Quimica Geral e Organica uma abordagem para Quimica Tecnologica-LIVRO EAD

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Projeto Institucional
Edital nº 015/2010/CAPES/DED
Fomento ao uso de tecnologias de comunição e informação nos cursos de graduação
Química Tecnológica
Química Geral e Orgânica: 
uma abordagem para Química Tecnológica
Filipe Martel de Magalhães Borges
Salete Martins Alves
Tatiana de Campos Bicudo
Química Geral e Orgânica: 
uma abordagem para Química Tecnológica
Natal – RN
Janeiro/2011
Química Geral e Orgânica: 
uma abordagem para Química Tecnológica
Filipe Martel de Magalhães Borges
Salete Martins Alves
Tatiana de Campos Bicudo
Química Tecnológica
Todos os direitos reservados. Nenhuma parte deste material pode ser utilizada ou reproduzida
sem a autorização expressa da Universidade Federal do Rio Grande do Norte (UFRN).
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Elizabeth da Silva Ferreira
Ivana Lima
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Luciana Melo de Lacerda
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Secretaria de Educação a Distância (SEDIS)
FICHA TÉCNICA
Borges, Filipe Martel de Magalhães.
Química Geral e Orgânica: uma abordagem para Química Tecnológica / Filipe Martel de 
Magalhães Borges, Salete Martins Alves e Tatiana de Campos Bicudo. – Natal: EDUFRN, 2011.
110 p.: il.
Disciplina integrada ao Projeto Institucional da UFRN de fomento ao uso de tecnologia de 
comunicação e informação nos cursos de graduação.
ISBN 978-85-7273-835-4
1. Química: tecnológica. 2. Ligações químicas. 3. Tabela periódica. 4. Combustíveis: 
Lubrifi cantes. I. Alves, Salete Martins. II. Bicudo, Tatiana Campos. III. Título.
CDU 54-029.6
 B732q
Apresentação Institucional
A Secretaria de Educação a Distância – SEDIS da Universidade Federal do Rio Grande do Norte – UFRN, desde 2005, vem atuando como fomentadora, no âmbito local, das Políticas Nacionais de Educação a Distância em parceira com a Secretaria de Educação 
a Distância – SEED, o Ministério da Educação – MEC e a Universidade Aberta do Brasil – 
UAB/CAPES. Duas linhas de atuação têm caracterizado o esforço em EaD desta instituição: a 
primeira está voltada para a Formação Continuada de Professores do Ensino Básico, sendo 
implementados cursos de licenciatura e pós-graduação lato e stricto sensu; a segunda volta-se 
para a Formação de Gestores Públicos, através da oferta de bacharelados e especializações 
em Administração Pública e Administração Pública Municipal.
Para dar suporte à oferta dos cursos de EaD, a Sedis tem disponibilizado um conjunto de 
meios didáticos e pedagógicos, dentre os quais se destacam os materiais impressos que são 
elaborados por disciplinas, utilizando linguagem e projeto gráfi co para atender às necessidades 
de um aluno que aprende a distância. O conteúdo é elaborado por profi ssionais qualifi cados e 
que têm experiência relevante na área, com o apoio de uma equipe multidisciplinar. O material 
impresso é a referência primária para o aluno, sendo indicadas outras mídias, como videoaulas, 
livros, textos, fi lmes, videoconferências, materiais digitais e interativos e webconferências, que 
possibilitam ampliar os conteúdos e a interação entre os sujeitos do processo de aprendizagem.
Assim, a UFRN através da SEDIS se integra o grupo de instituições que assumiram o 
desafi o de contribuir com a formação desse “capital” humano e incorporou a EaD como moda-
lidade capaz de superar as barreiras espaciais e políticas que tornaram cada vez mais seleto o 
acesso à graduação e à pós-graduação no Brasil. No Rio Grande do Norte, a UFRN está presente 
em polos presenciais de apoio localizados nas mais diferentes regiões, ofertando cursos de 
graduação, aperfeiçoamento, especialização e mestrado, interiorizando e tornando o Ensino 
Superior uma realidade que contribui para diminuir as diferenças regionais e o conhecimento 
uma possibilidade concreta para o desenvolvimento local.
Nesse sentido, este material que você recebe é resultado de um investimento intelectual 
e econômico assumido por diversas instituições que se comprometeram com a Educação e 
com a reversão da seletividade do espaço quanto ao acesso e ao consumo do saber E REFLE-
TE O COMPROMISSO DA SEDIS/UFRN COM A EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA como modalidade 
estratégica para a melhoria dos indicadores educacionais no RN e no Brasil. 
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA 
SEDIS/UFRN
Sumário
Aula 1 – Entendendo a Tabela Periódica
Aula 2 – Ligações químicas
Aula 3 – Química para combustíveis e lubrifi cantes
07
33
69
Entendendo a tabela periódica
1
Aula
Aula 1 Química Tecnológica
1
2
3
Aula 1 Química Tecnológica 9
Apresentação
Temos certeza de que você já ouviu falar ou já estudou sobre a tabela periódica. Nesta aula, queremos apresentar a tabela periódica moderna como uma ferramenta importantíssima para o estudo da química.
No mundo ao nosso redor existe uma enorme diversidade de materiais e de substâncias 
que o constitui. Mas, a grande variedade de substâncias obtém-se a partir de um número muito 
reduzido de elementos químicos que, atualmente, se encontram organizados numa tabela – a 
tabela periódica dos elementos.
A tabela periódica dos elementos químicos que será apresentada nesta aula é uma das 
ferramentas mais úteis em química. Além das riquezas de informações, ela pode ser usada 
para organizar muitas das ideias da química. É importante que você se familiarize com suas 
principais características e sua terminologia.
Além da aula, preparamos para você uma tabela periódica interativa, nela você poderá 
fazer uma viagem pelos elementos químicos, conhecendo suas características e curiosidades. 
Boa viagem!
Objetivos
Entender como surgiu a tabela periódica.
Conhecer a terminologia da tabela periódica e sua impor-
tância para a química.
Prever características dos elementos baseados na posição 
em que ocupam da tabela periódica.
Aula 1 Química Tecnológica
Aula 1 Química Tecnológica 11
A tabela periódica: 
um breve histórico
Como surgiu a tabela periódica? Será que ela existe há muito tempo? Quem a desenvol-veu? Será que você conseguiu responder algumas dessas perguntas? Caso sua resposta seja negativa, não se desespere, pois nesta aula vamos aprender como se desenvolveu 
a tabela periódica até atingiro modelo atual.
A descoberta individual dos elementos químicos foi um pré-requisito necessário para a 
construção da tabela periódica.
Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), chum-
bo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a Antiguidade, outros elementos como arsê-
nio (As), o antimônio (Sb) e o fósforo (P) foram descobertos pelos alquimistas posteriormente.
Os alquimistas seguiam um objetivo que visava à descoberta da pedra fi losofal, a substân-
cia capaz de transformar em ouro qualquer matéria com a qual fosse colocada em contato, e do 
elixir da longa vida, que haveria de prolongar a existência dos que o tivessem tomado. Embora 
a alquimia não fosse uma ciência experimental, ou seja, os trabalhos eram executados sem 
recorrer ao método científi co (forma sistemática de organizar as coisas), o impulso oferecido 
por ela foi muito grande. Nesta busca incessante, os alquimistas acabaram descobrindo novos 
elementos e processos úteis à vida prática, tais como a destilação e a sublimação.
Em 1669, o alquimista alemão Henning Brand, quando procurava descobrir a pedra 
fi losofal, conseguiu “apenas” obter fósforo elementar através da destilação da urina. Este é o 
primeiro elemento sobre o qual existem registros históricos da sua descoberta.
Durante os 200 anos seguintes um grande volume de conhecimento, relativo às proprie-
dades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento 
do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para 
reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classifi cação.
Assim, em 1869 Dimitri Ivanovitch Mendeleev apresentou uma classifi cação, que é a base da 
classifi cação periódica moderna, colocando os elementos em ordem crescente de suas massas 
atômicas (Figura 1), distribuídos em oito colunas verticais e doze faixas horizontais. Verifi cou 
que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a massa atômica.
TABELLE II
RO4
GRUPPE VIII.
RO4
RH
GRUPPE VII.
RO4
RH2
GRUPPE VI.
R2O5
RH3
GRUPPE V.
RO2
RH4
GRUPPE IV.
R2O3
GRUPPE III.
RO
GRUPPE II.
R2O
GRUPPE I.
RE
IH
EN
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Li = 7 Be = 9,4 B = 11
?Yt = 88
?Di = 138
?Er = 178
H = 1
K = 39
Na = 23
Rb = 85 Sr = 87
(Cu = 63)
Cs = 133
(Ag = 108)
Au = 199
Ca = 40
Mg = 24
Zn = 65
Bd = 137
Cd = 112
C = 12
Ti = 48
Zr = 90
Th = 231
?Ce = 140
?La = 180
Sl = 28
Sn = 118
Pb = 207
N = 14
V = 51
Nb = 94
Ta = 182
P = 31
As = 75
Sb = 122
Bi = 208
O = 16
Cr = 52
S = 32
Mo = 96
W = 184
U = 240
Se = 78
Te = 125
F = 19
Mn = 55 Fe = 56, Co = 59, Ni = 59, Cu = 63.
Ru = 104, Rh = 104,
 Pd = 106, Ag = 108.
Os = 195, Tr = 197,
 Pt = 198, Au = 199.
Cl = 35,5
Br = 80
J = 127
Al = 27,3
In = 113
 = 44
 = 100
 = 68 = 72
( )
Hg = 200 Tl = 204
Aula 1 Química Tecnológica12
Figura 1 – Tabela periódica de Mendeleev (1871)
Fonte: Maia e Bianchi (2007)
A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, sequen-
cialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição 
periódica em suas propriedades.
