS METÁLICAS ................................................................................................................. 42
7 GEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS .................................................................. 43
 7.1 POLARIDADE ................................................................................................................................. 45
 7.1.1 Polaridade Molecular ............................................................................................................... 46
 7.1.2 A polaridade e a solubilidade .................................................................................................. 47
8 FORÇAS INTERMOLECULARES ................................................................................................... 47
 8.1 FORÇAS DE VAN DER WAALS .................................................................................................. 48
 8.2 DIPOLO-DIPOLO OU DIPOLO INSTANTÂNEO .................................................................... 48
 8.3 PONTES DE HIDROGÊNIO OU LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO .......................................... 49
LEITURA COMPLEMENTAR .............................................................................................................. 50
RESUMO DO TÓPICO 3 ....................................................................................................................... 52
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 54
UNIDADE 2 – FUNÇÕES INORGÂNICAS ...................................................................................... 55
TÓPICO 1 – ÁCIDOS ............................................................................................................................. 57
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 57
2 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) – CARGA DOS ÍONS ......................................................... 57
 2.1 DETERMINAÇÃO DO NOX (NÚMERO DE OXIDAÇÃO) .................................................... 59
 2.2 IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO .................................................................................................. 61
 2.3 GRAU DE IONIZAÇÃO ( a ) ........................................................................................................ 62
3 ÁCIDOS ................................................................................................................................................. 63
 3.1 DEFINIÇÃO SEGUNDO ARRHENIUS ...................................................................................... 65
 3.2 CLASSIFICAÇÃO ........................................................................................................................... 66
 3.2.1 Quanto ao número de elementos diferentes ......................................................................... 66
 3.2.2 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis ...................................................................... 67
 3.2.3 Quanto à presença de oxigênio ............................................................................................... 67
 3.2.4 Quanto à força ............................................................................................................................ 67
 3.3 NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS .............................................................................................. 69
RESUMO DO TÓPICO 1 ....................................................................................................................... 74
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 75
TÓPICO 2 – BASES OU HIDRÓXIDOS ............................................................................................ 77
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 77
2 DEFINIÇÃO DAS BASES OU HIDRÓXIDOS SEGUNDO ARRHENIUS .............................. 78
 2.1 CLASSIFICAÇÃO DAS BASES OU HIDRÓXIDOS .................................................................. 79
 2.1.1 Quanto ao número de hidroxilas (oh-1) ................................................................................. 79
 2.1.2 Quanto à solubilidade em água .............................................................................................. 79
 2.1.3 Quantoà força ............................................................................................................................ 79
3 NOMENCLATURA DAS BASES OU HIDRÓXIDOS ................................................................. 82
RESUMO DO TÓPICO 2 ....................................................................................................................... 84
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 85
TÓPICO 3 – SAIS .................................................................................................................................... 87
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 87
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS SAIS ................................................................................... 87
3 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO .................................................................................................. 88
 3.1 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO TOTAL E PARCIAL ......................................................... 88
4 NOMENCLATURA DOS SAIS ......................................................................................................... 89
5 PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS DOS SAIS ...................................................................... 90
6 SAIS DUPLOS OU MISTOS ............................................................................................................. 91
RESUMO DO TÓPICO 3 ....................................................................................................................... 93
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 94
IX
TÓPICO 4 – ÓXIDOS ............................................................................................................................. 95
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 95
2 DEFINIÇÃO E COMPOSIÇÃO DOS ÓXIDOS ............................................................................ 95
3 CLASSIFICAÇÃO ................................................................................................................................ 96
 3.1 ÓXIDOS BÁSICOS .......................................................................................................................... 96
 3.1.1 Óxidos ácidos ou anidridos ..................................................................................................... 97
 3.2 NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS ............................................................................................. 98
 3.3 ÓXIDOS ANFÓTEROS .................................................................................................................. 99
 3.4 ÓXIDOS INDIFERENTES OU NEUTROS .................................................................................. 99
 3.5 ÓXIDOS DUPLOS, MISTOS OU SALINOS ................................................................................ 100
 3.6 PERÓXIDOS .................................................................................................................................... 100
 3.7 POLIÓXIDOS OU SUPERÓXIDOS .............................................................................................. 101
LEITURA COMPLEMENTAR .............................................................................................................. 102
RESUMO DO TÓPICO 4 ....................................................................................................................... 104
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 105
UNIDADE 3 – FÍSICO-QUÍMICA ...................................................................................................... 107
TÓPICO 1 – REAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................... 109
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 109
2 CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS .......................................................................... 112
3 CONDIÇÕES PARA OCORRÊNCIA DE REAÇÕES DE SIMPLES TROCA 
 E DUPLA TROCA ................................................................................................................................ 113
LEITURA COMPLEMENTAR .............................................................................................................. 116
RESUMO DO TÓPICO 1 ....................................................................................................................... 120
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 121
TÓPICO 2 – GRANDEZAS QUÍMICAS ............................................................................................ 123
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 123
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA ................................................................................................. 123
3 MASSA ATÔMICA DE UM ÁTOMO ............................................................................................. 124
 3.1 MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO QUÍMICO ............................................................... 124
4 MASSA MOLECULAR OU MASSA MOLAR (MM ou M) ........................................................ 125
5 MOL: QUANTIDADE DE MATÉRIA ............................................................................................. 126
6 NÚMERO DE AVOGADRO OU CONSTANTE DE AVOGADRO ........................................... 128
7 MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR ............................................................................... 129
 7.1 MASSA MOLAR OU MASSA MOLECULAR DE UMA SUBSTÂNCIA ............................... 129
8 VOLUME MOLAR .............................................................................................................................. 129
9 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ................................................................................................... 130
RESUMO DO TÓPICO 2 ....................................................................................................................... 133
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 134
TÓPICO 3 – DISPERSÕES .................................................................................................................... 135
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 135
2 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES ........................................................................................... 135
3 ESTUDO DAS SOLUÇÕES ............................................................................................................... 135
 3.1 MISTURAS HETEROGÊNEAS ..................................................................................................... 136
 3.2 MISTURAS HOMOGÊNEAS ........................................................................................................ 136
4 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES .............................................................................................. 136
 4.1 DE ACORDO COM O ESTADO FÍSICO DA SOLUÇÃO .........................................................136
 4.2 DE ACORDO COM A NATUREZA DO SOLUTO .................................................................... 137
 4.3 DE ACORDO COM A SOLUBILIDADE DO SOLUTO ............................................................. 137
X
5 CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES ............................................................................................ 138
 5.1 TÍTULO EM MASSA (T) ................................................................................................................ 141
 5.2 RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃO COMUM, DENSIDADE E TÍTULO ...................... 143
 5.3 CONCENTRAÇÃO MOLAR ........................................................................................................ 144
 5.4 RELAÇÃO ENTRE CONCENTRAÇÃO COMUM E CONCENTRAÇÃO MOLAR ............ 144
 5.5 FRAÇÃO MOLAR .......................................................................................................................... 146
 5.6 CONCENTRAÇÃO MOLAL (W) ................................................................................................. 148
RESUMO DO TÓPICO 3 ....................................................................................................................... 150
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 151
TÓPICO 4 – DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E MISTURA DE SOLUÇÕES .................................... 153
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 153
2 MISTURA DE SOLUÇÕES ................................................................................................................ 155
 2.1 MISTURA DE SOLUÇÕES QUE APRESENTAM O MESMO SOLUTO E O 
 MESMO SOLVENTE ....................................................................................................................... 155
 2.2 ANÁLISE VOLUMÉTRICA: TITULOMETRIA OU TITULAÇÃO ......................................... 157
LEITURA COMPLEMENTAR .............................................................................................................. 162
RESUMO DO TÓPICO 4 ....................................................................................................................... 165
AUTOATIVIDADE ................................................................................................................................ 166
REFERÊNCIAS ........................................................................................................................................ 167
1
UNIDADE 1
ESTRUTURA ATÔMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir desta unidade você será capaz de:
• identificar os modelos atômicos e as unidades fundamentais da matéria;
• reconhecer a organização atual dos elementos químicos na tabela periódi-
ca;
• utilizar o Diagrama de Linus Pauling; identificar o número de elétrons da 
camada de valência dos elementos químicos e os quatro números quânti-
cos;
• estudar a estabilidade química dos elementos químicos através da Regra 
do Octeto e de suas exceções;
• diferenciar e realizar as ligações iônicas, ligações covalentes ou molecula-
res e as ligações metálicas.
