Slides Unidade I

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Profa. MSc. Summaia Farah
UNIDADE I
Química Básica
 O primeiro registro deixado sobre a ideia do átomo foi feito pelo filósofo Demócrito, 
há 400 a. C. 
 Demócrito imaginou que seria possível dividir a matéria em partes cada vez menores, até 
chegar numa minúscula parte que seria indivisível, sólida, à qual ele chamou de átomo.
 Ao longo do tempo, a constituição e o comportamento da matéria foram amplamente 
estudados, tendo como resultado diversos modelos atômicos que levaram a outros mais 
elaborados.
 No início do século 19, John Dalton, ainda influenciado pela ideia de que o átomo era 
indivisível, descreveu um modelo atômico que ficou conhecido como “bola de bilhar” .
1. Constituição da matéria e estrutura atômica
Fonte: : 
<http://www.objetivo.br/conteudoonline/i
magens/conteudo_1667/04b.gif>. 
Acesso em: 25 jul. 2018.
Modelo atômico idealizado por John 
Dalton em 1803, conhecido como bola de 
bilhar
 No final do século 19, por volta de 1896, o físico francês Henri Becquerel, ao pesquisar o 
elemento urânio observou uma emissão de radiação que ainda era inexplicável.
 Concluiu que existia uma propriedade radioativa natural em determinados elementos.
 Becquerel incentivou sua brilhante aluna de doutorado, Marie Curie, e seu marido Pierre a 
pesquisar este tipo de emissão de energia espontânea descoberta por ele.
 O casal Curie conseguiu isolar e identificar dois novos elementos químicos, do tipo que 
emitem radioatividade, os quais receberam o nome de polônio e rádio. 
 Eram elementos capazes de realizar uma desintegração radioativa espontânea.
Radioatividade e o átomo 
Demonstração de um núcleo emitindo 
radiação causada pela desintegração 
radioativa espontânea. 
Fonte: 
http://www.objetivo.br/conteudoonline/
imagens/Aula_16555/05.1.jpg
Radiação
Núcleo instável
Outro 
núcleo
Instável: radiação contínua
Estável: radiação para
 Todo elemento químico possui uma quantidade de massa (soma entre prótons e nêutrons).
 Elementos com maior massa, como o urânio, têm a tendência de possuir núcleos mais 
instáveis.
 Esta instabilidade no núcleo provoca a desintegração radioativa espontânea.
 Ao desintegrar, o núcleo emite as partículas alfa e beta (cargas positivas existentes ali). 
 O núcleo vai se tornando mais leve, para então alcançar a estabilidade atômica.
 Um elemento químico possui seu número de prótons como a identidade dele, portanto, ao 
perder carga positiva, o elemento que desintegrou torna-se um outro elemento. 
Desintegração radioativa
Liberação de radiação gama e formação dos 
elementos criptônio e bário como consequências 
da desintegração do urânio. 
Fonte: 
http://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aul
a_17161/010.png
Radiação γ
Criptônio 
Nêutron 
Urânio 
Bário 
 A massa atômica é formada pelas partículas positivas e neutras, as quais estão no núcleo do 
átomo, a massa de carga negativa (eletrosfera) é praticamente zero quando comparada à 
massa do núcleo. 
 Uma característica muito importante relacionada ao átomo de um elemento químico é a sua 
quantidade de carga positiva (prótons) existente no núcleo. 
Semelhanças atômicas
Representação de um átomo de berílio (Be), o qual possui número atômico (Z) 
igual a 4 e valor de massa (A) igual a 9.
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3994/0_9.png
: próton
: nêutron
: elétron
Z = 4
N = 5
A = 4 + 5 = 9
A
Z
Be
4
9
 Átomos de um mesmo elemento químico terão sempre o mesmo número de prótons. 
 Pode haver casos em que o número de nêutrons de um mesmo elemento químico é 
diferente, são os chamados isótopos. 
 É possível diferenciar um isótopo do outro através do seu número de massa.
Semelhanças atômicas − Isótopos
Isótopos de hidrogênio. 