Agora já sabemos como a tabela periódica foi desenvolvida pelos cientistas ao longo dos 
anos. Atualmente, ela apresenta 118 elementos, o dobro do número de elementos que havia na 
tabela proposta por Mendeleev. O próximo passo é aprender como é a sua divisão. Contudo, 
A tabela proposta por Mendeleev contava com 59 elementos e seus símbolos. Aqueles 
indicados com sinais de interrogação ainda não haviam sido descobertos. Exatamente pelo ato 
de deixar espaços vazios em sua tabela, este cientista teve tanto crédito ao seu trabalho. Afi nal, 
ele previu propriedades tanto físicas (ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade) como 
químicas (combinação com outros elementos) para serem verifi cadas quando da descoberta 
dos elementos que ocupariam os vazios deixados na tabela.
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no 
núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Moseley usou essa ideia para o número 
atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do 
número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram. Devido ao 
trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elemen-
tos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleev. Com o passar do tempo, os químicos 
foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados com as descobertas de 
novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica e rearranjando os existentes, 
sempre em função dos conceitos originais.
Aula 1 Química Tecnológica 13
1
antes vamos revisar como é a estrutura de um átomo. Este conhecimento será importante para 
entender como a tabela periódica está estruturada.
Que tal verifi carmos seu aprendizado sobre esse assunto?
O que estava incorreto na concepção original de Mendeleev sobre a tabela 
periódica? Pesquise em livros ou na internet que fato fez Moseley identifi car qual 
a lei da periodicidade moderna.
Aula 1 Química Tecnológica14
Confi gurações
eletrônicas dos elementos
Você deve se lembrar que, de modo geral, um átomo é composto por um núcleo, onde 
se concentram os prótons e os nêutrons, e uma nuvem eletrônica onde estão distribuídos 
os elétrons deste átomo. Para identifi car a localização destes elétrons foram defi nidos níveis 
quantizados de energia. Para compreender e prever a distribuição dos elétrons no átomo, 
temos que considerar que os elétrons são atribuídos às camadas ou níveis de energia, atual-
mente um átomo pode conter até 7 camadas, cada uma comporta uma quantidade distinta de 
elétrons. Também, em uma determinada camada, os elétrons são atribuídos às subcamadas 
ou subníveis de energia, o total de subcamadas que um átomo pode ter é 4 e as mesmas são 
identifi cadas pelas letras s, p, d e f. A Tabela 1 indica a quantidade de elétrons que podem ser 
acomodados nas camadas e subcamadas de um átomo.
Tabela 1 – Número de elétrons acomodado nas camadas e subcamadas
Camada 
eletrônica
Subcamadas 
disponíveis
Número possível 
de elétrons dentro 
da subcamada
Número máximo 
de elétrons para 
as camadas
1 s 2 2
2
s
p
2
6
8
3
s
p
d
2
6
10
18
4
s
p
d
f
2
6
10
14
32
5
s
p
d
f
2
6
10
14
32
6
s
p
d
2
6
10
18
7
s
p
2
6
8
A ordem de distribuição dos elétrons é dada pelo diagrama de Linus Pauling (Figura 2). 
Assim, a ordem de preenchimento é 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→ 
6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p.
2
1s 22
2s 2
3s 2
4s 2
5s 2
6s 2
7s 2
3d 1010
4d 1010
5d 1010
6d 1010
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
7p6
4f 1414
5f 1414
Aula 1 Química Tecnológica 15
Figura 2 – Diagrama de Linus Pauling
Para exemplifi car esta forma de distribuição eletrônica, consideremos o átomo de silício 
(Si) que contém 14 elétrons, seguindo a sequência de preenchimento designada por Linus 
Pauling, tem-se a seguinte distribuição:
Si = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. Observa-se que o número em sobrescrito representa a capaci-
dade de elétron do subnível, considerando que restaram apenas 2 elétrons para completar o 
último subnível 3p.
Vamos praticar a distribuição eletrônica?
Faça a distribuição eletrônica dos seguintes elementos: Ca, F, W, Br e Ni.
Aumento no caráter metálico
Au
m
en
to
 n
o 
ca
rá
te
r m
et
ál
ic
o
Metais
Metaloides
Não metais
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
65
Tb97
Bk
66
Dy
98
Cf
67
Ho
99
Es
68
Er
100
Fm
69
Tm
101
Md
70
Yb
102
No
1
H
3
Li
4
Be
11
Na
12
Mg
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
9876543
2
1
1A
18
8A
2A
13
3A
14
4A
15
5A
16
6A
17
7A
3B 4B 5B 6B 7B
8B
1B 2B
10 11 12
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
37
Rb
55
Cs
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
51
Sb
56
Ba
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
87
Fr
88
Ra
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
52
Te
53
I
54
Xe
84
Po
116114112111110
85
At
86
Rn
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2
He
Aula 1 Química Tecnológica16
A construção da tabela periódica
Segundo tendências atuais, a classifi cação devido às características físicas e químicas 
dos elementos, tem-se optado pela disposição dos elementos em dois grupos: metais e os 
não metais (ou ametais). No entanto, ainda prevalece o sistema com a divisão em metais, não 
metais, semimetais (metaloides), gases nobres e hidrogênio (Figura 3). 
Figura 3 – Tabela periódica
Outro critério de organização é estabelecido pela distribuição dos elétrons para cada 
elemento químico. O método consiste em numerar as dezoito famílias ou grupos, ou dezoito 
colunas, de 1 a 18. O sistema anterior sugeria dois grandes grupos de famílias A e B, e cada 
um desses grupos era subdividido em oito grupos. Os elementos de um mesmo grupo pos-
suem o mesmo número de elétrons na última camada eletrônica (ou camada de valência). Por 
exemplo, o elemento lítio (Li) pertence ao grupo 1, ou seja, tem 1 elétron na última camada, 
já o fl úor (F) que pertence ao grupo 17 (7A) possui 7 elétrons na camada de valência.
 Os conjuntos de elementos na mesma orientação horizontal (linhas) são denominados 
períodos. Na classifi cação atual, como na anterior, existem sete períodos correspondentes 
aos níveis ou camadas de um átomo: (K, L, M, N, O, P, Q). Assim, os elementos de um 
mesmo período possuem o mesmo número de camadas. Como exemplo, podemos citar o 
cloro (Cl) que se encontra no terceiro período, portanto, esse elemento possui três camadas.
Também vale salientar que podemos dividir a tabela periódica em:
 � Elementos representativos (antigo grupos A) - o último elétron é colocado em subnível s 
ou p. Por exemplo, o magnésio (Mg) é um elemento do segundo grupo, portanto possui 
dois elétrons na última camada.
1s
2s
3s
4s
5s
6s
2p
3p
4p
5p
6p
7s
3d
4d
5d
4f
5f
6d
Bloque s
Bloque p
Bloque d
Bloque f
Aula 1 Química Tecnológica 17
 � Elementos de transição (grupos B) - o último elétron é colocado no subnível d e na pe-
núltima camada. Esses elementos estão localizados no centro da tabela periódica.
 � Elementos de transição interna (série dos lantanídeos e actinídeos) - o último elétron é 
colocado no subnível f, na antepenúltima camada. 
Assim, podemos dividir a tabela em função do subnível, no qual o último elétron do 
átomo é inserido. Na tabela a seguir estão agrupados juntamente os átomos, em que o último 
elétron é adicionado ao subnível s. Estes átomos têm confi guração eletrônica ns1 ou ns2 (n é 
o número de camada do átomo, o que corresponde ao número do período) e os chamamos 
de bloco s (Figura 4).
Figura 4 – A tabela periódica dividida pela confi guração eletrônica
Os grupos de 13 a 18 são compostos por elementos nos quais o último elétron é adicio-
nado ao subnível p, assim eles têm confi guração nsnp e constituem o bloco p. A quantidade 
de elétron no subnível p aumenta de acordo com a sequência do grupo, por exemplo, se o 
elemento for do grupo 13 ele terá a confi guração ns2np1 e se for do grupo 17 terá a confi gu-
ração ns2np5.
Nos elementos dos grupos 3 a 12, o último elétron é adicionado na penúltima camada 
e no subnível d, tendo uma confi guração (n-1)d. O subnível d pode conter 10 elétrons; este 
preenchimento explica o fato de haver dez colunas nos elementos deste bloco (d).
O bloco f é representado pelos lantanoides e actinoides , nestes elementos a subcamada 
a ser preenchida é a f da antepenúltima camada, assim sua confi guração será (n-2)f .
Desse modo, podemos afi rmar que é possível predizer a confi guração eletrônica de um 
elemento apenas verifi cando a sua posição da tabela periódica.
Elementos de TransiçãoM
et
ai
s
Al
ca
lin
ot
er
ro
so
s
M
et
ai
s 
Al
ca
lin
os
Fa
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 B
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bo
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Ca
lc
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io
s
Ha
lo
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os
Ga
se
s 
No
br
es
Série dos Lantanídeos
Série dos Actinídeos
Zn
Cd
Hg
Uub
Sc
BeLi C N O F
He
B
Y
La
Ac
13 14
1
21˚
2˚
3˚ 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
4˚
5˚
6˚
7˚
15 16 17
18
H
Aula 1 Química Tecnológica18
Uma visão geral dos
elementos da tabela periódica
Agora que já sabemos como a tabela periódica está dividida, vamos conhecer um pouco 
das características de cada grupo?
As colunas verticais, ou grupos, da tabela periódica contêm os elementos com proprieda-
des químicas e físicas semelhantes. Cada grupo constitui uma família de elementos, às quais 
se atribui, por vezes, uma designação própria (Figura 5). Por exemplo, o grupo 1 é o grupo 
dos metais alcalinos; o grupo 2 o dos metais alcalinoterrosos; o grupo 16 o dos calcogênios; 
o grupo 17 o dos halogênios e o grupo 18 é chamado o grupo dos gases nobres ou inertes. 
As características das várias famílias serão exploradas mais adiante.
Figura 5 – Famílias constituintes da tabela periódica
Grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 
Os elementos na coluna mais à esquerda são conhecidos como metais alcalinos. Todos 
são metais e são sólidos à temperatura ambiente. Os metais do grupo 1 são todos reativos. 
Por exemplo, reagem com água para produzir hidrogênio e soluções alcalinas. Em razão de sua 
reatividade, esses metais somente são encontrados na natureza combinados em compostos 
como NaCl, nunca como substâncias simples. 
