Química Geral

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Reitor: 
Prof. Me. Ricardo Benedito de 
Oliveira
Pró-reitor: 
Prof. Me. Ney Stival
Diretora de Ensino a Distância: 
Profa. Ma. Daniela Ferreira Correa
PRODUÇÃO DE MATERIAIS
Diagramação:
Alan Michel Bariani/
Thiago Bruno Peraro
Revisão Textual:
Gabriela de Castro Pereira/
Letícia Toniete Izeppe Bisconcim/ 
Mariana Tait Romancini 
Produção Audiovisual:
Eudes Wilter Pitta / 
Heber Acuña Berger/ 
Leonardo Mateus Gusmão Lopes/
Márcio Alexandre Júnior Lara
Gestão da Produção: 
Kamila Ayumi Costa Yoshimura
Fotos: 
Shutterstock
© Direitos reservados à UNINGÁ - Reprodução Proibida. - Rodovia PR 317 (Av. Morangueira), n° 6114
 Prezado (a) Acadêmico (a), bem-vindo 
(a) à UNINGÁ – Centro Universitário Ingá.
 Primeiramente, deixo uma frase de Só-
crates para reflexão: “a vida sem desafios não 
vale a pena ser vivida.”
 Cada um de nós tem uma grande res-
ponsabilidade sobre as escolhas que fazemos, 
e essas nos guiarão por toda a vida acadêmica 
e profissional, refletindo diretamente em nossa 
vida pessoal e em nossas relações com a socie-
dade. Hoje em dia, essa sociedade é exigente 
e busca por tecnologia, informação e conheci-
mento advindos de profissionais que possuam 
novas habilidades para liderança e sobrevivên-
cia no mercado de trabalho.
 De fato, a tecnologia e a comunicação 
têm nos aproximado cada vez mais de pessoas, 
diminuindo distâncias, rompendo fronteiras e 
nos proporcionando momentos inesquecíveis. 
Assim, a UNINGÁ se dispõe, através do Ensino 
a Distância, a proporcionar um ensino de quali-
dade, capaz de formar cidadãos integrantes de 
uma sociedade justa, preparados para o mer-
cado de trabalho, como planejadores e líderes 
atuantes.
 Que esta nova caminhada lhes traga 
muita experiência, conhecimento e sucesso. 
Prof. Me. Ricardo Benedito de Oliveira
REITOR
UNIDADE
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ENSINO A DISTÂNCIA
SUMÁRIO DA UNIDADE
INTRODUÇÃO ............................................................................................................................................................. 4
SUBSTÂNCIAS PURAS E MISTURAS ....................................................................................................................... 6
PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS ......................................................................................................... 7
UNIDADES DE MEDIDA ............................................................................................................................................. 9
MODELOS ATÔMICOS ............................................................................................................................................. 12
INTRODUÇÃO A QUÍMICA:
PROPRIEDADES DA MATÉRIA
PROF. DR. LENILSON COUTINHO DA ROCHA
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INTRODUÇÃO
O que é Química? É a ciência que estuda a natureza, a composição, as propriedades e 
as transformações da matéria (mudanças de fase, de energia, etc.). A química está relacionada 
diretamente com a engenharia, principalmente na engenharia de materiais. Além de ajudar a 
entender fenômenos do dia a dia, a química serve para elaborar novos e modernos materiais, 
otimizando a fabricação de aeronaves e a construção de edifícios, por exemplo.
A construção civil se beneficia de algumas formas neste contexto: por exemplo, os canos 
não precisam mais ser feitos de ferro. “Nas construções mais antigas, a tubulação de água era 
de ferro por dentro do revestimento de alvenaria.  Com o passar do tempo o ferro que sofria 
oxidação, entupindo a tubulação. Hoje, o material polimérico substitui o material metálico e essa 
tubulação passa toda externamente, podendo ser recoberta inclusive por paredes secas. Existem 
vários outros exemplos de como a química e a engenharia estão correlacionadas. Para entender 
um pouco mais sobre estas relações vamos definir o que é matéria.
Matéria é definida pela ciência como tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço. 