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_2183/01.png
HIDROGÊNIO 
LEVE (Prótio)
DEUTÉRIO TRÍTIO
elétron
próton
nêutron
 Esta semelhança atômica acontece quando dois elementos químicos possuem o mesmo 
número de massa.
 Números atômicos diferentes, sendo assim, ocorrem entre elementos diferentes. 
 Exemplo: 19K
40 e 20C
40.
Semelhanças atômicas – Isóbaros
 Elementos que possuem mesmo número de nêutrons, mas número de massa diferente. 
 Exemplo: 17Cl
37 e 20Ca
40
 Cloro Cl: A=Z+n⟹37=17+n⟹n=20
 Cálcio Ca: A=Z+n⟹40=20+n⟹n=20
Semelhanças atômicas – Isótonos
 A quantidade de elétrons é igual entre dois ou mais elementos.
 Pode acontecer entre elementos neutros ou entre íons. 
 No seu estado fundamental, um elemento é neutro, ou seja, sem carga, pois possui 
quantidade igual de carga positiva e negativa.
 Íons são espécies químicas que contêm cargas negativas ou positivas. Isso acontece 
quando um elemento perde ou ganha elétrons. 
 Cátions: denominação dos íons que possuem carga positiva.
 Ânions: nome dado aos íons que possuem carga positiva.
 Exemplo 1: Cátion magnésio (12Mg
+2) e ânion flúor (9F
-1).
 Exemplo 2: Cátion cálcio (20Ca
+2) e ânion fósforo (15P
-3). 
Semelhanças atômicas – Isoeletrônicos
Modelos atômicos precursores
Modelo atômico de J.J. Thomson (1897),
conhecido como “pudim de passas”.
Fonte:
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/c
onteudo_1667/QUI-0000583Tb.png
Modelo atômico planetário, proposto por
Ernest Rutherford (1911).
Fonte:
https://www.objetivo.br/conteudoonline/ima
gens/Aula_17163/005.png
Modelo atômico de Niels Bohr (1913), onde
os elétrons localizam-se em níveis
energéticos na eletrosfera. Quanto mais
afastado do núcleo, mais energia o elétron
terá.
Fonte:
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imag
ens/Aula_17163/013.png
Esfera 
positiva
Elétron
Energia crescente
Emissão de 
fóton
 O modelo de mecânica quântica começou a ser aprimorado, enriquecido e desenvolvido 
a partir da década de 1920 pelos experimentos e mentes de vários físicos, como Albert 
Einstein, Werner Heisenberg, Erwin Schrodinger, Wolfang Pauli, Louis de Broglie, entre 
outros. 
 Este modelo atômico baseia-se na teoria quântica, a qual postula que a matéria também 
pode ter propriedades que se associam às ondas. 
 Levando em conta o fato de que a matéria pode se comportar como onda, seria impossível 
saber com exatidão a posição, velocidade e direção de um determinado elétron (Princípio da 
Incerteza). 
Modelo atômico quântico (modelo aceito atualmente) 
Modelo atômico aceito atualmente. 
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo
_6203/a1.png
Núcleo: prótons e nêutrons
Eletrosfera: elétrons
 Para representar os tipos de órbitas realizadas pelos elétrons são usados quatro números, 
denominados números quânticos.
 Número quântico principal (n): indica a camada eletrônica ou nível de energia em que o 
elétron possivelmente está. Varia de 1 até 7.
Níveis energéticos e números quânticos
Níveis energéticos da eletrosfera, os quais são representados pelo número quântico 
principal (n).
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3996/07b.gif
 Número quântico do momento angular (I) 
 Também conhecido como número quântico secundário ou azimutal.
 Indica a provável localização de um elétron no subnível de energia (espaço existente entre 
os níveis energéticos). 
 Como há quatro subníveis (s, p, d e f), estes serão representados pelos números 0, 1, 2 e 3.
Níveis energéticos e números quânticos 
Subníveis de energia, os quais são representados pelo número quântico azimutal. 
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3996/08.gif
 Número quântico magnético (m ou ml)
 Representa a possível órbita ou orbital onde se encontra um elétron. 
 Tais orbitais localizam-se dentro dos subníveis e cada subnível possui uma determinada 
quantidade de orbitais.