Grupo 2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)
Os elementos do grupo 2 são chamados de elementos alcalinosterrosos. Esses elementos 
metálicos ocorrem naturalmente apenas em compostos como a calcita (carbonato de cálcio - 
CaCO
3
). À exceção do berílio (Be), esses elementos também reagem com água para produzir 
soluções alcalinas, e a maioria de seus óxidos (como a cal, CaO) forma soluções alcalinas.
Aula 1 Química Tecnológica 19
O magnésio (Mg) e o cálcio (Ca) são o sétimo e o quinto elementos mais abundantes na 
crosta terrestre, respectivamente. O cálcio é especialmente conhecido, pois é um dos elemen-
tos importantes nos dentes e ossos, e ocorre em vastos depósitos de calcário. O carbonato 
de cálcio é o constituinte principal da pedra calcária e dos corais, das conchas marinhas, do 
mármore e o do giz. O rádio é o elemento alcalinoterroso mais pesado, é radioativo e é usado 
no tratamento de alguns tipos de câncer por radiação.
Grupo 13 (B, Al, Ga, In, Tl) 
O grupo 13 contém um elemento de grande importância, o alumínio (Al). Esse elemento 
(Al) e três outros (Ga, In, Tl) são metais, enquanto o boro (B) é um metaloide. O alumínio (Al) 
é o metal mais abundante na crosta terrestre. Sua abundância somente é menor do que a dos 
não metais oxigênio e silício. Esses três elementos (Ga, In, Tl) são encontrados combinados 
nas argilas e em outros minerais comuns. O boro ocorre no bórax mineral (Na
2
B
4
O
7
·10H
2
O) 
e é usado comoagente de limpeza, antisséptico e como fl uxo para trabalho em metal. 
Grupo 14 (C, Si, Ge, Sn, Pb)
Neste grupo, encontra-se um não metal (C), dois metaloides, silício (Si) e germânio (Ge), 
e dois metais, estanho (Sn) e chumbo (Pb). Devido à mudança de comportamento metálico 
para não metálico, existe mais variação nas propriedades dos elementos desse grupo do que 
na maioria dos outros.
O carbono é base para a grande variedade de compostos químicos que constituem os 
seres vivos. Na Terra, esse elemento encontra-se na atmosfera na forma de CO
2
, nos carbo-
natos como calcário e no carvão, no petróleo e no gás natural – os combustíveis fósseis. Um 
dos aspectos mais interessantes da química dos não metais é a propriedade da alotropia, na 
qual um determinado elemento pode existir em diversas formas. 
O silício é a base de muitos minerais, como argilas, o quartzo e as belas gemas, como 
a ametista. O estanho e o chumbo são conhecidos há séculos, pois são facilmente obtidos 
a partir de seus minérios. A liga de cobre e estanho é o bronze, que foi usado por centenas 
de anos em utensílios e armas. O chumbo foi utilizado em encanamentos e tinta, embora o 
elemento seja tóxico para os humanos. 
Grupo 15 (N, P, As, Sb, Bi)
O nitrogênio, na forma de N
2
, constitui aproximadamente três quartos da atmosfera 
terrestre, ele também está incorporado em substâncias biologicamente importantes, como a 
clorofi la e as proteínas de DNA. Dessa maneira, os cientistas têm procurado há muito tempo 
formas de fi xar o nitrogênio atmosférico (formando compostos do elemento). A natureza 
atinge facilmente esse objetivo com as plantas, mas condições severas (altas temperaturas, 
por exemplo) têm de ser usadas no laboratório e na indústria para fazer com que o nitrogênio 
Aula 1 Química Tecnológica20
reaja com outras substâncias elementares (como o H
2
, para formar a amônia, e o NH
3
 que é 
muito utilizada como fertilizantes).
O fósforo, essencial à vida, é um constituinte importante dos ossos e dos dentes. O 
elemento brilha no escuro se estiver no ar.
Grupo 16 (O, S, Se, Te,Po) 
Esse grupo começa com o oxigênio, que constitui aproximadamente 20% da atmosfera 
terrestre e que se combina prontamente com a maioria dos outros elementos. A maior parte da 
energia que impulsiona a vida na Terra é derivada das reações, em que o oxigênio combina-se 
com outras substâncias. 
O enxofre, o selênio e o telúrio são conhecidos coletivamente como calcogênios (da pala-
vra grega, khalkos, que signifi ca cobre), eles ocorrem nos minérios de cobre. Seus compostos 
podem ser malcheirosos e venosos. Apesar disso, o enxofre e o selênio são componentes 
essenciais da dieta humana. O composto mais importante do enxofre é o ácido sulfúrico 
(H
2
SO
4
), que a indústria química produz em maior quantia.
O polônio, elemento radiativo, foi isolado em 1898 por Marie e Pierre Curie, que o sepa-
raram de toneladas de minérios que continham urânio, e deram seu nome em homenagem ao 
país de origem da madame Curie, a Polônia.
Grupo 17: halogênios (F, Cl, Br, I, At)
Elementos inteiramente não metálicos. Os elementos desse grupo: fl úor, cloro, bromo e 
iodo existem como substâncias elementares na forma de moléculas diatômicas. Todos com-
binam violentamente com metais alcalinos para formar sais como o sal de cozinha NaCl.
O nome para esse grupo, halogênios, vem da palavra hals, que signifi ca “sal” e genes, que 
signifi ca “formador”. Os halogênios reagem com muitos outros metais para formar compostos e 
combinam-se também, como a maioria dos não metais. Eles estão entre os elementos mais reativos. 
Grupo 18: gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
Os elementos desse grupo são os menos reativos. Todos são gases e nenhum é abun-
dante na Terra ou na atmosfera terrestre. Por causa disso, não foram descobertos até o fi m 
do século XIX. O hélio, segundo elemento mais abundante do universo após o hidrogênio, 
foi detectado no Sol em 1868 pela análise do espectro solar (o nome do elemento vem da 
palavra grega para o Sol, helios). Até 1962, quando um composto de xenônio foi preparado 
pela primeira vez, acreditava-se que nenhum desses elementos se combinaria quimicamente 
com qualquer outro elemento, o que gerou o nome de gás nobre para esse grupo, termo cuja 
intenção é mostrar sua baixa reatividade em geral. 
3
1
2
Aula 1 Química Tecnológica 21
Elementos de transição
Todos são metais e 13 deles estão entre os 30 elementos mais abundantes da crosta 
terrestre. Alguns como o ferro (Fe), são abundantes na natureza. A maioria ocorre natural-
mente em combinação com outros elementos, mas alguns com a prata (Ag), o ouro (Au) e 
a platina (Pt) são muito menos reativos, de modo que podem ser encontrados na natureza 
como substâncias simples puras. 
Praticamente, todos os elementos de transição têm usos comerciais – são usados como 
materiais estruturais (Fe, Ti, Cr e Cu); em pinturas (titânio, cromo); nos conversores ca-
talíticos em sistemas exaustão de automóveis (platina e ródio); em moedas (cobre, níquel e 
zinco) e em baterias (manganês, níquel, cádmio, mercúrio). 
O ferro (Fe) desempenha a função biológica de ser o elemento central na química da 
hemoglobina (o componente do sangue que transporta oxigênio).
Duas fi leiras da parte inferior da tabela periódica acomodam os lantanídeos e os acti-
nídeos. Alguns compostos de lantanídeos são usados nos tubos de televisores coloridos. O 
urânio é o combustível das usinas nucleares e o amerício é usado em detectores de fumaça.
Como vimos nesta aula, a química faz parte no nosso cotidiano, os elementos presentes 
na tabela periódica estão muito próximos de nós, formando substâncias que são essenciais 
para a nossa sobrevivência, ou mesmo, para melhorar a nossa qualidade de vida. Você já havia 
enxergado a química desse ponto de vista?
Vamos testar nossos conhecimentos sobre a tabela periódica?
Como está dividida a tabela periódica?
Revendo a tabela periódica:
a) Dê o nome de um elemento do grupo 2.
b) Dê o nome de um elemento do terceiro período.
c) Que elemento está no segundo período do grupo 14?
d) Que elemento está no terceiro período do grupo 16?
Aula 1 Química Tecnológica22
e) Que halogênio está no quinto período?
f) Que elemento alcalinoterroso está no terceiro período?
g) Que gás nobre está no quarto período?
h) Dê o nome de um não metal no grupo 16 e terceiro período.
i) Dê o nome de um metaloide do quarto período.
Raio = d/2/2
d
Raio atômico médio
Aula 1 Química Tecnológica 23
Propriedades periódicas
Algumas das propriedades dos átomos mostram variações periódicas em função de número 
atômico, elas tendem a crescer ou a decrescer com o aumento dos números atômicos dos ele-
mentos químicos ao longo do período. Nesta aula, estudaremos quatro propriedades periódicas.
Raio atômico
Você sabe qual é o “tamanho” de um átomo? Segundo a teoria do orbital atômico, os 
elétrons não possuem órbitas defi nidas, torna-se impossível pensar no raio de um átomo 
como uma defi nição puramente matemática. Assim, o raio atômico é medido e defi nido como 
a distância entre dois átomos iguais em uma molécula (Figura 6).
Figura 6 – Determinação do raio atômico de um átomo
Consideremos o caso da molécula de hidrogênio, H
2
, a distância de ligação nesta molécula 
foi determinada e é de 0,074 nm. O termo distância de ligação é referente à distância entre os 
núcleos de dois átomos ligados, portanto, é razoável considerar que, na molécula H
2
, a metade 
de 0,074 nm, ou 0,037 nm, é o raio atômico de um único átomo de hidrogênio.
A tendência de variação dos raios entre os diversos elementos de uma mesma família 
é facilmente previsível. À medida que aumenta o número atômico dentro do grupo, maior 
será o raio atômico, pois o número de camadas vai aumentando – quanto maior o númerode 
camadas, maior o tamanho.
Quanto à variação de tamanho ao longo de um período, a variação não é tão simples 
quando comparada à variação ao longo de uma família. De modo geral, os raios dos elementos 
diminuem à medida que os números atômicos aumentam ao longo do período, da esquerda 
para a direita (Figura 7).