Uma porção limitada de matéria recebe o nome de corpo. Quando este corpo é transformado, 
prestando-se a determinado uso, recebe o nome de objeto. Exemplos: um anel (objeto) fabricado 
a partir de uma barra de ouro (corpo); uma placa de mármore (corpo) que dá origem a uma mesa 
(objeto). Alguns exemplos de matéria mostrados na figura 1.
Figura 1 - Exemplos de matéria: papel, madeira, ar, água, pedra. Fonte: o autor.
ESTADOS DA MATÉRIA
Vivemos em um Universo constituído de matéria e, devido às leis da física, ela se 
organiza formando padrões e configurações moleculares específicas que são chamadas de estados 
da matéria. De modo que, simplificadamente, o que diferencia um estado físico do outro é a 
organização dessas partículas, se elas estão mais próximas umas às outras ou mais afastadas, isto é, 
se estão mais agregadas ou menos agregadas. Por isso, os estados físicos podem ser corretamente 
chamados de estados de agregação. 
Veja as principais diferenças entre os estados físicos:
 • Estado sólido: Nesse estado, as partículas estão bem próximas umas às outras, de modo 
que não se movimentam. Estão bem organizadas e, por isso, possuem forma e volume fixos, não 
podendo sofrer compressão. O gelo é um bom exemplo disso.
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• Estado líquido: Nesse estado, as partículas possuem maior liberdade de movimentação 
que no estado sólido, pois estão um pouco mais afastadas umas das outras, havendo certo 
espaço entre elas. Por essa razão, as substâncias líquidas, como a água, possuem forma variável, 
adaptando-se ao recipiente em que estão contidas, mas não podem ser comprimidas, pois 
possuem volume constante.
• Estado gasoso:  Nesse estado, as partículas estão bem afastadas umas das outras, 
possuindo grande liberdade de movimentação. Por isso, os gases e os vapores, como o vapor 
de água, não possuem forma nem volume fixos, conformando-se de acordo com o recipiente e 
podendo ser comprimidos.
Assim, quando uma substância recebe ou perde energia na forma de calor, ela muda 
de estado físico. Com isso, ela continua sendo a mesma substância, mas mudou somente a 
organização de suas partículas constituintes (Figura 2). Dependendo do tipo de interação entre 
essas partículas, isto é, dependendo da intensidade das forças intermoleculares, a quantidade de 
energia necessária para provocar a mudança de estado físico varia. Se a força intermolecular for 
bem intensa, precisará de mais energia, ou seja, precisaremos aquecer bastante a substância para 
mudá-la de estado físico e vice-versa.
Existe ainda um quarto estado da matéria que não é muito estudado porque quase não 
é encontrado aqui na Terra, que é o plasma. Este, por sua vez, é um conjunto quente e denso de 
átomos livres, elétrons e íons, com distribuição quase neutra e comportamento coletivo. Para 
formar esse estado, é necessário que a matéria no estado gasoso seja aquecida a temperaturas 
elevadíssimas, como ocorre, por exemplo, no núcleo das estrelas, como o do nosso Sol, em que 
existem certas regiões de sua superfície que estão em aproximadamente 84.000ºC.
Figura 2 - Os três estados da matéria. Fonte: Aroeira (2006).
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SUBSTÂNCIAS PURAS E MISTURAS
Se analisarmos a matéria qualitativamente (qualidade) chamamos a matéria 
de substância. A substância possui uma composição característica, determinada e um conjunto 
definido de propriedades. Pode ser simples formada por só um elemento químico, por exemplo 
o gás hidrogênio, H2(g) ou composta formada por vários elementos químicos, como por exemplo 
a água, H2O(l). Outros exemplos de substância simples: (ozônio, O3), (mercúrio, Hg), (gás hélio, 
He), (gás nitrogênio, N2), (ferro, Fe) e (enxofre rômbico S8) mostrados na figura 3.
Figura 3 - Exemplos de substâncias simples. Fonte: o autor.
Para substância composta temos como exemplos: açúcar (sacarose, C6H12O6(s)), sal de 
cozinha (cloretode sódio, NaCl(s)) mostrados na figura 4.
Figura 4 - Exemplos de substâncias compostas. Fonte: o autor.
Mistura é composta por duas ou mais substâncias agrupadas, cuja composição é variável 
e suas propriedades também. Exemplo de misturas: sangue, leite, ar, madeira, granito, água com 
açúcar.