Esta unidade está dividida em três tópicos. Em cada um deles você encontrará 
atividades visando à compreensão dos conteúdos apresentados.
TÓPICO 1 – MODELOS ATÔMICOS
TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA
TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS
2
3
TÓPICO 1
UNIDADE 1
ESTRUTURA ATÔMICA
1 INTRODUÇÃO
Olá, caro acadêmico! Iremos iniciar o estudo da estrutura atômica, ou seja, 
estudaremos a estrutura do átomo. Afinal, você já deve ter ouvido falar em átomo, 
correto? E você sabe o que é um átomo? Então, convido-o a estudá-lo a partir de 
agora.
Desde os primórdios o homem tentava entender a origem da vida, a relação 
entre o homem e o seu meio e as transformações ocorridas na natureza. Povos da 
antiguidade criaram mitos e lendas sobre deuses e figuras sobrenaturais. Com isso 
explicavam a origem do mundo, do fogo, da água, dos alimentos etc.
Foi na Grécia, no século V a.C., que surgiram as primeiras tentativas de 
se entender os fenômenos da natureza desvinculados de forças sobrenaturais ou 
religiosas.
Empédocles, um filósofo grego, idealizou a explicação da constituição da 
matéria. Para ele, a matéria era constituída por quatro elementos primários: o fogo, 
o ar, a água e a terra. Tais elementos sofriam constantes mudanças, porém eram 
indestrutíveis.
Em seguida, Aristóteles divulgou sua ideia de que esses quatro elementos 
poderiam ser diferenciados através de suas propriedades:
• A terra seria fria e seca;
• A água seria fria e úmida;
• O fogo seria quente e seco;
• O ar seria quente e úmido.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
4
FIGURA 1 – OS QUATRO ELEMENTOS VITAIS: TERRA, ÁGUA, AR E 
FOGO
FONTE: Disponível em: <https://lh4.googleusercontent.com/
B5LZph5Ghd0/TWj3BVoiTqI/AAAAAAAAB8Y/nq0EDmroH7w/s1600/
imagesCA2FH22G.jpg.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
Assim, uma substância poderia ser transformada em outra, apenas 
alterando suas propriedades. Ex.: a chuva era resultado do resfriamento do ar 
quente e úmido.
Porém, por volta de 400 a.C., os filósofos Leucipo e Demócrito divulgaram 
que a matéria seria formada por pequenas partículas indivisíveis, que seriam: os 
átomos.
 
A alquimia foi muito importante para o desenvolvimento da química. 
Os alquimistas criaram equipamentos de laboratório e desenvolveram várias 
metodologias para a obtenção de metais, na produção de papiros, sabões e de 
funções inorgânicas, como: o ácido sulfúrico, o ácido nítrico, o hidróxido de sódio 
e o hidróxido de potássio.
CHYMIA = fundir, moldar. Origem grega.
KHEMEIA = terra ou país. Origem egípcia.
Atualmente, com o avanço da tecnologia, podemos comparar os químicos 
com os antigos alquimistas.
2 OS QUATRO MODELOS ATÔMICOS
Como vimos anteriormente, no século V a.C., Demócrito e Leucipo 
acreditavam que a matéria era constituída por pequenas partículas indivisíveis, 
os átomos. Porém, em 1808, John Dalton retomou essa ideia através de sua teoria 
atômica, sugerindo que os átomos eram esferas maciças (rígidas) e indivisíveis. 
No final do século passado, muitos cientistas desenvolveram vários experimentos 
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
5
para demonstrar que os átomos são constituídos por partículas ainda menores, 
subatômicas. (USBERCO; SALVADOR, 2006).
Modelo atômico é uma representação gráfica que procura explicar, de 
maneira científica, os fenômenos relacionados à composição da matéria e suas 
formas. Um modelo atômico tem como função explicar a estrutura microscópica 
da matéria.
2.1 O MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON
O cientista inglês John Dalton (1766-1844) propôs, em meados de 1800, o 
modelo conhecido como Teoria Atômica de Dalton:
 
• A matéria é constituída por pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis, 
denominadas átomos;
• Elemento químico é a junção de átomos com a mesma massa, tamanho e as 
mesmas propriedades;
• Elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais como 
tamanho e massa;
• A combinação de átomos de elementos diferentes forma substâncias diferentes;
• Durante uma reação química os átomos não são criados, nem destruídos, são 
reorganizados, formando novas substâncias. 
John Dalton ficou conhecido como o “Pai da Teoria Atômica” e o seu modelo 
ficou conhecido conforme a Figura 2:
FIGURA 2 - MODELO ATÔMICO DE JOHN DALTON
FONTE: Disponível em: <http://image.slidesharecdn.com/apresentaomodelosatmicos-
elenice 120323132857-phpapp02/95/apresentao-modelos-atmicos-elenice-6-728.
jpg?cb=1332509716.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
6
2.2 O MODELO ATÔMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON
Joseph John Thomson(1856-1940), no final de 1800, conseguiu demonstrar 
que o átomo não era divisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de 
raios catódicos. Com base nas evidências deste experimento, Joseph John Thomson 
concluiu que:
• Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos;
• Os raios apresentavam carga elétrica negativa, denominadas elétrons;
• O átomo era uma esfera maciça, positiva, incrustada de elétrons (carga negativa), 
de modo que a carga total fosse nula; 
• Em sua totalidade, o átomo seria eletricamente neutro.
Para obter maiores informações sobre o experimento de Joseph John Thomson 
com o Tubo de Raios Catódicos, consulte a referência: USBERCO, João; SALVADOR, Edgar. 
Química. 5. ed. vol. único. São Paulo: Saraiva, 2006.
O modelo atômico de Joseph John Thomson ficou conhecido conforme a 
Figura 3 ou “Pudim de Passas”.
FIGURA 3 - MODELO ATÔMICO DE THOMSON
FONTE: Disponível em: <https://goo.gl/EoY21V>. Acesso em: 21 jan. 2016.
DICAS
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
7
2.3 O MODELO ATÔMICO DE ERNEST RUTHERFORD
Ernest Rutherford (1871-1937), em 1904, ao realizar um experimento 
com gás hidrogênio (H2), detectou a presença de partículas com cargas elétricas 
positivas ainda menores, as quais ele denominou prótons (p).
Ele propôs que o átomo seria constituído no centro por um núcleo positivo 
que continha a massa e os nêutrons do átomo. A região fora do núcleo, chamada 
de eletrosfera, deveria ser ocupada pelos elétrons de carga negativa, orbitando ao 
redor do núcleo. 
Este modelo lembrava um sistema solar, conhecido como modelo 
planetário, representado pela Figura 4.
FIGURA 4 - MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/wp-content/
uploads/2009/08/1 db74253cba.jpg.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
Saiba mais sobre a experiência de Ernest Rutherford utilizando material radioativo 
e uma finíssima lâmina de ouro para verificar se os átomos eram maciços, em: REIS, Martha. 
Completamente Química: Química Geral. São Paulo: FDT, 2001.