10
5
1,0
1,5
2,0
2,5
20 30 40 50 60 70 80 90
R
ai
o 
at
ôm
ic
o 
(×
10
-1
0 c
m
)
Li
Na
K Rb
CsRaio atômico (pm)
F
Cl
Br
I
At
64
99
114
133
140
Aula 1 Química Tecnológica24
Figura 7 – Periodicidade do raio atômico em função do período
Como podemos explicar esse decréscimo do raio atômico ao longo do período? De acordo 
com as confi gurações eletrônicas, ao longo do segundo e terceiro períodos, os elétrons são 
adicionados na camada de valência. Simultaneamente os prótons são adicionados ao núcleo, 
aumentando a carga nuclear. Esse aumento atrai todos os elétrons, aproximando-os do núcleo, 
como resultado, o raio atômico diminui.
Nos períodos 4, 5 e 6, o decréscimo nos raios atômicos ao longo do período é moderado 
pela intervenção da série de elementos de transição. Por quê? A estruturação de confi gurações 
eletrônicas da série dos elementos de transição é caracterizada por um aumento gradual do 
número de elétrons na penúltima camada externa (n-1), e não na camada de valência (n). Uma 
vez que os elétrons são colocados na penúltima camada e no subnível d, entre o núcleo e a 
camada de valência, eles protegem parcialmente os elétrons da camada de valência da força 
de atração exercida pelo núcleo. Essa proteção é conhecida como efeito blindagem.
Energia de ionização
Você acha que é possível retirar elétrons de um átomo? A seguir, veremos como isto é 
possível e quais são os átomos que têm a tendência de perder elétrons.
Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve energia, o elétron pode 
se transferir de um nível energético quantizado para outro. Se a energia fornecida for sufi ciente, 
o elétron pode ser completamente removido do átomo, originando um íon positivo. Assim, 
energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo 
isolado no seu estado fundamental.
Um exemplo genérico para o processo de ionização para um elemento X, pode ser 
representado por:
X (g) → X+ (g) + 1e-(1ª energia de ionização – EI)
X+(g) → X
2
+ (g) + 1e-(2ª energia de ionização – EI)
X
2
+(g) → X
3
+ (g) + 1e-(3ª energia de ionização – EI)
Pr
im
ei
ra
 e
ne
rg
ia
 d
e 
io
ni
za
çã
o 
(k
J/
m
ol
)
Número atômico (Z )
0 10 20 03 40 50 60 70 80 90
500
1.000
1.500
2.000
2.500
He
Ne
H
Li Na K Rb Cs
Xe
Rn
KrAr
Aula 1 Química Tecnológica 25
Se exemplifi carmos com o sódio (Na), tem-se:
Na (g) → Na+ (g) + 1e- EI = 497,4 kJ/mol
Na+ (g) → Na
2
+ (g) + 1e-EI = 4560 kJ/mol
À medida que aumenta o raio ou o tamanho de um átomo, gradativamente a energia de 
ionização torna-se menor (Figura 8) e a primeira energia de ionização tende a aumentar através 
do período. Em geral, a carga nuclear aumenta através do período e os elétrons da camada 
de valência são atraídos mais fortemente para o núcleo. Consequentemente, mais energia é 
necessária para remover um elétron do átomo. 
Figura 8 – Primeiras energias de ionização 
De uma forma geral, os metais têm energias de ionização mais baixas do que os não me-
tais. Através da fi gura é, ainda, perceptível que os elementos que têm maior energia de ionização 
são os gases nobres, daí a sua inércia química, e os que têm menor energia de ionização são 
os metais alcalinos, pois têm confi guração de valência ns1, isto é, têm apenas um elétron de 
valência que facilmente o perdem para adquirirem a confi guração eletrônica do gás nobre do 
período anterior. Os metais alcalinoterrosos têm energias de ionização um pouco superiores às 
dos metais alcalinos. De todos os elementos, o que tem maior energia de ionização é o hélio.
Seria possível retirar mais de um elétron? A energia necessária para retirar um segundo 
ou terceiro elétron seria maior ou menor do que a energia necessária para retirar o primeiro 
elétron?
Consideremos que a segunda, terceira, quarta etc. energias de ionização são aquelas 
para remover o segundo, terceiro, quarto, etc. elétrons, respectivamente. Elas são maiores 
que a primeira energia de ionização. O aumento das energias de ionização resulta do fato de 
que cada elétron retirado deixa o íon mais positivamente carregado, do que o íon deixado pelo 
elétron anterior, aumentado assim a atração entre o próton presente no núcleo e os elétrons. A 
sucessiva remoção de elétrons diminui o tamanho dos íons e aumenta a energia de ionização.
Afi
ni
da
de
 e
le
tr
ôn
ic
a 
(k
J/
m
ol
)
Número atômico (Z)
5 10 15 20
−400
−300
−200
−100
0
+100
+200
+300
+400
H
He
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Al
Si
S
Cl
Ar
K
Ca
P
Mg
Li
Aula 1 Química Tecnológica26
Afi nidade eletrônica
Já vimos que um átomo pode perder um ou mais elétrons, mas uma nova pergunta surge: será 
que ele pode receber elétrons?
Um átomo também pode receber um elétron produzindo um íon negativo:X(g) + e- → X- (g).
Esse processo é normalmente acompanhado por uma liberação de energia e tal quantidade mede 
o quão fortemente o elétron se liga ao átomo. Assim, defi ne-se afi nidade eletrônica como a variação 
de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo isolado gasoso, formando um 
íon negativo.
Quando um elétron é adicionado ao fl úor, por exemplo, ocorre a liberação de 328 kJ/mol. Desse 
modo, dizemos que a afi nidade eletrônica do fl úor é -328 kJ/mol (o sinal negativo indica que a energia 
está sendo liberada).
F(g) + e- → F- (g) ΔE = -328 kJ/mol
Quanto maior a atração que um átomo exerce sobre um elétron adicionado a ele, maior será a 
afi nidade eletrônica do átomo (mais negativa a variação de energia). No entanto, nem todos os átomos 
possuem afi nidade eletrônica negativa, pois para esses átomos, a energia envolvida na entrada de um 
elétron em sua eletrosfera é positiva (ou seja, absorvida).
A periodicidade na afi nidade eletrônica é demonstrada na Figura 9. Embora o comportamento não 
seja uniforme, os elementos do grupo 1, Li e Na têm afi nidades eletrônicas ligeiramente negativas. 
Esses elementos têm pouca tendência de ganhar elétrons. Os elementos Be e Mg (grupo 2) têm 
valores positivos, isto signifi ca que para que esses elementos possam ganhar elétrons, terão 
que absorver uma grande quantidade de energia.
Figura 9 – Variação da afi nidade eletrônica com o número atômico para os primeiros 20 elementos
Os valores de afi nidade eletrônica apresentam a tendência de aumentar à medida que 
caminhamos da família 13 para a 17. Os halogênios possuem os maiores valores de afi nidade 
eletrônica, justamente por necessitarem de um elétron para completar o octeto, fi cando com 
H
2,2
Li
1,0
Na
0,9
K
0,8
Rb
0,8
Cs
0,7
Fr
0,7
Be
1,5
Mg
1,2
Ca
1,0
Sr
1,0
Ba
0,9
Ra
0,9
Sc
1,3
Y
1,2
*
**
Ti
1,5
Zr
1,4
Hf
1,3
Rf
V
1,6
Nb
1,6
Ta
1,5
Db
Cr
1,6
Mo
1,8
W
1,7
Sg
Mn
1,5
Tc
1,9
Re
1,9
Bh
Fe
1,8
Ru
2,2
Os
2,2
Hs
Co
1,9
Rh
2,2
Ir
2,2
Mt
Ni
1,8
Pd
2,2
Pt
2,2
Ds
Cu
1,9
Ag
1,9
Au
2,4
Rg
Zn
1,6
Cd
1,7
Hg
1,9
Uub
B
2,0
Al
1,5
Ga
1,6
In
1,7
Ti
1,8
Uut
C
2,5
Si
1,8
Ge
1,8
Sn
1,8
Pb
1,9
Uuq
N
3,0
P
2,1
As
2,0
Sb
1,9
Bi
1,9
Uup
O
3,5
S
2,5
Se
2,4
Te
2,1
Po
2,0
Uuh
F
4,0
Cl
3,0t
Br
3,0
I
2,5
At
2,2
Uus
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Uuo
1
12 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
2
3
4
5
6
7
Grupo
Período
Escala de eletronegatividade de Pauling
Aula 1 Química Tecnológica 27
a confi guração de gás nobre. Por outro lado, os gases nobres possuem afi nidade eletrônica 
positiva, pois um novo elétron tem de ocupar um subnível de mais alta energia.
Como percebemos através dos conceitos de energia de ionização e afi nidade eletrônica, 
os átomos podem receber ou perder elétrons. Observamos que os metais têm facilidade em 
perder elétrons e os não metais em receber elétrons, portanto, podemos ter transferência de 
elétrons entre esses grupos de elementos. O que isto signifi ca? Que os elementos podem 
reagir (ou ligar) entre si formando novos elementos. O assunto “ligações químicas” será o 
tema da aula seguinte. O importante agora é saber que estas duas propriedades periódicas, 
energia de ionização e afi nidade eletrônica, nos auxiliam a prever se haverá ligações químicas 
entre determinados átomos.
Eletronegatividade
É também importante estudar outra propriedade periódica: a eletronegatividade.
A eletronegatividade pode ser defi nida como a capacidade de um determinado átomo atrair 
os elétrons envolvidos em uma ligação química. Assim, podemos concluir que um elemento 
químico A é mais eletronegativo do que um elemento químico B se os elétrons envolvidos na 
ligação entre A e B sentem mais a atração do átomo do elemento A.
Os valores de eletronegatividade são baseados em outras propriedades dos átomos, 
inclusive a energia de ionização. Os elementos com valores elevados de energia de ionização 
terão eletronegatividade elevada, e elementos com baixa energia de ionização exibirão baixa 
eletronegatividade. 