 Em cada orbital cabem, no máximo, dois elétrons.
 Estes elétrons ocupam primeiro os orbitais vazios, após todos estarem ocupados é que vai 
entrando o segundo elétron e completando a capacidade máxima decada orbital. 
Níveis energéticos e números quânticos
Relação entre os subníveis energéticos e o número quântico magnético. 
Fonte: autoria própria.
Subnível Número quântico 
magnético
Quantidade de orbitais Capacidade máxima 
para elétrons
s 0 1 2
p -1,0,+1 3 6
d -2,-1,0,+1,+2 5 10
f -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 14
 Número quântico spin (S ou ms)
 Este número tem a função de determinar qual o provável sentido da rotação, ao redor de seu 
próprio eixo, de um dado elétron.
 O valor do número quântico spin somente pode ser -1/2 ou +1/2.
 O número quântico spin explica como dois elétrons conseguem ocupar um mesmo orbital, 
pois ao girarem em sentidos opostos os elétrons criam campos magnéticos à sua volta, os 
quais promovem uma atração magnética (não há repulsão entre as cargas iguais).
 Um orbital preenchido por dois elétrons, obrigatoriamente, sempre terá um número spin 
positivo e outro negativo.
Níveis energéticos e números quânticos 
Número quântico spin, o qual representa o 
possível sentido da rotação de um elétron, ao 
redor de seu próprio eixo.
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens
/conteudo_1689/03.gif
Elétrons 
antiparalel
 Para determinar os números quânticos do elétron mais energético de qualquer elemento e, 
consequentemente, sua provável localização, devemos fazer a distribuição dos elétrons nos 
níveis e subníveis do átomo.
 Lembrando que o elétron mais energético é aquele que se encontra mais afastado do 
núcleo, ou seja, no último nível de energia, também chamado de camada de valência. 
 Sem elétron não há nível ou subnível energético, pois estes níveis são formados pelos 
orbitais realizados pelos próprios elétrons.
Distribuição eletrônica
Níveis e subníveis energéticos da 
eletrosfera.
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoon
line/imagens/conteudo_3996/QUI-
0000586T.png
 Todo elemento busca a estabilidade, e esta é alcançada quando este se encontra no mais 
baixo nível de energia possível.
 Cada nível de energia possui uma capacidade máxima de elétrons e, ao atingir essa 
capacidade, os elétrons vão ocupando os próximos níveis, que possuem maior energia.
 A distribuição dos elétrons, em ordem crescente de energia, é demonstrada no chamado 
diagrama de energia.
Distribuição eletrônica
Distribuição eletrônica do ferro (Z=26)
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/co
nteudo_2176/01.png
Distribuição eletrônica do bromo
(Z=35).
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/i
magens/conteudo_2176/1_.png
 Exemplos de distribuição dos 
elétrons nas camadas e subníveis
de energia de alguns elementos.
Distribuição eletrônica
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_2176/05..PNG
De acordo com o diagrama de energia demonstrado abaixo, qual o valor do número atômico 
(Z) representado neste? Assinale a alternativa correta.
a) 81
b) 84
c) 71
d) 68
e) 79
Interatividade 
Fonte: 
https://conteudoonline.objetivo.br/imagens/co
nteudo_11285/0022.png
De acordo com o diagrama de energia demonstrado abaixo, qual o valor do número atômico 
(Z) representado neste? Assinale a alternativa correta.
a) 81
b) 84
c) 71
d) 68
e) 79
Resposta
Fonte: 
https://conteudoonline.objetivo.br/imagens/co
nteudo_11285/0022.png
 Os elementos ficam dispostos em ordem crescente de número atômico (Z).
 As linhas horizontais (períodos) demonstram cada nível energético existente na eletrosfera.
 Nas 18 linhas verticais (grupos ou famílias) estão colocados elementos semelhantes, uns 
com os outros, nas suas propriedades químicas.
2. Tabela periódica e a organização de seus elementos químicos 
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/aula_13353/1p.png
 Metais: elementos que são bons condutores de calor e eletricidade. Doadores de elétrons.