DICAS
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
8
2.4 O MODELO ATÔMICO DE NIELS BOHR – TEORIA 
ATÔMICA ATUAL
Niels Bohr (1885-1962) desenvolveu um modelo atômico partindo dos 
seguintes postulados:
• Os elétrons movimentam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo do átomo;
• Cada órbita possui energia constante, estacionária. Os elétrons que estiverem 
nas órbitas mais afastadas do núcleo serão mais energéticos;
• Absorvendo certa quantidade de energia, o elétron salta para uma órbita mais 
energética. Voltando à sua órbita original, perde a mesma quantidade de energia, 
na forma de luz (ondas eletromagnéticas);
• O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas disponíveis para acomodar 
os elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas eletrônicas ou níveis de 
energia;
• Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representado por uma letra: K, 
L, M, N, O, P e Q, recebendo um número quântico principal (n): 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 
7, respectivamente;
• Cada camada eletrônica ou nível de energia comporta um número máximo de 
elétrons, conforme a figura a seguir:
FIGURA 5 - NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS POR CAMADA ELETRÔNICA OU NÍVEL 
DE ENERGIA
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/upload/conteudo/images/
diagrama-de-pauling.jpg.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
9
Obs.: A camada eletrônica ou nível de energia mais afastada do núcleo é a 
mais energética e recebe o nome de Camada de Valência (CV), vide Figura 6.
FIGURA 6 - CRESCIMENTO DA ENERGIA NAS CAMADAS ELETRÔNICAS OU NÍVEIS DE 
ENERGIA
FONTE: Disponível em: <http://crv.sistti.com.br/sistema_crv_dotnet/banco_objetos_
crv/%7B43F24AD0-8576-4F99-B6FE-FE558D94B194%7D_1306.gif.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
3 A MATÉRIA
A matéria é definida como tudo o que possui massa, volume e ocupa 
lugar no espaço. Se olharmos ao nosso redor, perceberemos que estamos cercados 
de matéria, como árvores, carros, ar, alimentos, água etc. Porém, devemos ter o 
cuidado para não confundir energia com matéria. Energia não pode ser considerada 
como matéria, pois não ocupa lugar no espaço. Existem vários tipos de energia, 
como solar, elétrica, cinética, sonora, mecânica etc. Sendo assim, energia é uma 
transformação, realização de trabalho.
Toda matéria é formada por átomos, e estes são definidos como as menores 
partículas que constituem a matéria. Ao se definir a composição de um material ou 
substâncias, consegue-se identificar quais os átomos que a formam, ou seja, quais 
os elementos químicos que estão presentes.
Exemplo: A água do mar é composta principalmente por sais como cloreto 
de sódio (NaCl), gases dissolvidos como o nitrogênio (N2), oxigênio (O2) e dióxido 
de carbono (CO2), macronutrientes como fósforo (P) e enxofre (S), íons de magnésio 
(Mg+2), potássio (K+1), cálcio (Ca+2) e sulfato (SO4)-2.
A matéria é dividida em substâncias e misturas. Confira as subdivisões das 
mesmas.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
10
QUADRO 1 - SUBDIVISÕES DAS SUBSTÂNCIAS E MISTURAS
S U B S T Â N C I A 
ELEMENTAR
É formada por um mesmo elemento 
químico.
Ex.: He, Al, Fe, etc.
S U B S T Â N C I A 
PURA
Não pode ser separada, pois 
apresenta composição constante.
Ex.: H2O, O2, CO2 etc.
S U B S T Â N C I A 
SIMPLES
É formada por átomos do mesmo 
elemento químico.
Ex.: O3, N2, Cl2, etc.
S U B S T Â N C I A 
COMPOSTA
É formada por átomos de elementos 
químicos diferentes.
Ex.: Ca(OH)2, SO3, Al2(SO4)3, 
etc.
MISTURA
É a junção de duas ou mais substâncias, 
simples ou compostas. Podem 
ser classificadas como misturas 
homogêneas ou heterogêneas. 
Ex.: H2O + NaCl, H2O + CO2, 
O2 + N2, etc.
HOMOGÊNEA
Apresenta apenas uma fase, um 
aspecto visual.
Ex.: H2O + açúcar, misturas 
de gases, ligas metálicas, etc.
HETEROGÊNEA
Apresenta duas ou mais fases, dois 
ou mais aspectos visuais.
EX: H2O + óleo, EX: H2O + 
pedra + CO2, etc.
FONTE: A autora
Para finalizar este conteúdo veremos: As Partículas Fundamentais da 
Matéria: Prótons, Elétrons e Nêutrons.
• Prótons: são partículas positivas. Representadas por: p+
• Elétrons: são partículas negativas. Representadas por: e-
• Nêutrons: são partículas neutras, ou seja, não apresentam carga positiva ou 
negativa. São representadas por: n.
3.1 DEFINIÇÃO DE ELEMENTO QUÍMICO
A junção de vários átomos iguais, ou seja, que apresentam o mesmo número 
atômico (Z), é chamada de Elemento químico.
O número atômico (Z) é a característica mais importante de um elemento 
químico, pois ele indica o número de prótons (p) e o número de elétrons (e-) do 
elemento.
Logo, em um elemento químico: Z = p = e-
Traduzindo, número atômico é igual ao número de prótons e número de 
elétrons.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
11
Os elementos químicos são representados por um símbolo, seguindo a 
padronização da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), onde 
a primeira letra do elemento químico deve ser maiúscula e a segunda letra, se 
houver, deve ser minúscula. Em relação à nomenclatura dos elementos químicos, 
esta origina do latim. 
Todo elemento apresenta um número atômico (Z), um número de massa 
atômica (A) e um número de nêutrons (n). Para verificar estas informações, basta 
consultar uma Tabela Periódica, contudo o número de nêutrons deve ser calculado 
através da fórmula a seguir:
n = A – Z
Lembrando: 
n = número de nêutrons
A = número de massa atômica
Z = número atômico
Exemplo: 20 Ca 40 n = A – Z ------ n = 40 – 20 ------ n = 20
Assim, o valor de massa atômica é a soma do número atômico com o 
número de nêutrons. A = Z + n
3.1.1 Íons
Os elementos químicos apresentam a tendência de perder ou ganhar 
elétrons para se estabilizar quimicamente, ou seja, alcançar os oito elétrons na 
camada devalência. Tal estabilidade é explicada pela regra do octeto. Quando 
um elemento químico perde ou ganha elétrons, ele se torna uma espécie química 
carregada eletricamente chamada de íon.
A REGRA DO OCTETO: Os gases nobres, elementos da família 8A ou grupo 
zero da Tabela Periódica, são elementos estáveis, pois já apresentam a camada de 
valência completa com oito elétrons, com exceção do gás hélio, que é estável com 
dois elétrons na camada de valência, o que é explicado pela regra do dueto. Por 
este motivo, os gases nobres não perdem ou ganham elétrons.
Os íons são espécies químicas carregadas eletricamente. Íons carregados 
com carga positiva são chamados de cátions e íons carregados com carga negativa 
são chamados de ânions.
OS CÁTIONS: são íons que doam (perdem) elétrons, desta forma adquirem 
carga positiva. Ex.: Na+1, Ca+2, Al+3 etc.
OS ÂNIONS: são íons que ganham (recebem) elétrons, desta forma 
adquirem carga negativa. Ex.: N-3, O-2, F-1 etc.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
12
Certo cátion trivalente (+3) contém 10 elétrons e 14 nêutrons. Determine o seu 
número atômico e o seu número de massa atômica.
Resolução:
O cátion trivalente pode ser representado por X3+, que contém: 10 elétrons e 14 nêutrons, logo, 
por ser um cátion trivalente, significa que ele doou três elétrons e assim o seu número atômico 
(Z) é igual a 13.
13X3+ = 13 – 3 = 10.
Lembre-se: a perda ou ganho de elétrons ocorre sempre no número atômico da espécie 
química.
Como a massa atômica (A) = Z + n: A = 13 + 14 = 27
3.2 AS SEMELHANÇAS ATÔMICAS
No início do século XX, experiências realizadas por Soddy e outros 
cientistas com elementos radioativos mostraram evidências de que um elemento 
químico pode ser constituído por uma mistura de vários átomos com o mesmo 
número atômico, mas com diferentes números de massa. Esses átomos foram 
chamados por Soddy de isótopos. A diferença no número de massa é produzida 
pelas diferentes quantidades de nêutrons existentes em casa isótopo. (USBERCO; 
SALVADOR, 2006)
Outros átomos com semelhanças atômicas também são estudados, como os 
isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.