A Figura 10 apresenta os dados de eletronegatividade calculadas por Linus Pauling (1901-
1994), um dos mais infl uentes químicos do século XX. Com relação aos gases nobres, não se 
defi ne eletronegatividade, uma vez que tais elementos não participam de ligações químicas 
em condições normais.
Figura 10 – Escala de eletronegatividade de Pauling
Aula 1 Química Tecnológica28
Você verá na próxima aula que a eletronegatividade é uma informação importante para 
avaliar a polaridade de uma ligação química.
Para fi nalizar esta aula, apresentamos a você uma quadro (Quadro 1), na qual estão 
inseridas as propriedades químicas e físicas dos grupos que acabamos de estudar. Neste 
quadro, também se apresenta relações entre as propriedades periódicas e a reatividade dos 
elementos, bem como com sua confi guração eletrônica. Leia com atenção essas informações.
Grupo da Tabela Propriedades Físicas Propriedades Químicas
Grupo 1 
(metais alcalinos)
- São moles e poucos densos.
- São sólidos à temperatura ambiente, 
à exceção do césio e do frâncio que se 
encontram no estado líquido.
- Apresentam pontos de fusão e ebulição 
elevados.
- Têm brilho metálico, quando à superfície, 
está recentemente cortada.
- São bons condutores da corrente elétrica.
- Ardem com uma chama característica.
- São muito reativos e, por isso, não existem 
livres na Natureza; surgem sob a forma de 
compostos iônicos.
- Formam facilmente íons monopositivos, 
por terem configuração eletrônica de 
valência ns1.
- Reagem com a água, originando 
compostos alcalinos (hidróxidos) e 
libertando hidrogênio.
- Quando expostos ao ar, reagem com o 
oxigênio gasoso para formar vários tipos 
diferentes de óxidos.
- Possuem baixas energias de ionização, 
pois têm tendência a perder o elétron de 
valência.
Grupo 2 
(metais 
alcalinoterrosos)
- São mais duros e mais densos que os 
metais alcalinos.
- Têm brilho metálico quando recentemente 
polidos.
- Conduzem bem o calor e a eletricidade.
- Nunca aparecem livres na natureza; 
surgem, quase sempre, sob a forma 
molecular.
- Quando isolados são muito reativos, 
embora menos que os do grupo anterior.
- Formam facilmente íons dipositivos, por 
terem confi guração eletrônica de valência ns2.
- Quando reagem com a água formam 
compostos alcalinos e libertam hidrogênio 
(apenas o berílio não reage com a água).
- Reagem com o oxigênio, originando 
óxidos.
- Reagem com ácidos, dando origem a 
hidrogênio gasoso.
- Possuem energias de ionização mais 
elevadas do que as do grupo anterior.
Grupo 13
- O boro é um semimetal.
- O alumínio, o gálio, o índio e o tálio são 
metais.
- o gálio é o único que se encontra em 
estado líquido à temperatura ambiente; 
os outros se encontram no estado sólido.
- Formam muitos compostos moleculares.
- O boro não forma compostos iônicos 
binários e não reage com o oxigênio, nem 
com a água.
- O alumínio origina óxido de alumínio 
quando reage com o oxigênio.
- Têm tendência para formar íons 
tripositivos, pois têm configuração 
eletrônica de valência ns2np1.
- No entanto, para o tálio, o íon monopositivo 
(Tl+) revela-se mais estável do que o íon 
tripositivo (Tl3+).
Aula 1 Química Tecnológica 29
Grupo 14
- São todos sólidos à temperatura 
ambiente.
- O carbono é um não metal.
- O silício e o germânio são semimetais.
- O estanho e o chumbo são metais.
- Não formam compostos iônicos.
-Os elementos metálicos desse grupo não 
reagem com a água, mas reagem com 
ácidos liberando hidrogênio gasoso.
- Têm confi guração eletrônica de valência 
ns2np2.
- Formam compostos nos dois estados de 
oxidação +2 e +4.
Grupo 15
- O nitrogênio encontra-se no estado 
gasoso e os outros no estado sólido, à 
temperatura ambiente.
- O nitrogênio e o fósforo são não metais.
- O arsênio e o antimônio são semimetais.
- O bismuto é um metal.
- O nitrogênio existe como um gás diatômico 
(N
2
) e forma um número razoável de óxidos.
- O fósforo existe na forma de molécula (P4) 
e forma dois óxidos sólidos (P
4
O
6
 e P
4
O
10
).
- O bismuto é muito menos reativo do que 
os metais do grupo 1 a 14.
- O arsênio, o antimônio e o bismuto têm 
estruturas tridimensionais extensas.
- Têm confi guração eletrônica de valência 
ns2np3.
- O nitrogênio tem tendência para captar 
três elétrons.
Grupo 16 
(calcogênios)
- O oxigênio é o único que se encontra no 
estado gasoso à temperatura ambiente; os 
outros são todos sólidos.
- O oxigênio, o enxofre e o selênio são não 
metais.
- O telúrio e o polônio são semimetais.
- O oxigênio existe sob a forma de molécula 
diatômica simples (O
2
), o enxofre e o 
selênio existem como unidades (S
8
 e Se
8
).
- O telúrio e o polônio têm estruturas muito 
extensas.
- Formam um grande número de compostos 
moleculares com não metais, especialmente 
o oxigênio.
- Formam íons dinegat ivos, pois 
facilmente captam dois elétrons, por terem 
confi guração eletrônica de valência ns2np4.
Grupo 17 
(halogênios)
- São todos não metais.
- O fl úor e o cloro são gasosos, o bromo 
é líquido e o iodo é sólido à temperatura 
ambiente.
- São tóxicos.
- São muito reativos, deste modo, nunca se 
encontram na natureza na forma elementar.
- À exceção do ástato, formam moléculas 
diatômicas simples (F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
).
- Formam facilmente íons mononegativos, 
por terem configuração eletrônica de 
valência ns2np5.
- As suas moléculas reagem com o 
hidrogênio, formando halogenetos de 
hidrogênio, que quando dissolvidos em 
água formam soluções ácidas de caráter 
variado.
- Quando suas moléculas reagem com os 
metais originam halogenetos metálicos 
(compostos iônicos).
- Têm elevadas energias de ionização, pois 
têm tendência à captar um elétron para 
adquirirem a configuração eletrônica do 
gás nobre do mesmo período.
Grupo 18 
(gases nobres) - São gases incolores e inodoros.
- Os átomos desses elementos não 
formam moléculas.
- Não apresentam reatividade, por terem 
as orbitais de valência completamente 
preenchidas (ns2np6).
- São muito estáveis.
Quadro1 – Propriedades das famílias dos elementos representativose dos gases nobres
Fonte: Maia e Biachi (2007); Brown et al (2005); Kotz e Treichel (2005).
Resumo
Aula 1 Química Tecnológica30
Considere os seguintes elementos: Ni, Sn, Cl, Ba, Mg, Si e O. Ordene 
estes elementos (do menor para o maior) conforme:
a) raio atômico;
b) energia de ionização;
c) afi nidade eletrônica.
4
Nesta aula, você aprendeu que a lei periódica estabelece que as proprieda-
des dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. Assim, a 
tabela periódica agrupa famílias de elementos com propriedades semelhantes em 
colunas verticais chamadas grupos e, em fi las horizontais chamadas períodos, 
nas quais os elementos de um período possuem o mesmo número de camadas. 
Você também aprendeu que existem propriedades dos átomos que são periódicas 
e podem ser previstas pelo conhecimento da tabela periódica, são elas: raio atô-
mico, energia de ionização, eletronegatividade e afi nidade eletrônica. Conhecendo 
estas propriedades é possível reconhecer o papel que desempenham na química 
dos elementos.
Autoavaliação
Com o término da nossa aula é chegada a hora de verifi carmos se o conteúdo exposto 
foi assimilado. Desse modo, preparamos alguns exercícios para você. 
É possível a existência de elementos radioativos naturais? Cite dois exemplos.
De que maneira a atual tabela periódica serve como guia para escrever as confi gu-
rações eletrônicas?
Qual é a confi guração eletrônica para a camada de valência dos grupos 1, 2 e 17?
1
2
3
Anotações
Aula 1 Química Tecnológica 31
Para melhorar a tenacidade, a resistência a corrosão e também a resistência me-
cânica, costuma-se colocar vanádio como constituinte do aço. Faça a distribuição 
eletrônica do vanádio (Z=23) e encontre sua posição na tabela periódica. 
Qual das duas espécies possui a maior energia de ionização: potássio (K) ou iodo 
(I)? Explique sua resposta.
Quais as propriedades físicas e químicas dos metais alcalinos e alcalinoterrosos?
Referências 
BROWN, T. L. et al. Química a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M. Química geral 1 e reações químicas. São Paulo: Editora Pioneira 
Thomson Learning, 2005.
MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.
RUSSEL, J. B. Quimica geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. v 1.
4
5
6
Anotações
Aula 1 Química Tecnológica32
Ligações químicas
2
Aula
Aula 2 Química Tecnológica
1
2
3
Aula 2 Química Tecnológica 35
Apresentação
Após ter estudado, na Aula 1, a Tabela periódica e as propriedades dos átomos, vamos aprender nesta aula como os átomos se ligam para formar as diversas substâncias existentes ao nosso redor, como as ligações químicas explicam as propriedades das 
substâncias e, também, estudar a energia envolvida nestas ligações. Esses conhecimentos 
servirão de base para uma melhor compreensão dos próximos conteúdos a serem estudados.
Objetivos
Defi nir os conceitos associados às ligações químicas (sím-
bolo de Lewis, regra do octeto e eletronegatividade).
Compreender e diferenciar os tipos de ligações químicas.
Associar as ligações químicas às propriedades das subs-
tâncias e suas energias.
Aula 2 Química Tecnológica
Distância
interatômica /pm
Ep
/k
J.
m
ol
 −
1
Aula 2 Química Tecnológica 37
Considerações iniciais 
Os átomos de quase todos os elementos podem se combinar, formando ligações e ge-rando substâncias cujas energias são sempre menores do que a soma das energias que esses átomos teriam se permanecessem separados. Em outras palavras: podemos dizer 
que um composto químico é formado apenas se proporcionar uma situação de estabilidade 
energética (termodinâmica) maior que aquela envolvendo seus constituintes isoladamente. 