 Não metais: elementos que retêm elétrons, são ótimos isolantes térmicos e baixos 
condutores de eletricidade.
 Gases nobres: elementos com alta estabilidade (regra do octeto).
Organização da Tabela Periódica 
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/aula_13353/1p.png
 Famílias A: elementos representativos. Semelhantes no número de elétrons na camada 
de valência. 
 Famílias B: metais de transição e metais de transição interna (grupo dos lantanídeos 
e actinídeos). 
 Todos os actinídeos são radioativos, portanto, muito usados na produção de energia. 
Organização da Tabela Periódica 
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/aula_13353/1p.png
 Elementos representativos (famílias A):
 Cálcio (Ca) Z=20 Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (4º período, 2A) 
 Arsênio (As) Z=33 Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 (4º período, 5A)
 Metais de transição (famílias B):
 Vanádio (V) Z=23 Distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (4º período, 5B)
Como encontrar um elemento na tabela periódica através da distribuição 
eletrônica?
Propriedades da tabela periódica – Raio atômico 
Variação do raio atômico nas famílias da tabela 
periódica. 
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens 
conteudo_3284/0023.png
Variação do raio e sua relação com o número atômico nos períodos da 
tabela periódica.
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3284/0024.png
Z aumenta (tendência: diminuir o tamanho)
O número de camadas permanece constante
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 Energia de ionização (E.I.) ou potencial de ionização, é a energia necessária para tirar 
1 elétron de um átomo isolado no estado gasoso. 
 Elementos que possuem raios atômicos maiores necessitam de menor energia de ionização 
para terem seus elétrons arrancados. O contrário também é verdadeiro.
Propriedades da tabela periódica – Energia de ionização 
Variação da energia de ionização entre os elementos na tabela periódica. 
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/aula_13356/06.png
 Afinidade eletrônica (A.E.) é a quantidade de energia liberada quando um átomo recebe 
1 novo elétron.
 Quanto menor o raio atômico, mais atrativo este elemento se torna para os elétrons à sua 
volta, portanto, mais afinidade eletrônica possuirá.
 Esta propriedade não vale para os gases nobres, por estes serem extremamente estáveis, 
não possuem tendência a receber elétrons.
Propriedades da tabela periódica – Afinidade eletrônica
Variação da afinidade eletrônica demonstrada entre os elementos da 
tabela periódica. 
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/aula_13356/08.png
 A eletronegatividade é a capacidade que um elemento possui de atrair elétrons dentro de 
uma ligação química qualquer.
 A capacidade eletronegativa de um elemento influencia nas reações com os outros 
elementos.
 Elementos químicos mais eletronegativos da tabela periódica colocados em ordem crescente 
de eletronegatividade:
Propriedades da tabela periódica – Eletronegatividade
Influência do tamanho do raio atômico sobre a eletronegatividade deste. 
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3284/0029.png
Atração menor Atração maior
 Eletropositividade é a capacidade que um átomo tem de perder seus elétrons e assim 
tornar-se um íon positivo. 
 Os metais são grandes doadores de elétrons, tornam-se cátions facilmente, portanto, esta 
propriedade é muito observada nestes elementos. 
Propriedades da tabela periódica – Eletropositividade 
Comparação da eletronegatividade e eletropositividade entre os elementos da tabela 
periódica
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3284/0031.png
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Eletronegatividade (caráter não metálico)
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Eletropositividade (caráter metálico)
18
F
Fr
 Massa molar: é a massa, em gramas, presente em 6,02x1023 entidades químicas (átomos 
ou moléculas). Portanto,
 amassa molar é o peso que equivale a 1 mol de determinado elemento químico, seu valor 
está demonstrado na tabela periódica.
 Por exemplo, a massa molar do sódio (Na) é igual a 23 g e esta equivale a 1 mol deste 
elemento.
 Para calcular a massa molar de uma molécula devemos somar o valor de massa de cada 
elemento presente nesta.
 Exemplo: massa molar NH3 = 14 + 1.3 = 17
Massa molar 
Massa molar do sódio, a qual é equivalente a 1 mol, que por sua vez possui 6,02x1023 
átomos. 