Os  constituintes  de uma mistura retêm suas  propriedades originais. Temos dois 
tipos de misturas (homogênea e heterogênea). Em uma mistura homogênea  os constituintes 
estão  uniformemente  misturados através da mistura. As propriedades e composição de uma 
mistura homogênea  são as mesmas  através da mistura. Uma mistura de água e açúcar é de 
natureza homogênea.
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Os constituintes de uma mistura heterogênea não estão uniformemente  misturados 
através da mistura. As propriedades e composição de uma mistura heterogênea  não são as 
mesmas através da mistura. Uma mistura de água e óleo é de natureza heterogênea. Na figura 5 
são mostrados os exemplos de misturas homogênea e heterogênea.
Figura 5 - Exemplos de misturas homogênea e heterogênea. Fonte: Aroeira (2006). 
Já ouvimos falar de vazamento de petróleo em oceanos, provocados for embarcações ou 
mesmo por plataformas. Quando, por exemplo, existe vazamento de óleo no oceano, ele flutua 
sobre a água. O óleo não afunda porque não é solúvel em água, e esta é mais densa que aquele. 
Quando dois líquidos se misturam o de menor densidade flutua sobre a superfície do outro. Isto 
pode ser observado na figura 5 na mistura heterogênea entre o óleo e a água. 
Densidade como conceito é uma das propriedades dos sólidos, dos líquidos e inclusive a 
medida do grau de compactação de um material: sua densidade. A densidade é uma medida de 
quanto material se encontra comprimido num espaço determinado; em termos mais técnicos; 
densidade é a quantidade de massa por unidade de volume (Equação 1). 
A densidade se define como a relação que existe entre o volume e a massa de um objeto 
ou substância. É uma propriedade física que é característica das substâncias puras e é considerada 
uma propriedade intensiva, já que é independente ao tamanho da mostra. Na química, a densidade 
é considerada um conceito muito importante. Pelo qual não é suficiente somente conhecê-lo, 
senão que é muito importante
PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
São poucas as substâncias encontradas puras na natureza. Entre elas, estão os gases 
nobres. Para as substâncias serem obtidas de forma pura, é necessária a utilização de métodos 
de separação de misturas. Para separar uma mistura, é preciso, em primeiro lugar, observar se 
ela é heterogênea ou homogênea e, em seguida, escolher o processo mais adequado para fazer 
a separação. Dependendo da complexidade da mistura, exige-se um conhecimento prévio de 
algumas propriedades das substâncias presentes, como, temperatura de fusão, temperatura de 
ebulição, se a mistura se dissolve na água ou não etc.
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SEPARAÇÃO DE MISTURAS HETEROGÊNEAS
Se todas as fases forem sólidas temos algumas maneiras para fazer a separação, tais 
como: catação, ventilação, levigação, flotação, dissolução fracionada, separação magnética, fusão 
fracionada, cristalização e peneiração. Se pelo menos uma das fases não for sólida então temos: 
sedimentação, decantação, sifonamento, centrifugação e filtração. Destaca se entres estas técnicas 
a filtração muito utilizada em aulas experimentais. Vejamos um exemplo de filtração de um sólido 
e água na figura 6.
Figura 6 - Filtração simples. Fonte: Silva (2006).
SEPARAÇÃO DE MISTURAS HOMOGÊNEAS
Para as misturas homogêneas temos: destilação simples  (sólido + líquido), destilação 
fracionada (líquido + líquido), liquefação fracionada (gás + gás) e evaporação. Destaca se entres 
estas técnicas a destilação simples também muito utilizada em aulas experimentais. Vejamos um 
exemplo de destilação simples de sal e água na figura 7:
Figura 7 - Destilação simples. Fonte: Martins (2006). 
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UNIDADES DE MEDIDA
Em nosso cotidiano estamos sempre medindo, seja ingredientes de receitas, distâncias, 
peso de objetos, galões de combustível e até mesmo horários de determinados programas de 
televisão. Para todas estas situações temos uma maneira de quantificar. A química como as 
demais ciências, baseia-se em medidas.
Uma medida consiste de duas partes: um número e uma unidade. Geralmente um número 
sem uma unidade não significa nada. Imaginamos se pedíssemos um 1 de feijão. Esta informação 
não seria adequada.