Radioisótopo é um isótopo que emite radiação. Os radioisótopos podem ser 
aplicados na medicina, no diagnóstico de muitas doenças e problemas fisiológicos, permitindo 
sua identificação para um futuro tratamento. Confira no Quadro 2 alguns exemplos.
IMPORTANT
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IMPORTANT
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TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
13
QUADRO 2 – APLICAÇÃO DE RADIOISÓTOPOS NA MEDICINA
RADIOISÓTOPOS APLICAÇÃO
F18 (Flúor) Mapeamento ósseo
Tc99 (Tecnécio) Mapeamento do coração, fígado, rins, cérebro
I131 (Iodo) Mapeamento da tireoide
Cr51 (Cromo) Mapeamento das hemácias
FONTE: A autora
3.2.1 Isótopos
São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo 
número atômico (Z) e diferentes números de massa atômica (A). O magnésio, por 
exemplo, é um elemento químico que ocorre na natureza na forma de três isótopos.
12Mg24 12Mg25 12Mg26
A maioria dos elementos químicos é encontrada na natureza na forma de 
mistura isotópica, ou seja, com um ou mais isótopos. Os isótopos apresentam-se 
em porcentagens diferentes, os mais estáveis são aqueles que ocorrem com maior 
frequência, que é representada por porcentagem.
Por exemplo, o hidrogênio é o único elemento químico que tem seus 
isótopos apresentando nomes diferentes. Observe o quadro a seguir:
QUADRO 3 - ISÓTOPOS DO HIDROGÊNIO E SUA OCORRÊNCIA NA NATUREZA
ISÓTOPO NOMENCLATURA OCORRÊNCIA (aproximada)
1H1 Prótio, hidrogênio comum, 
leve
99,985%
1H2 Deutério 0,015%
1H3 Trítio, Tricédio, Tritério 10-7%
FONTE: A autora
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
14
3.2.2 Isóbaros
São átomos que apresentam o mesmo número de massa atômica (A) e 
diferente número atômico (Z), logo, pertencem a elementos químicos diferentes. 
Na tabela periódica encontram-se vários elementos químicos com o mesmo valor 
de massa atômica. 
Ex.: 18 Ar40 (Argônio) e 20 Ca40 (Cálcio)
3.2.3 Isótonos
São átomos de diferentes elementos químicos com números atômicos (Z) 
e números de massas atômicas (A) diferentes, porém, com mesmo número de 
nêutrons. Sendo: n = A – Z.
Ex.: 7N14 14 – 7 = 7 nêutrons
6C13 13 – 6 = 7 nêutrons
3.2.4 Isoeletrônicos
São espécies químicas diferentes que apresentam o mesmo número de 
elétrons. Tais espécies englobam os íons, cátions e ânions, e também os elementos 
químicos.
Ex: 13 Al+3 -> Z = 13, como é um cátion trivalente (+3) perde três elétrons e 
finaliza com 10 elétrons.
8O-2 -> Z = 8, como é um ânion bivalente (-2) ganha dois elétrons e finaliza 
com 10 elétrons.
Portanto, o Al+3 e o O-2 são isoeletrônicos, pois no final apresentam o 
mesmo número de elétrons. Lembre-se de que a perda ou o ganho de elétrons 
sempre ocorre com número atômico (Z) da espécie química.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
15
Considere as representações:
3x + 32 R11x + 15 5x – 8 S12x – 2 4x + 10 T10x + 35
Sabendo que R e S são isótopos, determine os números atômicos (Z) e os números de massa 
(A) de R, S e T.
Resolução:
Como sabemos que R e S são isótopos, temos:
3x + 32 = 5x – 8
40 = 2x
20 = x
Substituindo o x nas representações, teremos:
92 R235 92S238 90 T 235
3.3 O DIAGRAMA DE LINUS PAULING E A DISTRIBUIÇÃO 
ELETRÔNICA
Linus Pauling desenvolveu um diagrama para o preenchimento da 
eletrosfera pelos elétrons de um átomo em ordem crescente de energia, definida 
pelo diagrama em níveis e em subníveis de energia.
Linus Carl Pauling foi um ilustríssimo químico norte-americano. Nasceu em 1901 
e faleceu em 1994, com 93 anos de muita dedicação à pesquisa. Pauling foi um dos mais 
reconhecidos cientistas do século XX, prova disso é que ele foi o único prestigiado com dois 
Prêmios Nobel não compartilhados. Um deles foi em 1954, em decorrência de um de seus 
trabalhos relacionados à Química (A natureza das ligações químicas - publicado em 1939). A 
segunda premiação foi em 1962, na qual Pauling recebeu o Prêmio Nobel da Paz pelas suas 
intervenções contra testes nucleares, o uso de bombas atômicas como armas de guerra e a 
construção de usinas nucleares. 
FONTE: Disponível em: <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/linus-pauling.htm.>. Acesso 
em: 25 jan. 2016.
NOTA
DICAS
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
16
Cada camada eletrônica ou nível de energia apresenta um número quântico 
principal (n), que é o valor numérico que se localiza antes do subnível de energia. 
Confira no Quadro 4 abaixo:
QUADRO 4 - NÚMEROS QUÂNTICOS PRINCIPAIS
Camadas eletrônicas ou Níveis de energia K L M N O P Q
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
FONTE: A autora
Ex.: 1s2: 1 = número quântico principal = camada eletrônica ou nível de 
energia = K
s = subnível.
As camadas eletrônicas ou níveis de energia (K, L, M, N, O, P e Q) são 
subdivididos em quatro subníveis de energia, s, p, d e f. Cada subnível de energia 
comporta um número máximo de elétrons, que é representado sobre o subnível de 
energia. Confira na Figura 7, a seguir, o Diagrama de Linus Pauling.
FIGURA 7 - DIAGRAMA DE LINUS PAULING
FONTE: Disponível em: <http://image.slidesharecdn.com/7-nveisdeenergia 
120411182505phpapp02/95/7-nveis-de-energia-9-728.jpg?cb=1334169472 25/01/16.>. 
Acesso em: 16 fev.2016.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
17
Caro acadêmico, caso seja necessário, volte ao assunto sobre o modelo atômico 
de Niels Bohr para relembrar as camadas ou níveis de energia.
Para realizar uma distribuição eletrônica deve-se usar o número atômico 
(Z) do átomo e respeitar a ordem do Diagrama de Linus Pauling. Para isso, basta 
seguir as setas de cima para baixo na diagonal. A soma dos elétrons dos subníveis 
deve ser igual ao valor do número atômico do átomo. No final deve-seindicar a 
Camada de Valência, ou seja, a camada ou nível com o maior número quântico 
principal. Veja o exemplo a seguir:
Ex.: Ba56 - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Neste caso a Camada de Valência é 6s2, pois apresenta o maior número 
quântico principal, que neste caso é 6. 
3.4 OS NÚMEROS QUÂNTICOS
3.4.1 Número quântico principal (n)
Como foi visto anteriormente, o número quântico principal indica a camada 
eletrônica ou nível de energia. Confira no Quadro 5 o número máximo de elétrons 
em cada camada eletrônica ou nível de energia.
QUADRO 5 – NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS EM CADA CAMADA ELETRÔNICA OU NÍVEL DE 
ENERGIA
Camada eletrônica ou Nível de energia K L M N O P Q
Número quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
Número máximo de elétrons nas camadas 
eletrônicas ou níveis de energia
 2 8 18 32 32 18 8
FONTE: A autora
3.4.2 Número quântico secundário (l)
Conforme estudamos anteriormente, cada camada eletrônica ou nível 
de energia é subdividido em subníveis de energia, s, p, d e f, e cada subnível é 
IMPORTANT
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UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
18
representado por um número quântico secundário (ℓ), 0, 1, 2 e 3, respectivamente. 