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_1718/QUI-0000631T.png
6,02.1023 átomos de sódio
Massa = 23 g
 Mol é uma unidade usada para representar a quantidade de átomos ou moléculas que um 
elemento químico possui em determinada quantidade de massa.
 Sendo que 1mol possui 6,02x1023 entidades químicas.
 Exemplo: 1 dúzia de maçãs = 12 maçãs
1 mol de maçãs = 6,02x1023 maçãs
Mol 
Fontes:
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_10001/1.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_10001/2.png
1 dúzia 1 dúzia
Laranja Melancia
12 60kg 122kg
1 mol 1 mol
H H2O
18g
6,02.1023
Moléculas de 
água
1g
(Massa molar) 6,02.10
23
Átomos de H
H
 O físico italiano Avogadro (séc. 19) foi quem determinou que a massa molar de um elemento 
sempre terá um número constante de átomos ou moléculas, o qual é conhecido como 
número de Avogadro, que é igual a 6,02x1023 espécies químicas. 
Constante de Avogadro 
Demonstração do número de Avogadro em diferentes tipos de moléculas.
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_1718/44b.gif
1 mol de água 1 mol de gás carbônico 1 mol de iodo
18 gramas
Conteúdo 44 gramas
254 gramas
6,02 X 1023 moléculas
6,02 X 1023 moléculas
6,02 X 1023 moléculas
Observando a distribuição eletrônica abaixo, determine a posição de um elemento X na tabela 
periódica. Assinale a alternativa correta.
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
a) 3º período; família 2A
b) 3º período; família 8A
c) 2º período; família 8A
d) 3º período; família 6A
e) 2º período; família 2A
Interatividade 
Observando a distribuição eletrônica abaixo, determine a posição de um elemento X na tabela 
periódica. Assinale a alternativa correta.
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
a) 3º período; família 2A
b) 3º período; família 8A
c) 2º período; família 8A
d) 3º período; família 6A
e) 2º período; família 2A
Resposta
 As substâncias podem ser classificadas de acordo com suas características físicas 
e comportamentos químicos.
 A semelhança é resultado do tipo de ligação e conformação existente na estrutura 
ou molécula destes compostos.
 Todos os sais são considerados compostos iônicos.
Compostos iônicos
Cloreto de sódio (NaCl) ou sal de cozinha é um 
exemplo de composto iônico.
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/co
nteudo_6204/a17.png
Ligação iônica
Tendência para receber 1e-
Ligação iônica entre sódio (Na) e cloro (Cl).
Fontes:
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3285/15_10b.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_3206/002.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3285/15_10d..png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3285/15_10e.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_3285/15_10f.png
Ligação iônica
Fontes: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_3206/005.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_3206/006.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_3206/007.png
Oxigênio – 1 átomo de O ganha
Alumínio – 1 átomo de Al cede
A fórmula indica 2 íons A/3+ e 3 íons O2
Notação de Lewis:
Ligação iônica
Fontes: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_3206/008.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_3206/009.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_3206/010.png
Ca – 1 átomo cede
C/ – 1 átomo recebe
A fórmula indica 1 íon 
Cálcio + 2 e 2 íons 
cloreto -1
 Binários (metal + não metal). 
 Estrutura formada por um retículo cristalino, o qual é mantido pela forte ligação entre os íons.
 São sólidos duros e quebradiços, não apresentando maleabilidade.
 Possuem altos pontos de fusão e ebulição (necessitam de alta energia para romper as 
ligações iônicas e separar cátions e ânions).
 São solúveis em solventes polares, quando solubilizado é um bom condutor de elétrons.
 No estado sólido os sais não conduzem corrente elétrica.
 O sal fundido, transformado em líquido, é capaz de conduzir corrente elétrica. 
Sais e suas propriedades 
Fontes:
https://www.objetivo.br/conteudoonline/image
ns/conteudo_6204/a16.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/image
ns/conteudo_6204/a18.png
 A grande maioria dos elementos químicos é metal.
 Uma imensa variedade de objetos e materiais são feitos de metal, isto se explica devido 
às diversas propriedades que estes possuem.