As medidas são padronizadas na ciência e levam em consideração algumas regras. Por 
volta de 1960, as organizações científicas internacionais adotaram um Sistema Internacional 
de Unidades (SI). O SI é baseado no sistema métrico originário na França e utiliza algumas 
unidades métricas. Sendo a principal diferença que no SI é mais restritivo. 
 
VOLUME, PRESSÃO, TEMPERTURA, MASSA E QUANTIDADE DE MATÉRIA 
O volume é espaço. Exemplo: volume de líquido, sólido ou gás é o espaço ocupado por 
essa substância. A unidade básica de medida no SI metro cúbico (m3) e no sistema métrico litros 
(L). Para converter essas unidades, você poderá usar as seguintes relações a seguir:
1 m3 equivale a 1000 L ou 103 L 
1 L equivale a 1000 mL ou 103 mL
1 m3 equivale a 1000 000 mL ou 106 mL
1 dm3 equivale a 1 L
1 cm3 equivale a 1 mL
A pressão (P) {\displaystyle p}é a relação entre uma determinada força (F) e sua área (A) 
de distribuição (Equação 2). 
O termo pressão é utilizado em diversas áreas da ciência como uma grandeza escalar que 
mensura a ação de uma ou mais forças sobre um determinado espaço, podendo este ser líquido, 
gasoso ou mesmo sólido. A pressão é uma propriedade intrínseca a qualquer sistema, e pode 
ser favorável ou desfavorável para o homem: a pressão que um gás ou vapor exerce sobre a pá 
de uma hélice, por exemplo, pode ser convertida em trabalho. Por outro lado, a pressão da água 
nas profundezas do oceano é um dos grandes desafios para os pesquisadores que buscam novas 
fontes de recursos naturais.
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No sistema internacional, a pressão é medida em Pa (Pascal), que corresponde à pressão 
exercida por uma força de um newton (N) numa área de um metro quadrado (m2) Equação 3.
As principais conversões de pressão podem ser obtidas na tabela 1:
 
Tabela 1. Conversão para unidades de pressão
Pa bar atm mm Hg
1 Pa 1 10-5 9,87X 10-5 750 x 10-5
1 bar 105 1 0,987 750
1 atm 1,013 X 105 1,013 1 760
A temperatura (T) é a grandeza que caracteriza o estado térmico de um corpo ou sistema. 
É possível quantificar a temperatura através dos fenômenos relativos ao calor, aquecimento, 
resfriamento, mudanças de estado físico, mudanças de temperatura, etc.
Fisicamente o conceito dado a quente e frio é um pouco diferente do que costumamos usar 
no nosso cotidiano. Podemos definir como quente um corpo que tem suas moléculas agitando-se 
muito, ou seja, com alta energia cinética. Analogamente, um corpo frio, é aquele que tem baixa 
agitação das suas moléculas. 
Ao aumentar a temperatura de um corpo ou sistema pode-se dizer que está se aumentando 
o estado de agitação de suas moléculas. 
Ao tirarmos uma garrafa de água mineral da geladeira ou ao retirar um bolo de um 
forno, percebemos que após algum tempo, ambas tendem a chegar à temperatura do ambiente. 
Ou seja, a água “esquenta” e o bolo “esfria”. Quando dois corpos ou sistemas atingem a mesma 
temperatura, dizemos que estes corpos ou sistemas estão em equilíbrio térmico.
A temperatura pode ser medida por meio de termômetros e independente da massa do 
corpo.
O tipo de termômetro mais comum é aquele que é formado por um tubo de vidro fino com 
um líquido dentro (mercúrio) e uma graduação na parte externa do tubo. Quando a temperatura 
aumenta, o mercúrio se expandee sobe pela coluna do termômetro, assim, basta relacionar a 
temperatura com a altura do líquido na coluna.
As graduações que aparecem na parte de fora são chamadas de escalas termométricas e 
são as unidades usadas para a temperatura. 
No Brasil, a escala termométrica mais comum é o grau Celsius, simbolizada por ºC. Essa 
graduação tem como pontos de referência as temperaturas de fusão e ebulição da água ao nível do 
mar, que são, respectivamente, 0 ºC e 100 ºC. No entanto, o grau Celsius não é a escala mais usada 
no meio científico. O Sistema Internacional de Unidades (SI) e a IUPAC (União Internacional 
da Química Pura e Aplicada) adotam a temperatura termodinâmica ou escala absoluta, que é 
medida pela unidade kelvin, simbolizada por K. 