Logo, cada subnível de energia recebe um número quântico secundário (ℓ) 
e, ainda, comporta um número máximo de elétrons.
QUADRO 6 - NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO E NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS NOS 
SUBNÍVEIS DE ENERGIA
Subníveis s p d f
N° máx. de 
elétrons
2 elétrons 6 elétrons 10 elétrons 14 elétrons
N° quântico 
secundário
0 1 2 3
FONTE: A autora.
3.4.3 Orbitais atômicos
Orbital atômico é o local mais provável de se encontrar os elétrons de um 
átomo. O orbital atômico é representado por um “quadradinho”.
Cada subnível de energia possui um número de orbital, que será sempre a 
metade do número de elétrons que o subnível comporta. Cada orbital possui um 
número quântico magnético ou azimutal (ml) que se encontra abaixo do mesmo. 
Veja na Figura 7 a quantidade de orbitais que cada subnível de energia comporta e 
também a representação dos orbitais (“quadradinhos”).
FIGURA 8 - SUBNÍVEIS DE ENERGIA E QUANTIDADE DE ORBITAIS ATÔMICOS
FONTE: Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/upload/conteudo/images/numero-
quantico-magnetico.jpg>. Acesso em: 18 mar. 2016.
TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
19
3.4.4 Número quântico magnético ou azimutal (ml)
O número quântico magnético ou azimutal está relacionado com a região 
de maior probabilidade de se encontrar um elétron, chamada de orbital. Como 
cada orbital comporta no máximo dois elétrons, estes são associados aos subníveis 
de energia, e devido a isso apresentam valores variados, -mℓ, à esquerda do zero 
e +mℓ, à direita do zero. Cada subnível de energia pode apresentar um ou mais 
orbitais.
3.4.5 Número quântico de Spin (m
s
)
O número quântico de spin indica a rotação do elétron dentro do orbital. 
Esse número quântico diferencia os elétrons de um mesmo orbital. Conforme o 
princípio de exclusão de Pauli, cada orbital comporta no máximo dois elétrons de 
rotações contrárias. Os elétrons são representados por Spins (setas).
Note na Figura 8 que o orbital do subnível s está preenchido com dois 
elétrons, representados pelos spins.
Obs: Tanto o número quântico magnético ou azimutal quanto o número 
de spin é definido através do elétron de diferenciação ou diferenciador, que é o 
último elétron (spin) distribuído nos orbitais.
FIGURA 9 – SUBNÍVEIS DE ENERGIA E SEUS ORBITAIS ATÔMICOS
FONTE: Disponível em: <http://images.slideplayer.com.br/9/2571210/slides/slide_4.
jpg.>. Acesso em: 21jan. 2016.
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
20
Número quântico de spin (ms): para cima ↑ = +1/2
Número quântico de spin (ms) para baixo ↓ = -1/2
Regra de Hund: Os orbitais devem ser preenchidos primeiramente com 
todos os spins para cima, e depois, se necessário, para baixo. Confira na Figura 9 
que o elétron de diferenciação ou diferenciador se encontra no primeiro orbital, 
que foi o último elétron (spin) distribuído.
FIGURA 10 - UTILIZAÇÃO DA REGRA DE HUND
FONTE: Disponível em: <http://images.slideplayer.com.br/3/1223908/slides/slide_12.
jpg.>. Acesso em: 21 jan. 2016.
Caro acadêmico, os orbitais completos com dois elétrons são chamados de 
emparelhados ou completos, com um elétron é chamado de desemparelhado ou incompleto, 
e sem elétron, vazio.
Para se definir os quatro números quânticos deve-se utilizar o subnível mais energético que 
se encontra no final da distribuição eletrônica.
A Figura 10 demonstra a configuração completa dos quatro números quânticos que acabamos 
de estudar.
IMPORTANT
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TÓPICO 1 | MODELOS ATÔMICOS
21
FIGURA 11 - NÚMEROS QUÂNTICOS
22
Nesse tópico você aprendeu que: 
• Os alquimistas criaram equipamentos de laboratório e desenvolveram várias 
metodologias para a obtenção de metais, na produção de papiros, sabões e de 
funções inorgânicas.
• Modelo atômico é uma representação gráfica que procura explicar, de maneira 
científica, os fenômenos relacionados à composição da matéria e suas formas.
• Modelo de Dalton: a matéria é constituída por pequenas partículas esféricas 
maciças e indivisíveis, denominadas átomos.
• Modelo de Thomson: o átomo era uma esfera maciça, positiva, incrustada de 
elétrons (carga negativa), de modo que a carga total fosse nula.
• Modelo de Rutherford: o átomo seria constituído no centro por um núcleo 
positivo que continha a massa e os nêutrons do átomo. A região fora do núcleo, 
chamada de eletrosfera, deveria ser ocupada pelos elétrons de carga negativa, 
orbitando ao redor do núcleo.
• Modelo de Bohr: O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas 
disponíveis para acomodar os elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas 
eletrônicas ou níveis de energia.
• A matéria é definida como tudo que possui massa, volume e ocupa lugar no 
espaço.
• A junção de vários átomos iguais, ou seja, que apresentam o mesmo número 
atômico (Z), é chamada de Elemento químico.
• O número atômico (Z) é a característica mais importante de um elemento 
químico, pois ele indica o número de prótons (p) e o número de elétrons (e-) do 
elemento.
• Quando um elemento químico perde ou ganha elétrons ele se torna uma espécie 
química carregada eletricamente, chamada de íon.
• Átomos com semelhanças atômicas podem ser classificados em: isótopos, 
isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.
RESUMO DO TÓPICO 1
23
1 Quatro modelos atômicos foram estudados durante esta unidade a fim de 
entender a estrutura do átomo. Com relação ao modelo atômico que se refere 
à teoria atômica atual, assinale a alternativa CORRETA:
a) ( ) John Dalton.
b) ( ) Ernest Rutherford.
c) ( ) Niels Bohr.
d) ( ) J. J. Thomson.
2 O titânio já foi conhecido como o “metal maravilha”, devido às suas 
qualidades. É mais resistente à corrosão que o aço inoxidável, suas ligas 
metálicas são empregadas na indústria aeronáutica, em próteses e em 
implantes dentários. A produção mundial anual de titânio é de cerca de 10 
milhões de toneladas, e as principais reservas estão no Canadá e na Austrália. 
Sobre o titânio (Z=22), determine a configuração eletrônica dos elétrons:
AUTOATIVIDADE
24
25
TÓPICO 2
A TABELA PERIÓDICA
UNIDADE 1
1 INTRODUÇÃO
Sempre foi preocupação dos cientistas organizar os resultados obtidos 
experimentalmente de tal maneira que semelhanças, diferenças e 
tendências se tornassem mais evidentes. Isto facilitaria previsões a partir 
de conhecimentos anteriores. Um dos recursos mais usados em Química 
para atingir essa finalidade é a Tabela Periódica. As primeiras tabelas 
foram propostas no início do século XIX; porém, apresentavam mais 
erros do que acertos.Foi somente em 1869 que surgiu uma tabela que 
atendia às necessidades dos químicose que se tornou a base da Tabela 
Periódica atual. Foi proposta por Dimitri Ivanovitch Mendeleev (1834-
1907) e organizava os elementos em linhas horizontais, os períodos ou 
séries, e em linhas verticais, os grupos ou famílias. (S/A. Disponível em: 
<http://slideplayer.com.br/slide/337072/>. Acesso em: 18 mar.2016). 
À medida que percorremos um período, as propriedades físicas variam 
regularmente, uniformemente. Num grupo, os elementos apresentam propriedades 
químicas semelhantes. Esquematicamente:
Períodos – regularidade na variação das propriedades físicas.
Grupos: semelhanças das propriedades químicas.
FONTE: Usberco; Salvador (1998, p. 78.)