Como os átomos podem atingir estabilidade energética? Perdendo, recebendo ou com-
partilhando os elétrons de valência (última camada). A forma como os elementos atingem a 
confi guração mais estável defi ne o tipo de ligação. Considerando a fi gura a seguir, observamos 
o ponto entre os átomos de menor distância na região de menor valor energético e o ponto de 
estabilidade cuja ligação se forma.
Figura 1 – Diagrama de energia potencial
Assim, podemos dizer que quando uma ligação química é formada, energia é liberada! 
Quando nos referimos às substâncias químicas, muitas vezes pensamos na sua utilidade. 
Quando queremos uma substância isolante, procuramos um determinado composto que não 
deixe passar a corrente elétrica; quando precisamos de um condutor, a substância permitirá 
a passagem da corrente elétrica; quando é necessário riscar algo, pensamos em substâncias 
mais duras e resistentes e, assim, poderíamos citar vários outros exemplos. Mas qual a re-
lação entre a utilidade dessas substâncias e suas propriedades? Por que uma determinada 
substância pode ter um uso e outra semelhante não serve para o mesmo fi m? Qual será 
a explicação para que substâncias tenham comportamentos tão diferentes e, consequente-
mente, aplicações tão variadas? Estudaremos as ligações que formam essas substâncias.
Aumento da energia de ionização Au
m
en
to
 d
a e
ne
rg
ia
 d
e i
on
iza
çã
o
En
er
gi
a 
de
 io
ni
za
çã
o 
(k
J/
m
ol
)
0
8A
7A
6A
5A
4A
3A
2A
1A
500
1000
1500
2000
2500
Aula 2 Química Tecnológica38
Aspectos gerais 
No período em que se procurava desenvolver um modelo atômico compatível com as 
observações sobre a natureza, paralelamente, se especulava sobre possíveis mecanismos de 
ligação entre os átomos para formar os corpos.
A ligação química, sendo a interação de dois átomos (ou grupos de átomos), está intima-
mente ligada ao rearranjo da estrutura eletrônica, associado à formação da ligação covalente, 
ligação iônica e ligação metálica. Relembrando o que estudamos anteriormente, o potencial 
de ionização e a afi nidade eletrônica são duas propriedades periódicas que podem nos auxiliar 
a compreendermos a natureza da ligação química. Lembremos, inicialmente, que a energia 
de ionização é a energia requerida para retirar um elétron do átomo no estado gasoso (EI) 
e a afi nidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo recebe um elétron no estado 
gasoso (ΔE):
 Na(g) → Na+(g) + e- EI (1)
 Cl(g) + e- → Cl(g)- ΔE (2)
Figura 2 – As primeiras energias de ionização para os elementos representativos
Fonte: Brown et al (2005). 
Aula 2 Química Tecnológica 39
H
−73
Li
−60
Na
−53
K
−48
Rb
−47
Be
>0
Mg
>0
Ca
−2
Sr
−5
B
−27
Al
−43
Ga
−30
In
−30
C
−122
Si
−134
Ge
−119
Sn
−107
N
>0
P
−72
As
−78
Sb
−103
O
−141
S
−200
Se
−195
Te
−190
F
−328
Cl
−349
Br
−325
I
−295
He
>0
Ne
>0
Ar
>0
Kr
>0
Xe
>0
1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A
Figura 3 – Afi nidade eletrônica em kJ mol-1 para os elementos representativos
Fonte: Brown et al (2005). 
Observando as Figuras 2 e 3, elementos com menor energia de ionização são os de 
menores valores, tendo assim maior facilidade de perder elétrons, formando cátions e os 
elementos com maior facilidade de receber elétrons são de valores de afi nidade eletrônica 
negativos, maior facilidade de formar ânions. Vemos que outros elementos tendem a doar seus 
elétrons mais facilmente e outros a receber elétrons liberando energia. O processo de receber 
ou doar elétrons leva à formação de ânions ou cátions, respectivamente.
Espera-se, assim, que os dois íons formados interajam devido às forças de atração de 
cargas, formando uma ligação química. A natureza da ligação química dependerá de como 
acontece o rearranjo dos elétrons na molécula formada. Sobre ligações químicas trataremos de 
três tipos de ligações, consideradas fortes e que estão presentes na maioria das substâncias:ligação iônica, ligação covalente e ligação metálica.
Aula 2 Química Tecnológica40
Inicialmente, ocorre a sublimação do átomo de sódio metálico, absorvendo 
108 kJ mol-1 o cloro gasoso se dissocia absorvendo 122 kJ mol-1, ambos es-
tando no estado gasoso, podem perder (EI = 496 kJ mol-1) e receber elétrons 
(ΔE = -349 kJ mol-1), respectivamente, assim formando o íon Na(g)+ e Cl(g)- . 
A contribuição que falta é a atração eletrostática entre os íons de cargas opostas 
no sólido, a qual libera grande quantidade de energia (energia de rede). No caso 
do NaCl, temos uma liberação de 788 kJ.mol-1. Obtendo ao fi nal do ciclo uma 
energia de formação de - 411,0 kJ kJ mol-1, ou seja, energia liberada para for-
mação do sólido iônico, a energia liberada pelos íons de cargas contrárias mais 
do que compensa a natureza endotérmica das energias de ionização, pois essa 
contribuição é a atração eletrostática entre os íons de cargas opostas no sólido, 
a qual libera grande quantidade de energia (energia de rede). No caso do NaCl, 
temos uma liberação de 788 kJ.mol-1, tornando a formação de um composto 
iônico um processo exotérmico. Como observado na Figura 4.
Ligação iônica
Vocês conhecem sal de cozinha? Com certeza, sem ele não poderíamos deixar a comida 
tão saborosa. Pois o nosso tão conhecido sal de cozinha, é formado por ligações iônicas, e o 
que é isso? Uma ligação iônica é consequência da atração eletrostática entre íons de cargas 
opostas. Normalmente, a reação química entre metais alcalinos (Li, Na, K) e halogênios (F, 
Cl) leva à formação de sais que, se dissolvidos em solução aquosa, conduzem eletricidade. 
Esta é uma evidência de que os sais são formados por íons (lembra do sal de cozinha? Isso 
mesmo, o cloreto de sódio, NaCl).
Formação das ligações iônicas 
Por que um cristal de cloreto de sódio (NaCl, o nosso sal de cozinha) tem energia menor 
do que um gás de um átomo de sódio e cloro gasoso muito separados? Imagine a formação 
de um sólido iônico, mostrado na Figura 4.
Na+(g) + Cl(g)
Na(g) + Cl−(g)
Na(g) + Cl(g)
−349 KJ
496KJ
122KJ
108KJ −788KJ
−411KJ
Na(g) + Cl
2
(g)1
2
Na(s) + Cl
2
(g)1
2
NaCl(s)
Na(s) Na(g) Na+(g)
Cl
2
(g) Cl(g) Cl−(g)
NaCl(s)
Afinidade eletrônica do Cl
Energia de ionização do Na
Energia de sublimação do Na Energia de rede
Energia de formação
Energia de
sublimação
Energia de
Energia
reticular
ionização
Energia de
dissociação
Afinidade
eletrônica
Energia de dissociação do Cl
2
−
− −
−
− −
Cl −
Na+
Aula 2 Química Tecnológica 41
Figura 4 – Ciclo de Born-Haber na formação do NaCl
Um aspecto importante é que a ligação iônica é uma característica do cristal como um 
todo. Assim, todos os cátions interagem mais ou menos com todos os ânions, todos os cátions 
repelem-se uns aos outros e todos os ânions repelem-se uns aos outros, observado na Figura 5.
Figura 5 – Fragmento do sólido iônico NaCl
Fonte: Atkins e Jones (2009).
2
1 2 13 14
3
4
5
6
7
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
B
Al
Ga
In
Tl
Sn
Pb
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Aula 2 Química Tecnológica42
Um aspecto importante que não podemos esquecer, é que a energia necessária para a 
formação de ligações iônicas é fornecida, em sua maior parte, pela atração eletrostática (cou-
lômbica) entre os íons de cargas opostas. Em um aspecto geral, o modelo iônico é apropriado 
para compostos binários entre elementos não metálicos e elementos metálicos, particularmente 
os do bloco s (Aula 1). Os elementos metálicos podem perder seus elétrons de valência e formar 
cátions, já os elementos não metálicos acomodam os elétrons em suas camadas e tornam-se 
ânions, dessa maneira, ambos atingem a estabilidade energética e se formam espontanea-
mente. As estruturas eletrônicas, mais prováveis, para compostos iônicos binários, como no 
exemplo estudado anteriormente, podem ser previstas a partir de seus cátions e ânions, e ao 
se formarem, ocorrerá uma interação entre estes íons formando o composto iônico binário, 
liberando uma grande quantidade de energia, chamada de energia de rede, como foi visto na 
Figura 4. Um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, ele perde um ou mais elétrons 
(energia de ionização), como podemos observar para o átomo de Lítio (perda de um elétron) 
e o átomo de Frâncio (sete elétrons perdidos), até atingir a estrutura de um gás nobre (cerne), 
que é chamada de octeto de elétrons, conforme mostra a Figura 6.
Figura 6 – Átomos do bloco s atingindo estrutura de um gás nobre
Fonte: Atkins e Jones (2009).
Vamos testar nossos conhecimentos?