  A  escala Fahrenheit (F)  é muito usada em países de língua inglesa, principalmente 
Estados Unidos e Inglaterra. A escala Kelvin também é usada para fins científicos.
Existem uma correlação direta entre as diferentes unidades de medida para a temperatura 
como podemos observar na figura 8.
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Figura 8 - Escalas de temperatura. Fonte: Rubens (2016). 
Assim é possível fazer a conversão entre as escalas Celsius, Kelvin e Fahrenheit. A 
diferença entre as escalas Celsius (C) e Kelvin (K) é simplesmente o ponto 0. Logo para fazermos 
a conversão basta somar 273, (equação 4):
Para converter da escala Kelvin para Fahrenheit, podemos converter de Celsius para 
Kelvin e então para Farenheit ou usar a fórmula geral (equação 5):
A massa é quantidade de matéria num objeto. A unidade básica de massa no sistema 
métrico é o grama (g). Como sempre no sistema métrico, unidades maiores e menores são 
indicadas por prefixos. Os mais comuns são:
1 quilograma (kg) = 1000 g
1 miligrama (mg) = 0,001 g
A balança é utilizada para como o instrumento da medida da massa de determinado 
material. Existe uma diferença entre massa e peso. A massa não depende da localização. A massa 
de um determinado material, é a mesma quer seja ao nível do mar, no topo de uma montanha 
ou nas profundezas dos oceanos. Ao contrário o peso depende da localização. Peso é a força 
experimentada por uma massa sob a atração da gravidade. 
Para expressar a quantidade de matéria é conveniente determinar a quantidade de mols. 
A palavra mol deriva de  moles, em latim, que significa um montão, um amontoado ou uma 
pilha. É um termo muito importante na química, uma vez que na indústria, por exemplo, não se 
trabalha com poucas moléculas e sim com grandes quantidades de substâncias. Quando se usa 
o termo mol está se referindo a um amontoado de partículas que correspondem à 6,02 x 1023.
Desse modo, se falarmos em 1 mol de moléculas de nitrogênio, teremos 6,02 x 1023 moléculas de
nitrogênio. Esse valor é referente à Constante de Avogadro, princípio segundo o qual: “volumes
iguais de dois gases quaisquer nas mesmas condições de pressão e temperatura contêm o mesmo
número de mols de moléculas de gás”. Portanto, 1 mol de uma substância corresponde à massa
molar de uma substância e contêm 6,02 x 1023 moléculas dessa substância.
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MODELOS ATÔMICOS
Um modelo é uma representação de um sistema no mundo real. Modelos nos ajudam a 
compreender os sistemas e suas propriedades. Por exemplo, um modelo atômico representa o 
que a estrutura de um átomo poderia parecer, com base no que sabemos sobre como os átomos 
se comportam. Não é necessariamente uma imagem fiel da estrutura exata de um átomo. Os 
modelos são frequentemente simplificados.
O modelo não pode estar sempre absolutamente exato e é importante que nós 
percebemos isso, para que não se acumulem uma ideia errada de alguma coisa. Um dos maiores 
questionamentos a milhares de anos atrás foi sobre do que a matéria era feita. A questão foi 
discutida por muitos anos até que uma resposta razoável fosse dada. Destes questionamentos 
surgiram os primeiros modelos. 
ÁTOMO SEGUNDO DEMÓCRITO, DALTOM, THOMPSOM, RUTHERFORD, 
BORH
A primeira ideia sobre a estrutura da matéria surgiu, aproximadamente, no século V 
a.C., através dos filósofos gregos Demócrito e Leucipo, que sugeriram a divisão sucessiva de 
um material, chegando a uma unidade indivisível denominada átomo. Mas nem todos seus 
contemporâneos acreditavam em seus estudos. No final do século XIX e início do século XX, os 
estudos sobre os modelos atômicos revolucionaram a maneira de compreender o Universo. Um 
novo mundo microscópico começava a ser desvendado. 