Caro acadêmico, você conhece todas as informações que a Tabela Periódica 
oferece sobre os elementos químicos? Aprofunde os conhecimentos sobre o histórico desta 
ferramenta indispensável para o entendimento desta disciplina tão fascinante que é a química.
DICAS
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
26
2 A ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS NA TABELA 
PERIÓDICA
A Tabela Periódica atual é constituída por 18 famílias. Cada família 
contém elementos com propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de 
apresentarem o mesmo número de elétrons na camada de valência. Na família 1A, 
por exemplo, todos os elementos apresentam um elétron na camada de valência. 
Atualmente, 118 elementos químicos estão organizados na Tabela Periódica em 
ordem crescente de seus números atômicos (Z). Confira na Figura 12:
FIGURA 12 – FAMÍLIAS E PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: Disponível em: <www.maristas.org.br/colegios/assuncao/.../tabela_periodica.ppt>. 
Acesso em: 18 mar. 2016.
Caro acadêmico, verifique na Figura 13 a representação de uma legenda presente 
numa Tabela Periódica, onde estão as informações citadas anteriormente. Note que a massa 
atômica ou peso atômico apresenta valor maior que o número atômico.
IMPORTANT
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TÓPICO 2 | TABELA PERIÓDICA
27
FIGURA 13 - INFORMAÇÕES PERIÓDICAS DO ELEMENTO FERRO
FONTE: Disponível em: <http://rede.novaescolaclube.org.br/sites/default/files/
importadas/img/geral/tabela-periodica-legendada.jpg.> Acesso em: 22 jan. 2016. 
Na Tabela Periódica os elementos foram classificados segundo suas 
propriedades físicas e químicas, agrupando-se em metais, não metais, semimetais, 
gases nobres ou grupo zero e hidrogênio. 
A Tabela Periódica sofreu algumas alterações e por isso é necessário estarmos 
atentos às atualizações. Acesse a leitura complementar no final desta unidade e fique por 
dentro. Boa leitura!
Elementos artificiais - Os elementos químicos que apresentam número 
atômico superior a 92 são artificiais, isto é, foram sintetizados em laboratório 
químico através de pesquisas nucleares. Com exceção dos elementos promécio, 
com número atômico igual a 43, e tecnécio, com número atômico igual a 61. Dos 
118 elementos químicos reconhecidos, os elementos artificiais classificam-se em:
• Cisurânicos: recebem esse nome (cis = “aquém de”) porque apresentam número 
atômico inferior a 92, o do elemento urânio. São os seguintes: tecnécio (Tc), 
ástato (At), frâncio (Fr) e promécio (Pm).
• Transurânicos: recebem esse nome (trans = “além de”) porque apresentam 
número atômico superior a 92, ou seja, que se encontram depois do urânio. 
2.1 PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA
A Tabela Periódica possui sete períodos ou séries, que são as linhas 
horizontais, numeradas de 1 a 7 através dos números quânticos principais, que 
representam as sete camadas eletrônicas ou níveis de energia, K, L, M, N, O, P 
e Q, respectivamente. Lembre-se de que as séries dos lantanídeos e actinídeos 
pertencem ao sexto e sétimo período, respectivamente. Vide Figura 1. Após a 
IMPORTANT
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UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
28
realização de uma distribuição eletrônica, define-se como camada de valência 
aquela que apresentar o maior número quântico principal, e você pode utilizá-la 
também para definir o período em que o elemento se encontra na Tabela Periódica. 
Ex.: Camada de valência do K (potássio) = 4s1, o 4 indica que o potássio está no 
quarto período da Tabela Periódica, ou seja, na quarta linha horizontal.
2.2 FAMÍLIAS OU GRUPOS
As 18 famílias estão dispostas em linhas verticais que são divididas em 
dois grupos, o grupo A, que são as colunas verticais mais altas, e o grupo B, que 
são as colunas verticais mais baixas e centrais da Tabela Periódica.
Os elementos químicos presentes nas famílias do grupo A são chamados 
de elementos representativos, do grupo B são chamados metais de transição, e as 
séries dos lantanídeos e actinídeos são chamados de metais de transição interna. 
Todas as famílias recebem uma classificação diferenciada por cores, conforme 
representado na Figura 14:
FIGURA 14 - A TABELA PERIÓDICA E A LEGENDA DE CORES
FONTE: Disponível em: <http://www.brdicas.com.br/wp-content/uploads/2014/01/tabela-
periodica-2014-imprimir.png.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
TÓPICO 2 | TABELA PERIÓDICA
29
Caro acadêmico, lembre-se de que a Tabela Periódica é uma ferramenta de apoio 
para as aulas de Química, por isso não se preocupe em decorá-la, basta saber usá-la.
Adquira uma Tabela Periódica atualizada e aprenda a utilizá-la na prática. Livrarias e papelarias 
comercializam esse material didático. Para um aprofundamento neste assunto consulte 
a bibliografia: CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: 
McGraw Hill – Artmed 2010.
2.3 METAIS, SEMIMETAIS E NÃO METAIS
METAIS – Ocupam cerca de 80% da Tabela Periódica. São sólidos em 
temperatura ambiente, com exceção do mercúrio (Hg), que é o único metal líquido. 
São bons condutores de calor e eletricidade, são maleáveis (capacidade de formar 
lâminas), apresentam ductibilidade (capacidade de formar fios), tenacidade 
(resistência à tração) e brilho metálico. São cátions, ou seja, possuem a capacidade 
de doar elétrons e geralmente apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência 
(última camada).
NÃO METAIS – Representam cerca de 10% da Tabela Periódica, porém 
são os mais abundantes na natureza. Não há um estado físico definido. Não 
apresentam brilho, não conduzem calor nem eletricidade e são utilizados na 
produção de pólvora e pneus.
SEMIMETAIS – Estes elementos apresentam características intermediárias 
entre os metais e os não metais.
Para saber mais sobre os elementos químicos, acesse: http://educar.sc.usp.br/
quimica/tabela.html
DICAS
DICAS
30
RESUMO DO TÓPICO 2
• A Tabela Periódica atual é constituída por 18 famílias. Cada família contém 
elementos com propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de 
apresentarem o mesmo número de elétrons na camada de valência. 
• Atualmente, 118 elementos químicos estão organizados na Tabela Periódica, em 
ordem crescente de seus números atômicos (Z).
• Na Tabela Periódica os elementos foram classificados segundo suas propriedades 
físicas e químicas, agrupando-se em metais, não metais, semimetais, gases 
nobres ou grupo zero e hidrogênio.
• Elementos artificiais - Os elementos químicos que apresentam número atômico 
superior a 92 são artificiais, isto é, foram sintetizados em laboratório químico 
através de pesquisas nucleares. Com exceção dos elementos promécio, com 
número atômico igual a 43, e tecnécio, com número atômico igual a 61. 
• Cisurânicos: recebem esse nome (cis = “aquém de”) porque apresentam número 
atômico inferior a 92, o do elemento urânio. São os seguintes: tecnécio (Tc), 
ástato (At), frâncio (Fr) e promécio (Pm).
• Transurânicos: recebem esse nome (trans = “além de”) porque apresentam 
número atômico superior a 92, ou seja, que se encontram depois do urânio.
• A Tabela Periódica possui sete períodos ou séries, que são as linhas horizontais, 
numeradas de 1 a 7 através dos números quânticos principais, que representam 
as sete camadas eletrônicas ou níveis de energia, K, L, M, N, O,P e Q, 
respectivamente.
• Os elementos químicos presentes nas famílias do grupo A são chamados de 
elementos representativos, do grupo B são chamados metais de transição, e as 
séries dos lantanídeos e actinídeos são chamados de metais de transição interna.