1
Os compostos formados pelos pares:
(1) Mg e Cl (2) Ca e O (3) Li e O (4) K e Br
Possuem fórmulas cujas proporções entre os cátions e os ânions são, respectivamente:
a) (1) 1 : 1 (2) 2 : 2 (3) 1 : 1 (4) 1 : 2
b) (1) 1 : 2 (2) 1 : 2 (3) 1 : 1 (4) 1 : 1
c) (1) 1 : 1 (2) 1 : 2 (3) 2 : 1 (4) 2 : 1
1
2
3
4
5
6
14 15 16 17
18
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
F
Cl
Br
I
At
O
S
Se
Te
Po
N
H
P
As
Sb
Bi
C
Si
Ge
Aula 2 Química Tecnológica 43
d) (1) 1 : 2 (2) 1 : 1 (3) 2 : 1 (4) 1 : 1
e) (1) 2 : 2 (2) 1 : 1 (3) 2 : 1 (4) 1 : 1
Dados: Li(Z=3); O(Z=8); Mg(Z=12); Cl(Z=17); K(Z=19); Ca(Z=20);Br(Z=35)
Figura 7 – Átomos de não metais atingindo estrutura de um gás nobre
Fonte: Atkins e Jones (2009).
O magnésio ([Ne]3s2) forma Mg2+, que tem a confi guração do neônio ([He]2s22p6). Os 
íons Mg2+ não perdem mais elétrons em uma reação química porque as energias de ioniza-
ção dos elétrons do cerne são altas demais para serem recuperadas pelas atrações íon-íon. 
O hidrogênio perde um elétron para formar um próton exposto. O lítio (Li) e o berílio (Be) 
perdem seus elétrons para formar um dublete igualando a confi guração eletrônica do hélio 
(1s2), quando se tornam Li+ e Be2+, respectivamente. 
Para o caso dos não metais, Figura 7, estes recebem elétrons para se estabilizarem, 
como podemos observar para o oxigênio são dois elétrons, para o cloro é um elétron, isto 
está associado diretamente a sua afi nidade eletrônica. 
Aula 2 Química Tecnológica44
Em relação ao bloco d, as energias dos orbitais (n-1) d (Aula 1) fi cam abaixo das dos 
orbitais ns. Com isso, os elétrons s são perdidos em primeiro lugar, seguindo um número 
variável de elétrons (n-1)d. No caso do ferro ([Ar]3d64s2), para formar o íon Fe3+ deverá 
perder 3 elétrons, dos quais 2 são removidos da subcamada 4s e 1 da subcamada 3d, fi cando 
com a confi guração [Ar]3d5. Os não metais raramente perdem elétrons em reações químicas 
por possuírem altas energias de ionização, contudo, podem adquirir elétrons sufi cientes para 
completar a camada de valência e formar o octeto. Eles não ganham elétrons, pois envol-
veria acomodação de elétrons em uma camada com uma energia maior, conforme mostra 
a Figura 8. Por exemplo, o nitrogênio tem confi guração eletrônica [He]2s22p3, possuindo 
5 elétrons na camada de valência e para atingir a confi guração de um gás nobre precisa 
ganhar 3 elétrons. Veja a Figura 8.
2
Considere as confi gurações eletrônicas de quatro elementos químicos:
i) 1s2 2s2
ii) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
iii) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
iv) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2
Qual deles apresenta tendência a formar um ânion?
a) i
b) ii
c) iii
d) iv
e) nenhum
N[He]22s22p3 N 3−[He]2s22p6
2p
2s
2p
2s
Aula 2 Química Tecnológica 45
Figura 8 – Confi guração eletrônica do N e N3-
Fonte: Atkins e Jones (2009).
3
Faça a distribuição eletrônica e dê o número de elétrons de valência para os 
elementos a seguir:
a) Sb; 
b) Si;
c) Mn;
d) B.
Aula 2 Química Tecnológica46
Observamos na Tabela 1 alguns valores de energiade rede para os compostos iônicos.
Tabela 1 – Energia de rede de alguns compostos iônicos binários
Composto Energia de rede/kJ mol-1 Composto Energia de rede/kJ mol-1
LiF 1.030 MgCl
2
2.326
LiCl 834 SrCl
2
2.127
LiI 730
NaF 910 MgO 3.795
NaCl 788 CaO 3.414
NaBr 732 SrO 3.217
NaI 682
KF 808 ScN 7.547
KCl 701
KBr 671
CsCl 657
CsI 600
 Fonte: Brown et al (2005, p.256).
Regra do octeto 
Vocês já devem ter ouvido falar da regra do octeto, não é? Vamos conhecer mais um 
pouco sobre ela. A denominação “regra do octeto” surgiu em razão da quantidade estabelecida 
de elétrons para a estabilidade de um elemento, ou seja, o átomo fi ca estável quando apresentar 
em sua camada de valência 8 elétrons (ns2 np6) estrutura de um gás nobre, com exceção do 
hélio. Destaca-se que os quatro gases nobres mais leves (He, Ne, Ar e Kr) não se ligam 
a qualquer elemento. Já os dois seguintes (Xe e Rn) podem se ligar a alguns elementos, 
apesar de serem muito pouco reativos. Entre esses, o radônio é radiativo e se degrada com 
facilidade, razão pela qual os compostos desse elemento são pouco estudados. Já o xenônio 
forma compostos bem conhecidos com o fl úor e o oxigênio, além de sais com metais alcali-
nos nos quais aparece formando ânions com o oxigênio (XeO
6
4-, no Na
4
XeO
6
). Porém, em 
todos esses elementos, uma característica comum é a camada de valência com oito elétrons 
(exceto no He) e a baixa ou inexistente reatividade, o que consolida a regra do octeto como 
um princípio válido.
Símbolos de Lewis 
Um símbolo de Lewis é um símbolo no qual os elétrons da camada de valência de um 
átomo ou um íon simples são representados por pontos colocados ao redor do símbolo do 
elemento. Cada ponto representa um elétron em um orbital e, um par de elétrons representa 
dois elétrons emparelhados partilhando um orbital. A Tabela 2 apresenta alguns exemplos dos 
símbolos de Lewis. 
Saiba mais
Período 2
Período 3
Números de
elétrons de 
valência
Li 
Na
1 2 3 4 5 6 7 8
Be C N O F Ne
AlClSPSi
B
AlMg
Aula 2 Química Tecnológica 47
Tabela 2 – Símbolos de Lewis e valências de alguns elementos
Vamos conhecer um pouco sobre Lewis? Gilbert Newton Lewis, físico e 
químico norte-americano, nasceu em Weymouth – Massachusetts, em 25 de 
outubro de 1875 e faleceu em Berkeley – Califórnia, em 23 de março de 1946. Foi 
professor de Química no Instituto de Tecnologia de Massachusetts (MIT) e em 
Berkeley, na Universidade da Califórnia desde 1912, levando a cabo investigações 
no campo das ligações químicas, termodinâmica e da eletrólise. Foi, também, 
criador da noção de par eletrônico, que representou um avanço decisivo no 
conhecimento da estrutura atômica.
Publicou diversos trabalhos, destacando-se Valence and the Structure of 
Atoms and Molecules. Morreu, em 1946, no seu laboratório, rodeado pelos livros 
e instrumentos científi cos que tanto amava. 
Figura 9 – Gilbert Newton Lewis
Fonte: <http://www.infopedia.pt/$gilbert-lewis>. Acesso em: 25 mar. 2011.
1s 2s 2p
Cl + +Ca Cl Cl Ca 2+− −Cl Cl + Na+ −Cl Na
a b
Aula 2 Química Tecnológica48
O símbolo de Lewis para o oxigênio, por exemplo, representa a confi guração dos elétrons 
de valência 2s22p4, veja a Figura 10, com 4 elétrons emparelhados, 2 no orbital 2s e 2 no orbital 
2p e 2 elétrons desemparelhados no orbital 2p. O símbolo de Lewis é um resumo visual da 
confi guração eletrônica dos elétrons de valência de um átomo que permite acompanhar os 
elétrons quando um íon se forma.
Figura 10 – Símbolo de Lewis para o oxigênio
Fonte: Atkins e Jones (2009).
Como um composto iônico pode ser explicado pelos símbolos de Lewis?
Para deduzir a fórmula de um composto iônico usando a representação dos símbolos de 
Lewis, primeiramente representamos o cátion pela remoção de pontos do símbolo do átomo do 
metal. Posteriormente, o ânion é representado pela transferência desses pontos para o símbolo 
de Lewis do átomo de não metal, até completar a camada de valência. Talvez seja necessário 
ajustar o número de íons de cada tipo para poder acomodar todos os pontos removidos do 
símbolo do átomo do metal nos símbolos dos átomos do não metal. Finalmente, escrevemos a 
carga de cada íon como um sobrescrito, na forma usual. A Figura 11 representa dois exemplos:
Figura 11 – Representação dos compostos iônicos usando os símbolos de Lewis: (a) cloreto de cálcio (CaCl
2
) e 
(b) cloreto de sódio (NaCl)
Fonte: Atkins e Jones (2009).
Aula 2 Química Tecnológica 49
É importante lembrar que: 
Os átomos de muitos metais dos blocos d e p podem apresentar valência 
variável, ou seja, podem perder um número variável de elétrons. Eles podem 
formar compostos diferentes como, por exemplo, chumbo, óxido de chumbo 
(II), de fórmula PbO e óxido de chumbo (IV), de fórmula PbO
2
.
Propriedades de compostos iônicos 
De acordo com essas características de ligação que acabamos de estudar, os compostos 
iônicos podem apresentar algumas propriedades, como:
 � altos pontos de fusão e ebulição;
 � são sólidos à temperatura ambiente;
 � condutividade elétrica quando fundidos ou dissolvidos em água;
 � no estado sólido são maus condutores de eletricidade;
 � solubilidade em água (a maioria);
 � apresentam aspecto cristalino.
 � possuem interações eletrostáticas fortes.
Exemplos de compostos iônicos 
Podemos citar como exemplos de compostos iônicos e suas aplicações:
Tabela 3 – Exemplos de compostos iônicos
Substância Fórmula química Aplicações
Cloreto de sódio NaCl Sal de cozinhaProdução de NaOH
Fluoreto de sódio NaF Cremes dentais
Cloreto de potássio KCl Fertilizantes
Cloreto de mercúrio II HgCl
2
Pesticida
Carbonato de cálcio CaCO
3
Giz
Dióxido de titânio TiO
2
Pigmentos de tintas e esmaltes
Aula 2 Química Tecnológica50
Podem ser citadas como propriedades características de substâncias iônicas:
a) Baixa temperatura de ebulição e boa condutividade elétrica no estado sólido.
b) Baixa temperatura de fusão e boa condutividade elétrica no estado sólido.
c) Estrutura cristalina e pequena solubilidade em água.
d) Formação de soluções aquosas não condutoras da corrente elétrica e pequena solubilidade 
em água.
e) Elevada temperatura de fusão e boa condutividade elétrica quando em fusão.