A Ciência de uma forma geral estava recebendo uma ferramenta poderosíssima que 
futuramente tornaria a vida humana mais fácil e serviria também de ponto de partida para um 
novo mundo tecnológico que começava a se desenhar. Até então, como precursor deste novo 
modelo ainda perduravam as ideias aristotélicas e dos filósofos pré-socráticos. 
Mais tarde foi introduzida a teoria do flogístico – que era conhecido como o espírito 
ígneo = que se desprendia das reações de combustões. No entanto acabou sendo derrubada com 
dados experimentais. O mistério ainda continuava: de que a matéria era constituída? Novas ideias 
surgiriam. Assim novos estudos foram sendo realizados até que surgi um novo modelo proposto 
por Dalton. 
O modelo atômico de Dalton ou modelo da bola de bilhar foi o primeiro modelo atômico 
proposto após a  teoria atomística  de Leucípo e Demócrito no século V antes de Cristo. Para 
Dalton, o átomo seria uma minúscula partícula maciça, indivisível e indestrutível. 
Em 1803, John Dalton, um químico e físico inglês realizou alguns estudos com gases 
e líquidos, suas conclusões nessas pesquisas o levaram a criar a teoria atômica moderna, os 
experimentos de Dalton apontaram que toda matéria é composta por partículas, os átomos 
definidos pelos gregos Demócrito e Leucipo há muitos séculos atrás. Neste modelo, o átomo 
era uma partícula esférica, maciça e indivisível e, cada elemento químico tinha átomos iguais, 
os elementos químicos diferentes tinham átomos diferentes, eram justamente os átomos que 
classificavam os elementos. O modelo atômico ficou conhecido como o “Modelo da Bola de 
Bilhar” (Figura 9).
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Figura 9 - Modelo da bola de bilhar. Fonte: Rubens (2016).
Uma observação interessante, ele sofria de um problema de visão, não conseguia 
diferenciar algumas cores, essa dificuldade já era discutida no XVIII, mas foi o primeiro cientista 
a pesquisar sobre o caso que ele mesmo sofria, o distúrbio foi nomeado de Daltonismo, em 
homenagem ao cientista. Esta teoria do átomo foi fundamental para a ciência, influenciou teorias 
e pesquisas de outros cientistas, para ele todos os átomos do hidrogênio eram iguais, porém, 
diferentes do oxigênio, por exemplo. E ainda: um átomo de um elemento poderia se unir a um 
átomo de outro elemento, formando assim um novo elemento.
Dalton deu o ponta pé inicial para o entendimento do átomo, com sua teoria conseguiu 
identificar 65 elementos distintos na natureza e alguns anos depois um russo chamado Mendelev 
apresentou a Tabela Periódica dos Elementos Químicos. Seu modelo teórico foi atualizado por 
um de seus ex-alunos, chamado Joseph John Thomson.
Thomson realizou experimentos com o tudo de raios catódicos e suas conclusões levaram 
a duvidar da Teoria Atômica de Dalton. Thompson, ao trabalhar com a ampola de Crookes (tubo 
de vidro rarefeito) no qual se faz descargas elétricas em campos elétricos e magnéticos, observou 
que ao ser colocado gás à baixas pressões em um tubo deste e ao mesmo aplicar uma diferença de 
potencial alta eletrizá-lo, há um deslocamento de uma luz esverdeada do Cátodo (polo Negativo) 
ao ânodo (polo positivo), esses raios ficaram conhecidos como raios catódicos que era o lado 
do qual ele advinha. 
Thompson demonstrou que os mesmos podiam ser interpretados como sendo um feixe de 
partículas carregadas de carga elétrica negativa, asquais foram chamadas de elétrons. Utilizando 
campos magnéticos e elétricos, Thompson conseguiu determinar a relação entre a carga e a massa 
do elétron. Ele concluiu que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo 
de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás 
que fosse colocado na Ampola de Crookes (Figura 10). 
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Figura 10 - Tubo de vidro rarefeito ou tubo de raios catódicos. Fonte: o autor.
Com base em suas conclusões, Thompson colocou por terra o modelo do átomo indivisível 
e apresentou seu modelo, conhecido também como o “modelo de pudim com passas”, no qual 
o átomo seria uma esfera de cargas positivas incrustadas de cargas negativas em mesmo número,
o que traria equilíbrio ao átomo, já que suas cargas seriam anuladas (Figura 11).