31
1 Identifique o elemento químico que se encontra na família 3A e no 3° período. 
2 Com relação à organização da Tabela Periódica, correlacione a 1° coluna com 
a segunda:
a) metais alcalinos ( ) coluna 0
b) metais alcalinos-terrosos ( ) coluna 6A
c) calcogênios ( ) coluna 7A
d) halogênios ( ) coluna 2A
e) gases nobres ( ) coluna 1A
AUTOATIVIDADE
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33
TÓPICO 3
LIGAÇÕES QUÍMICAS
UNIDADE 1
1 INTRODUÇÃO
Na natureza são raros os elementos químicos que se encontram de forma 
isolada. Na verdade, os únicos elementos que formam substâncias elementares 
são os elementos pertencentes à família 8A ou grupo zero da Tabela Periódica. Os 
gases nobres (família 8A) são estáveis, pois apresentam oito elétrons na camada de 
valência, com exceção do gás hélio (He), que é estável com dois elétrons na camada 
de valência, e são pouco reativos, pois não necessitam realizar ligações químicas 
com outros elementos. 
Os demais elementos químicos tendem a se ligar uns com os outros em 
busca da estabilidade química, ou seja, adquirir os oito elétrons na camada de 
valência, semelhante aos gases nobres. As ligações químicas são responsáveis 
pelas centenas de compostos presentes em nosso dia a dia.
Muitas vezes nos perguntamos: como funciona a atração eletromagnética 
de um ímã? Como uma lagartixa consegue andar pelas paredes? Todos esses fatos 
são explicados pelas forças de atração e, no contrário, as forças de repulsão.
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação química é o nome dado às formas de associação existentes entre 
os átomos. (COVRE, Geraldo José, 2001, p. 109). Qualquer fenômeno químico 
ocorre na eletrosfera (local onde se encontram os elétrons) do átomo. As ligações 
químicas, por exemplo, acontecem devido às interações entre as eletrosferas dos 
átomos ligantes. E por qual motivo isso acontece? Se observarmos os gases nobres, 
que já são estáveis, perceberemos que esses elementos possuem uma característica 
típica em relação às suas configurações eletrônicas e o número de elétrons na 
camada de valência.
Resumindo, os gases nobres apresentam duas características fundamentais: 
são estáveis quimicamente e apresentam a última camada completa com oito 
elétrons (no caso do hélio, dois elétrons). Com exceção do grupo 8A, os outros 
átomos apresentam a capacidade de se combinar. 
Segundo Lewis: “Os átomos de diferentes elementos ligam-se entre si, 
cedendo, recebendo ou compartilhando elétrons, na tentativa de adquirir uma 
34
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
configuração eletrônica igual à de um gás nobre, ou seja, estável”.
Valência - É o que determina o número de ligações que o átomo necessita 
fazer. 
Eletrovalência - É o valor da valência (carga elétrica) seguida do respectivo 
sinal. Os cátions, por perderem elétrons, apresentam eletrovalência positiva e os 
ânions, por ganharem elétrons, apresentam eletrovalência negativa.
No Quadro 7, segue a tendência que os elementos químicos das famílias 
dos elementos típicos ou representativos (grupo A) apresentam em ganhar ou 
perder elétrons da camada de valência para se estabilizarem.
QUADRO 7 - FAMÍLIAS (GRUPO A), ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA E A ELETROVALÊNCIA
Famílias do 
Grupo A
Família 
1A
Família 
2A
Família 
3A
Família 
4A
Família 
5A
Família 
6A
Família 
7A
Nº elétrons na 
Camada de 
Valência
1 
elétron
2 
elétrons
3 elétrons
4 
elétrons
5 
elétrons
6 
elétrons
7 
elétrons
Eletrovalência +1 +2 +3 +4 / -4 -3 -2 -1
FONTE: A autora
Em relação aos elementos do grupo B, metais de transição e transição-
interna, devemos lembrar que todos apresentam carga positiva, pois são metais e 
apresentam a tendência de perder elétrons para se estabilizar. Ainda, como citado 
anteriormente, nem todos os elementos se estabilizam conforme a regra do octeto. 
Existe a chamada Pseudoconfiguração-gás-nobre, a qual não possui nenhuma 
semelhança com a configuração de um gás nobre. Contudo, o que temos de 
semelhança é que todos os orbitais da camada de valência estão completos. Alguns 
elementos de transição, após a ligação, não apresentam nem a configuração do 
gás nobre nem a pseudoconfiguração. Como exemplo podemos citar as espécies 
catiônicas Cu+1 e Cu+2.
Caro acadêmico, confira na tabela de cátions esses dois íons. Aproveite para 
realizar suas distribuições eletrônicas e verifique os números de elétrons nas respectivas 
camadas de valência.
DICAS
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
35
3 AS LIGAÇÕES IÔNICAS
“Ligação iônica ou eletrovalente é aquela que se estabelece por meio da 
transferência definitiva de elétrons entre átomos”. (COVRE, Geraldo José, 2001, 
p. 110). Este tipo de ligação ocorre entre um elemento metálico e um elemento não 
metálico por transferência de elétrons. Os metais são catiônicos, por isso doam seus 
elétrons da camada de valência para os não metais, que são aniônicos e por isso 
recebem esses elétrons, ambos com o intuito de se estabilizar. Essa transferência de 
elétrons pode ser representada através da notação de Lewis.
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: é a representação dos elétrons 
da camada de valência ao redor do átomo. Tais elétrons podem ser representados 
por pontos (.) ou (x). 
Fórmula molecular: é a representação final do número de elementos 
utilizados na ligação. Coloca-se em primeiro lugar o cátion (metal) e em seguida o 
ânion (não metal).
Note a seguir a junção entre a fórmula molecular, os íons formados e a 
notação de Lewis.
Note que foram necessários dois íons Cℓ-1 para estabilizar o íon Ca+2 e 
formar o composto CaCℓ2 e que as cargas dos íons desceram de forma invertida.
Observação:
1 - Quando as valências (cargas) apresentam valores diferentes, a valência de um 
indica a quantidade do outro elemento.
 K .................. + 1
 1º) 
 K2O
 O ...................... - 2 
36
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
 Ca................... + 2
 2º) 
 Ca3P2
 P........................... - 3
1 - Ao montar a fórmula molecular, colocamos os elementos em ordem crescente 
de eletronegatividade. No caso específico de ligação iônica, metal (cátion) à 
esquerda, não metal (ânion) à direita.
2 - Os números colocados junto aos símbolos indicam a quantidade de átomos 
(atomicidade) na referida fórmula molecular, são denominados índices e devem 
permanecer na parte inferior dos elementos.
Ex. 1: Caro acadêmico, note que na figura a seguir os elétrons da camada de 
valência estão ao redor dos átomos (Notação de Lewis), mostrando que o elétron 
do cátion metálico é transferido para o ânion não metálico. Ou seja, o Na (sódio) 
apresenta apenas um elétron na camada de valência (família 1A) para ser doado, 
por isso é nomeado como cátion (carga positiva) monovalente. Já o cloro (Cl) 
recebe a nomeação de ânion (carga negativa) monovalente, pois só precisa receber 
um elétron para se estabilizar, afinal apresenta sete elétrons na camada de valência 
(família 7A).
FIGURA 15 - NOTAÇÃO DE LEWIS OU FÓRMULA ELETRÔNICA DO NACL
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com>. Acesso em: 18 mar. 2016. 
A fórmula molecular é então: NaCl. Foi necessário apenas um átomo de 
sódio (Na) para estabilizar um átomo de cloro (Cl). Note que o cátion permaneceà frente do ânion.
Ex. 2: Repare mais uma vez, na figura seguinte, que os elétrons da camada 
de valência estão ao redor dos átomos (Notação de Lewis), mostrando que o elétron 
do cátion metálico é transferido para o ânion não metálico. Ou seja, o Al (alumínio) 
apresenta três elétrons na camada de valência (família 3A) para ser doado, por isso 
é nomeado como cátion (carga positiva) trivalente. Já o flúor (O) recebe a nomeação 
de ânion (carga negativa) monovalente, pois só precisa receber um elétron para se 
estabilizar, afinal apresenta sete elétrons na camada de valência (família 7A).