Ligação covalente 
Na aula anterior, foi visto para o caso da ligação iônica que a ligação química pode ser 
considerada como a interação eletrostática entre dois íons. No entanto, certamente, este não 
é o caso das moléculas diatômicas gasosas como O
2
, N
2
, F
2
 e H
2
 e as espécies poliatômicas 
sólidas P
4
 e S
8
. Neste caso, os dois átomos competem igualmente pelos elétrons. Com uma 
intuição brilhante e antes do desenvolvimento da mecânica quântica ou do conceito de orbitais, 
Lewis encontrou uma explicação para a natureza das ligações entre átomos de não metais. 
Propôs que uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhados por dois átomos. 
Nenhum dos átomos perde totalmente um elétron e, portanto, nenhum átomo precisa receber 
a totalidade da energia de ionização. Deste modo, os elétrons são compartilhados pelos dois 
átomos. Mas quantos elétrons serão compartilhados pelos átomos? Observamos que somente 
Podem ser citadas como propriedades características de substâncias iônicas:
a) Baixa temperatura de ebulição e boa condutividade elétrica no estado sólido.
b) Baixa temperatura de fusão e boa condutividade elétrica no estado sólido.
c) Estrutura cristalina e pequena solubilidade em água.
d) Formação de soluções aquosas não condutoras da corrente elétrica e pe-
quena solubilidade em água.
e) Elevada temperatura de fusão e boa condutividade elétrica quando em fusão.
4
Aula 2 Química Tecnológica 51
Figura 12 – Compartilhamento de elétrons da molécula do cloro
Fonte:Brown et al (2005). 
os elétrons de valência, ou seja, aqueles que estão na última camada e, consequentemente, 
com maior energia, estarão disponíveis para serem transferidos (como numa ligação iônica) 
ou compartilhados (como na ligação covalente). Para entendermos melhor a ligação covalente, 
precisamos entender alguns conceitos, como, estrutura de Lewis, ressonância e polaridade, 
que serão vistos, vamos lá!
Estruturas de Lewis
A ligação covalente se forma pelo compartilhamento de elétrons até atingir a confi guração 
de um gás nobre. Segundo Lewis a regra do octeto, na formação de uma ligação covalente 
dar-se pelos átomos tenderem a completar seus octetos pelo compartilhamento de elétrons, 
Figura 12.
Nos compostos moleculares, os átomos se unem por ligações covalentes que 
são formadas por:
a) Doação de elétrons
b) Recepção de elétrons
c) Doação de prótons
d) Recepção de prótons
e) Compartilhamento de elétrons.
5
Cl + Cl Cl Cl , ou Cl Cl 
Cl Cl Cl P
Aula 2 Química Tecnológica52
Podemos usar os símbolos de Lewis para descrever ligações covalentes com uma linha 
(–) para representar o par de elétrons compartilhado e pares de pontos os pares isolados. 
Assim, um átomo de cloro tem sete (7) elétrons de valência e utiliza mais um para completar 
o octeto. Isso ocorre pelo compartilhamento de um elétron fornecido por outro átomo, como 
por exemplo, um outro átomo de cloro, ver Figura 13.
Figura 13 – Estrutura de Lewis para o Cl
2
Fonte: Atkins e Jones (2009).
A valência do cloro, isto é, número de ligações que um átomo pode formar, é igual a 
um. A molécula de cloro tem pares de elétrons de valência que não participam diretamente da 
ligação, que são denominados de pares isolados de elétrons. Os três (3) pares isolados de cada 
átomo de cloro ligado repelem-se, e essa repulsão é quase sufi ciente para compensar a atração 
favorável do par ligante que mantém a molécula Cl
2
 unida. Lembrar que alguns constituintes 
do sistema de combustão são moléculas diatômicas covalentes apolares. Ex: Combustível 
(H
2
), comburente (O
2
), resíduos gasosos da combustão, os fumos (N
2
).
Estrutura de Lewis de espécies poliatômicas
Estudamos anteriormente a estrutura de Lewis para moléculas diatômicas, veremos agora, 
como se comporta para moléculas poliatômicas. Cada átomo em uma molécula poliatômica 
completa seu octeto ou dueto pelo compartilhamento de pares de elétrons com seus vizinhos 
mais próximos. Cada par de elétrons compartilhado em uma ligação covalente é representado 
por uma linha entre os dois átomos. A estrutura de Lewis apenas indica que átomos se ligam 
e quais têm pares de elétrons isolados, assim não leva em consideração a forma da molécula. 
Vejamos a estrutura de Lewis da molécula PCl
3
, cloreto de fósforo. Inicialmente, colocamos os 
elétrons de valência disponível de todos os átomos na molécula, conforme mostra a Figura 14.
Figura 14 – Estrutura de Lewis para os átomos de P e Cl
Fonte: Atkins e Jones (2009).
Cl P
Cl 
Cl Cl P
Cl 
Cl 
Cl P
Cl 
Cl Cl P
Cl 
Cl 
ou O C O O C Oou
H C C HH C C H ou
a b
c
Aula 2 Química Tecnológica 53
O próximo passo é arranjar os pontos, representando os elétrons de forma que os átomos 
de fósforo (P) e cloro (Cl) tenham um octeto, conforme mostra a Figura 15.
Figura 15 – Estrutura de Lewis do cloreto de fósforo, PCl
3
Fonte: Atkins e Jones (2009).
Um par de elétrons emparelhados é denominado de ligação simples, contudo dois átomos 
podem compartilhar dois ou três pares de elétrons. Uma ligação dupla e uma ligação tripla 
ocorrem quando, respectivamente, dois e três pares de elétrons são compartilhados entre dois 
átomos; essas ligações são coletivamente denominadas de ligações múltiplas. Veja na Figura 
16 a representação de ligações simples, dupla e tripla.
Figura 16 – Estrutura de Lewis para (a) ligações simples, (b) ligações duplas e (c) ligação tripla entre carbonos e 
simples entre carbono-hidrogênio
Fonte: Atkins e Jones (2009).
Uma ligação simples envolve no total de dois elétrons, já a ligação dupla quatro elétrons 
e, por último, a ligação tripla seis elétrons. A ordem de ligação é o número de ligações que 
une um par específi co de átomos. Logo, a ordem da ligação em Cl
2
 é 1, no grupo C=O é 2, 
e em C≡C é 3. 
Para escrever uma estrutura de Lewis, é necessário saber que (1) os átomos estão ligados 
entre si na molécula, (2) um átomo terminal liga-se somente a um átomo e (3) um átomo central 
é um átomo que se liga a pelo menos dois outros. A escolha do átomo central é geralmente 
aquele com a mais baixa energia de ionização, por conduzir ao mínimo de energia. Os átomos 
com maiores energias de ionização são mais relutantes em compartilhar e mais propensos a 
manter seus elétrons com pares isolados. O hidrogênio é um átomo terminal porque se liga 
Conte os elétrons de valência;
Conte os pares de elétrons;
1
H
2
O
1 + 1 + 6 = 8
4
2 Arranje os átomos; H O H
3
Localize os pares de elétrons 
da ligação;
Identifique os pares de elétrons 
ainda não localizados;
H O H
(2)
4 Complete os octetos; H O H
5 Desenhe as ligações. OH H
Aula 2 Química Tecnológica54
tipicamente a somente outro átomo. Pode-se predizer a estrutura de uma molécula arrumando 
os átomos simetricamente em torno do átomo central. 
Para predizermos uma estrutura, vamos agora utilizar a regra do octeto. Base conceitual: pro-
curamos maneiras de usar todos os elétrons de valência para completar os octetos ou dubletes.
Procedimento
1) Conte o número de elétrons de valência em cada átomo isolado. Para íons, ajuste o número 
de elétrons para levar em conta a carga. Divida o número total de elétrons da molécula por 
2 para obter o número de pares de elétrons.
2) Escreva os arranjos mais prováveis dos átomos usando as regras dadas no texto. 
3) Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados.
4) Complete o octeto ou dublete de cada átomo, colocando os pares de elétrons remanescen-
tes em torno dos átomos. Se não existirem pares de elétrons sufi cientes, forme ligações 
múltiplas.
5) Represente cada par de elétrons ligados por uma linha. Para conferir a validade de uma 
estrutura de Lewis, observe se cada átomo tem um octeto ou dublete.
Exemplo
Escreva a estrutura de Lewis da água, H
2
O.
ou
Aula 2 Química Tecnológica 55
6
Os elementos químicos fósforo (P) e cloro (Cl) têm, respectivamente, 5 e 7 
elétrons na camada de valência.
a) Escreva a fórmula de Lewis do tricloreto de fósforo. 
b) Qual é o tipo de ligação formada?
Ressonância 
Muitas moléculas e íons poliatômicos não devem ser representados adequadamente por 
uma única estrutura de Lewis. Para esses casos, Pauling introduziu o conceito de ressonância. 
Linus Pauling propôs estruturas de ressonância, que representam a ligação em uma molécula 
ou em um íon quando uma única estrutura de Lewis não descreve precisamente a estrutura 
eletrônica verdadeira. Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno que é usado 
como matéria-prima para produção de plásticos, gasolina, borracha etc., fazendo com que as 
ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam deslo-
calizados por todo o anel. Veja a Figura 17.
Figura 17 – Ressonância da molécula de benzeno
Fonte: Brown et al (2005). 
Todas as estruturas de ressonância possuem padrões idênticos e energias iguais. As 
estruturas de ressonância que diferem somente na colocação das ligações duplas podem ser 
escritas para a molécula. As estruturas contribuintes são as estruturas prováveis, não havendo 
existência física dessas estruturas, a fusão das estruturas de Lewis é chamada de ressonância. 
Portanto, podemos concluir que não ocorre um equilíbrio dinâmico entre as estruturas. No 
exemplo do benzeno é utilizada