 São maleáveis e facilmente moldáveis nas mais diversas formas e estruturas.
 Por exemplo, o ferro (Fe) é um metal importantíssimo para nossa sobrevivência, 
pois carrega o oxigênio nas nossas células sanguíneas.
 Os metais apresentam-se naturalmente na forma sólida.
 A única exceção é o mercúrio (Hg), que é líquido.
Metais 
 Os metais possuem eletronegatividade baixa.
 Exercem atração mais fraca sobre seus elétrons.
 Maior tendência em formar cátions (íons positivos), pois perdem mais facilmente seus 
elétrons, são eletropositivos. 
 O modelo teórico de ligação metálica demonstra elétrons parcialmente livres em volta de 
cátions metálicos, é o chamado mar de elétrons. 
Ligação metálica
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline
/imagens/conteudo_426/0044.png
 Bons condutores de eletricidade e calor.
 Possuem altos pontos de fusão e de ebulição.
 São insolúveis em água e em solventes apolares.
 Possuem brilho, isto porque os metais possuem a capacidade de refletir grande parte da luz 
que incide sobre eles. 
 Podem ser moldados, quando o metal recebe uma pressão seus cátions vão se encaixando 
uns nos outros.
 São dúcteis, esta propriedade permite que eles recebam pressão por todos os lados. 
Propriedades dos metais
Sobre as propriedades dos sais, assinale a alternativa correta.
a) São sólidos duros e quebradiços, não apresentando maleabilidade.
b) Possuem baixos pontos de fusão e ebulição, necessitam de pouca energia para romper 
suas ligações iônicas.
c) São solúveis em solventes apolares.
d) No estado sólido ou líquido os sais podem conduzir corrente elétrica.
e) O sal fundido não é capaz de conduzir corrente elétrica.
Interatividade 
Sobre as propriedades dos sais, assinale a alternativa correta.
a) São sólidos duros e quebradiços, não apresentando maleabilidade.
b) Possuem baixos pontos de fusão e ebulição, necessitam de pouca energia para romper 
suas ligações iônicas.
c) São solúveis em solventes apolares.
d) No estado sólido ou líquido os sais podem conduzir corrente elétrica.
e) O sal fundido não é capaz de conduzir corrente elétrica.
Resposta
 Formados a partir de um tipo de ligação chamada covalente.
 Onde há um compartilhamento de cargas negativas entre os átomos que formam 
o composto. 
 Substâncias moleculares: possuem estruturas moleculares com determinado número 
de átomos.
 Compostos covalentes: formados por uma quantidade indeterminada de átomos unidos 
através de uma rede cristalina. São mais duros, resistentes e também possuem pontos de 
fusão e ebulição mais altos quando comparados às substâncias moleculares. Exemplos: 
diamante (C), grafita (C) e dióxido de silício (SiO2).
Compostos covalentes e moleculares
Fonte:
https://www.objetivo.br/conteudoonline/i
magens/conteudo_422/01.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/i
magens/conteudo_422/02.png
 Não são condutoras de eletricidade, isso porque a ligação covalente não gera íons.
 Na forma sólida são quebradiças, também possuem um bom grau de dureza, eeste torna-se 
ainda mais alto dependendo da rede cristalina formada no composto covalente.
 Possuem baixos pontos de fusão e ebulição quando comparados aos compostos iônicos, 
isto porque a ligação covalente é mais fraca que a ligação iônica.
 A solubilidade destes compostos está relacionada com a polaridade presente em sua 
moléculas.
 Resultam da ligação entre não metal + não metal ou hidrogênio + não metal (doadores 
de elétrons).
Propriedades gerais dos compostos covalentes e moleculares
 Identificada pelo compartilhamento de elétrons, assim não há perda ou ganho de cargas 
negativas, portanto não existe formação de íons nestas ligações.
 O compartilhamento acontece porque os átomos envolvidos neste tipo de ligação 
pertencem a elementos que possuem tendência apenas a receber elétrons, característica 
dos não metais e do hidrogênio.
 A ligação covalente é considerada mais fraca que a ligação iônica.