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
37
FIGURA 16 - NOTAÇÃO DE LEWIS OU FÓRMULA ELETRÔNICA 
DO ALF
3
FONTE: Disponível em: <https://goo.gl/k4jbkt>. Acesso em: 22 
jan. 2016.
A fórmula molecular é então: AlF3. Foram necessários três átomos de 
alumínio (Al) para estabilizar um átomo de flúor (F). Note que o cátion permanece 
à frente do ânion.
Obs.: A ligação iônica ocorre entre um elemento metálico com outro 
elemento não metálico, onde a diferença de eletronegatividade é igual ou superior 
a 1,7.
4 AS LIGAÇÕES COVALENTES OU MOLECULARES
Os não metais e o hidrogênio (H) apresentam alta eletronegatividade 
(capacidade de atrair elétrons). A ligação entre seus átomos, estabelecida para 
alcançarem a estabilidade, é chamada de ligação covalente ou molecular (COVRE, 
Geraldo José, 2001). Ligação covalente é aquela que envolve um par eletrônico 
que é compartilhado pelos dois átomos.
A . x B A ----- B
Um elemento químico pode efetuar uma ou mais ligações covalentes, 
dependendo do número de elétrons disponíveis em sua camada de valência para 
formar outros pares de elétrons e do número de elétrons que deve compartilhar 
para se tornar estável. Cada compartilhamento de elétrons – ou seja, cada ligação 
covalente – realizada é representada por um traço (-----). Este tipo de ligação 
apresentará a fórmula eletrônica ou notação de Lewis, a fórmula estrutural e, 
finalmente, a fórmula molecular. No caso da fórmula estrutural, o número de 
ligações realizadas (elétrons compartilhados) será representado por tantos traços, 
ou seja, o número de traços equivale ao número de ligações efetivadas.
38
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
5 A OCORRÊNCIA DAS LIGAÇÕES COVALENTES OU 
MOLECULARES
Este tipo de ligação ocorre entre um elemento não metálico com outro não 
metálico, hidrogênio com hidrogênio e hidrogênio com um elemento não metálico 
por compartilhamento de elétrons, com diferença de eletronegatividade inferior 
a 1,7.
As ligações covalentes ou moleculares podem ser classificadas como:
• Simples: representada por um traço e chamada de sigma (σ);
• Dupla: representada por dois traços;
• Tripla: representada por três traços.
Confira na Figura 17 os tipos de ligações covalentes ou moleculares e 
suas respectivas representações, lembrando que cada traço significa uma ligação 
covalente ou molecular realizada.
FIGURA 17 - REPRESENTAÇÃO DAS LIGAÇÕES COVALENTES OU 
MOLECULARES
FONTE: Disponível em: <http://www.laifi.com/usuario/10801/
laifi/30480537_10801_65142708_1067.jpg.>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
Resumindo:
• As ligações covalentes ou moleculares só são realizadas através dos elétrons da 
camada de valência dos átomos (última camada);
• Um par de elétrons compartilhado é formado por um elétron de cada átomo e 
assim respectivamente;
• Para atingir a estabilidade química conforme a regra do octeto, o átomo pode 
formar até três pares de elétrons compartilhados.
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
39
Veja abaixo o exemplo de compartilhamento de um par de elétrons e suas 
respectivas fórmulas: 
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: H . x H
Fórmula estrutural: H ------- H
Fórmula molecular: H2
Neste exemplo pode-se verificar o compartilhamento de apenas dois 
elétrons, um elétron de cada átomo, formando-se assim uma ligação covalente 
simples ou sigma (σ), representada por um traço. Em outros casos, pode-se verificar 
o compartilhamento de quatro elétrons (dois elétrons de cada átomo), e assim há 
formação de uma ligação dupla ou pi (π). Um exemplo é a formação da molécula 
do gás oxigênio (O=O): como o oxigênio pertence à família 6A da Tabela Periódica, 
apresenta seis elétrons na camada de valência e para se estabilizar necessita realizar 
duas ligações covalentes.
Enfim, quando são compartilhados seis elétrons (três de cada átomo) há 
formação de ligação tripla. Um exemplo é o que ocorre com a formação do gás 
nitrogênio (N2). Como o nitrogênio pertence à família 5A da Tabela Periódica, 
precisa realizar três ligações para se estabilizar, conforme a regra do octeto.
5.1 A LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA DATIVA
Existe outro tipo de ligação covalente entre átomos de elementos (iguais 
ou diferentes) de alta eletronegatividade. Esse tipo de ligação recebe o nome de 
ligação covalente coordenada dativa ou ligação covalente coordenada ou dativa, 
que ocorre quando o par eletrônico compartilhado é formado por elétrons de 
apenas um dos átomos participantes. A ligação coordenada dativa é representada 
por uma flecha que parte do átomo que contribuiu com o par eletrônico para aquele 
que o está utilizando. Na fórmula estrutural da substância existem tantas flechas 
quantas ligações dativas forem realizadas (COVRE, Geraldo José, 2001).
Caro acadêmico, você sabe quando ocorre uma ligação coordenada 
dativa?
Este é um caso especial de ligação covalente, onde só realizará a ligação 
coordenada dativa o elemento que já tenha realizado suas ligações, ou seja, já 
está estável (octeto completo, ou seja, oito elétrons na camada de valência), e que 
apresente pelo menos um par de elétrons para compartilhar com o elemento que 
ainda não realizou suas ligações.
Confira a Figura 18: este exemplo apresenta a fórmula estrutural do HClO3 
(Ácido clórico) onde ocorrem duas ligações covalentes simples (entre o hidrogênio 
e o oxigênio) e duas coordenadas dativas (entre o cloro e os outros dois oxigênios), 
que são representadas por flechas. O cloro (família 7A da Tabela Periódica) se 
estabilizou fazendo uma ligação covalente simples com o oxigênio. Como esse 
elemento apresenta sete elétrons na camada de valência após sua estabilização, 
40
UNIDADE 1 | ESTRUTURA ATÔMICA
ainda apresenta pares de elétrons sobrando, por isso pode realizar duas ligações 
coordenadas dativas com os outros oxigênios que necessitam desses pares de 
elétrons para se estabilizar.
FIGURA 18 - FÓRMULA ESTRUTURAL DO HCLO
3
FONTE: Disponível em: <http://www.reocities.com/Area51/
Hollow/9495/es_HClO3.gif.>. Acesso em: 22 jan. 2016. 
Já na Figura 19 podemos observar a formação do dióxido de enxofre (SO2). 
Repare que o enxofre (S) realiza uma dupla ligação com o oxigênio da direita 
(afinal, ambos são da família 6A da Tabela Periódica, apresentam seis elétrons 
na camada de valência e necessitam realizar duas ligações para se estabilizar) e, 
após sua estabilização com os pares de elétrons sobrantes, realiza uma ligação 
coordenada dativa com oxigênio da esquerda.
FIGURA 19 - NOTAÇÃO DE LEWIS OU FÓRMULA ELETRÔNICA DO SO
2
FONTE: Disponível em: <http://www.infoescola.com/wp-content/
uploads/2009/08/ligacao-covalente-dativa-so2.jpg.>. Acesso em: 22 
jan. 2016.
Note que a figura anterior apresenta a Notação de Lewis (fórmula eletrônica) 
do SO2. 
FIGURA 20 - FÓRMULA ESTRUTURAL DO SO2
FONTE: Disponível em: <http://www.geocities.ws/Penna100/
estr_SO2.gif.>. Acesso em: 22 jan. 2016.
TÓPICO 3 | LIGAÇÕES QUÍMICAS
41
Note que a figura anterior apresenta a fórmula estrutural do SO2 finalizando 
com uma ligação coordenada dativa (à esquerda) e uma dupla ligação.
6 A LIGAÇÃO METÁLICA
“Ligação metálica é aquela realizada entre átomos e cátions