Ligação covalente
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/co
nteudo_1689/QUI-0000595Tb.png
Ligação covalente
Fontes:
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_422/0039.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_422/02_01a.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/Aula_562/01_03.png
Tendência para receber 1 ē
Tendência para receber 1 ē
Os dois átomos 
têm tendência 
para receber 1ē
Par de ē
compartilhado
O par de elétrons compartilhado 
é representado por um traço
Representações da ligação covalente
Fonte: https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_422/02_04a.png
Fórmula 
eletrônica 
(Lewis)
Fórmula 
estrutural
Fórmula 
molecular
 A geometria molecular é a forma como se apresenta uma molécula.
 A quantidade de elementos em um composto e a presença de elétrons ligantes 
(compartilhados) e não ligantes (desemparelhados) irá exercer influência na forma 
das moléculas.
 Por causa da repulsão entre as nuvens eletrônicas há vários tipos de configurações 
moleculares e formas geométricas das moléculas.
Geometria molecular e a Teoria de Repulsão das Nuvens Eletrônicas
Fontes:
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_2366/a31.png
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_2366/a34.png
 Mesmo não formando íons de cargas opostas, as ligações covalentes permitem a formação 
de polos positivos e negativos em sua moléculas. 
Polaridade das ligações covalentes
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_1697/000_01_01.jpg
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_1697/000_01_02.jpg
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/imagens/conteudo_1
697/0_8.png
 Momento dipolar é o nome dado à força que um elemento exerce para puxar os elétrons 
compartilhados, numa ligação covalente, para mais perto de si. 
 É um vetor que indica o sentido, a direção e a intensidade com que os elétrons são puxados 
pelo elemento mais eletronegativo. 
 Para conhecer a polaridade existente em uma molécula é necessário somar todos os 
momentos dipolares presentes nesta. 
 Momento dipolar igual a zero, trata-se de uma molécula apolar.
 Momento dipolar diferente de zero, indica uma molécula polar.
Momento dipolar
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudo
online/imagens/conteudo_6484/0
353.gif
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudo
online/imagens/conteudo_6484/0
337.gif
 Responsáveis por manter as moléculas de um composto unidas. 
 Estas forças são sempre eletrostáticas, ou seja, são mantidas pela atração existente entre 
cargas opostas (positivas e negativas). 
 Nas ligações covalentes as regiões na molécula onde predomina a carga negativa serão 
atraídas por regiões positivas de outras moléculas. 
Forças intermoleculares
Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/image
ns/conteudo_2210/04.gif Fonte: 
https://www.objetivo.br/conteudoonline/i
magens/conteudo_2210/11.gif
A imagem abaixo demonstra dois tipos de elementos químicos unidos por uma ligação 
covalente, formando uma molécula. Sobre esta, assinale a alternativa correta.
a) A ligação covalente é mais forte quando comparada à ligação iônica.
b) Os átomos estão unidos através da atração entre íons de cargas opostas.
c) O hidrogênio (H) doa seus elétrons para o oxigênio (O), e assim unidos, formam a molécula 
de água.
d) O hidrogênio (H) compartilha seus elétrons com o oxigênio (O), e forma-se a molécula de 
água.
e) O momento dipolar desta é igual a zero, portanto, trata-se de uma molécula apolar.
Interatividade
Fonte: https://conteudoonline.objetivo.br/imagens/Aula_1689/img_5.png
Resposta
A imagem abaixo demonstra dois tipos de elementos químicos unidos por uma ligação 
covalente, formando uma molécula. Sobre esta, assinale a alternativa correta.
a) A ligação covalente é mais forte quando comparada à ligação iônica.
b) Os átomos estão unidos através da atração entre íons de cargas opostas.
c) O hidrogênio (H) doa seus elétrons para o oxigênio (O), e assim unidos, formam a molécula 
de água.
d) O hidrogênio (H) compartilha seus elétrons com o oxigênio (O), e forma-se a molécula de 
água.
e) O momento dipolar desta é igual a zero, portanto, trata-se de uma molécula apolar.
Fonte: https://conteudoonline.objetivo.br/imagens/Aula_1689/img_5.png
ATÉ A PRÓXIMA!