Figura 11 - Modelo do pudim com passas. Fonte: Fontanailles (2013). 
Como o desenvolvimento de novos experimentos surgiu um novo modelo proposta agora 
por Ernest Rutherford. Rutherford esteve envolvido em muitos estudos sobre radioatividade, 
tendo sido o descobridor das partículas α (alfa) e β (beta), emitidas por elementos radiativos. Em 
um dos seus estudos, realizado em colaboração com os seus alunos Geiger e Marsden, pretendiam 
analisar o poder de penetração das partículas α sobre alguns materiais. O trabalho consistia em 
fazer incidir feixes de partículas α sobre uma lâmina de platina (ou outros materiais) e analisar o 
poder de retenção ou de penetração das partículas por essas placas. 
Como o modelo atômico aceito na época considerava que os átomos eram estruturas 
impenetráveis (o modelo de Thomson), havia a expectativa de que as partículas fossem retidas. 
Porém, foi observado que quase todas atravessavam a lâmina, com muito poucas sendo desviadas 
de sua trajetória inicial, o que podia ser visualizado pelo efeito produzido sobre placas fluorescentes 
(placas de sulfeto de zinco, ZnS) colocadas em volta da lâmina de platina, Pt (Figura 12). 
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Figura 12 - Experiência de Rutherford sobre espalhamento de partículas α. Fonte: Pimenta (2013).
A partir dessas observações, Rutherford concluiu que o átomo teria um núcleo muito 
pequeno e compacto, onde se concentrariam as partículas positivas, que já se sabia serem bem 
mais pesadas do que as negativas. Como grande inovação em relação a Dalton, ele propôs que os 
elétrons ficariam circulando em grandes órbitas ao redor desse núcleo, de forma semelhante aos 
planetas em volta do sol, pois assim desenvolveriam uma força centrípeta que os impediria de 
se juntarem ao núcleo, levados pela força de atração eletrostática. Distribuídos dessa forma, os 
elétrons, com cargas negativas, neutralizariam as cargas nucleares positivas, formando os átomos 
no estado fundamental (Figura 13). 
 Figura 13 - Modelo atômico de Rutherford. Fonte: Suzany (2016). 
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A experiência de Rutherford mostrou que no núcleo atômico além do próton deveria 
existir uma outra partícula. Esta foi descoberta em 1932 pelo cientista inglês James Chadwick e 
recebeu o nome de nêutron. Prótons, elétrons e nêutrons são as principais partículas presentes 
num átomo. Elas são chamadas partículas elementares ou subatômicas e suas principais 
características são:
Partícula Massa Massa relativa Carga elétrica Carga relativa
Próton (p+) 1,7.10-24 g 1 +1,6.10-19 C +1
Nêutron (n0) 1,7.10-24 g 1 0 0
Elétron (e-) 9,1.10-28 g 1/1840 -1,6.10-19 C -1
Onde: (g = gramas e C = Coulomb)
Observe que as partículas presentes no núcleo atômico apresentam a mesma massa e 
que essa é praticamente 2.000 vezes maior do que a massa do elétron. A massa de um átomo está 
praticamente concentrada numa região extremamente pequena do átomo: o núcleo atômico.
A quantidade atômica de prótons e elétrons presentes num átomo é a mesma, o que 
faz com que ele seja eletricamente neutro. O modelo de Rutherford ficou mais próximo da 
concepção atual do modelo atômico do que as anteriores. Mas, a sua ideia contrariava uma das 
leis de Maxwell sobre a eletrodinâmica. Por essa lei, se um elétron circulasse em torno do núcleo 
de carga positiva, ele estaria constantemente irradiando luz, perdendo energia e terminaria por 
colidir com o núcleo. Porém, argumentos não eliminam fatos, e os resultados dos experimentos 
de Rutherford eram muito consistentes com o modelo atômico proposto por ele. Portanto, o 
que se deveria fazer era buscar explicações para as observações de Rutherford que fossem 
fundamentadas em novos argumentos científicos sustentáveis. Felizmente, isso não demorou a 
acontecer graças aos trabalhos de Niels Bohr.
Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr, ao estudar espectros de emissão de certas 
substâncias, modificou o modelo de Rutherford. No início do século XX era fato conhecido que 
a luz branca (luz solar, por exemplo) podia ser decomposta em diversas cores. Isso é conseguido 
fazendo com que a luz passe por um prisma. No caso da decomposição da luz solar obtém-se 
um espectro chamado espectro continuo. Este é formado por ondas eletromagnéticas visíveis 
e invisíveis (radiação ultravioleta e infravermelho). Na parte visível desse espectro não ocorre 
distinção entre as diferentes cores, mas uma gradual passagem de uma para outra. O arco-íris é 
um exemplo de espectro contínuo onde a luz solar é decomposta pelas gotas de água presentes 
na atmosfera. Como a cada onda eletromagnética está associada certa quantidade de energia, a 
decomposição da luz branca produz ondas eletromagnéticas com toda e qualquer quantidade de 
energia (Figura 14).
Figura 14 - Espectro eletromagnético. Fonte: Ahadi (2012). 
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No entanto, se a luz que atravessar o prisma for de uma substância como hidrogênio, 
sódio, neônio etc. será obtido um espectro descontínuo. Este é caracterizado por apresentar 
linhas coloridas separadas. Em outras palavras, somente alguns tipos de radiações luminosas são 
emitidas, isto é, somente radiações com valores determinados de energia são emitidas.
Baseado nessas observações experimentais, Bohr elaborou um novo modelo atômico 
cujos postulados são:
na eletrosfera os elétrons não se encontram em qualquer posição. Eles giram ao redor do 
núcleo em órbitas fixas e com energia definida. As órbitas são chamadas camadas eletrônicas, 
representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q a partir do núcleo, ou níveis de energia representados 
pelos números 1, 2, 3, 4. (Figura 15);
Figura 15 - Camadas eletrônicas. Fonte: Marincas (2017).
• os elétrons ao se movimentarem numa camada eletrônica não absorvem nem emitem 
energia; os elétrons de um átomo tendem a ocupar as camadas eletrônicas mais próximas do 
núcleo, isto é, as que apresentam menor quantidade de energia;
• um átomo está no estado fundamental quando seus elétrons ocupam as camadas menos 
energéticas;
• quando um átomo recebe energia (térmica ou elétrica), o elétron pode saltar para uma 
camada mais externa (mais energética). Nessas condições o átomo se torna instável. Dizemos 
que o átomo se encontra num estado excitado;
• os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar para as camadas de origem.
Quando isso ocorre, ele devolve, sob a forma de onda eletromagnética, a energia que foi 
recebida na forma de calor ou eletricidade (Figura 16).
Figura 16 - Elétron excitado ida e volta. Fonte: o autor. 
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Esses postulados permitem explicar a existência dos espectros de emissão descontínuos: 
como o elétron só pode ocupar determinadas órbitas, as transições eletrônicas (ida e volta 
do elétron) ocorrem em número restrito, o que produz somente alguns tipos de radiação 
eletromagnética e não todas como no espectro contínuo.
O modeloatômico de Bohr foi elaborado para o átomo de hidrogênio, mas aplica-se com 
boa aproximação a todos os outros átomos. No desenvolvimento dos modelos atômicos temos 
ainda a contribuição de Sommerfeld que descobriu que os níveis energéticos são compostos por 
SUBNÍVEIS  DE ENERGIA (s, p, d, f) e que os elétrons percorrem ÓRBITAS ELÍPTICAS na 
eletrosfera, ao invés de circulares. 
Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger buscava um formalismo para a Mecânica 
Quântica semelhante ao já bastante conhecido aplicado às ondas mecânicas e eletromagnéticas. 
Em 1926, Schrödinger publicou seu famoso artigo “A quantização como um problema de 
autovalores” no qual apresentou a equação de onda de matéria, mais conhecida como equação 
de Schrödinger.
A equação de Schrödinger está para Mecânica Quântica como a Segunda Lei de Newton 
ou as equações de Maxwell estão para a Física clássica. Assim como as leis de Newton explicam 
o movimento planetário, a equação de Schrödinger pode, teoricamente, solucionar qualquer 
problema não relativístico do mundo quântico, incluindo os átomos, moléculas e reações 
químicas. O modelo moderno do átomo é simplesmente a solução da equação de Schrödinger 
para o problema de corpos (núcleo e elétrons) que interagem através de forças elétricas. Os físicos 
teóricos utilizam a equação de Schrödinger para determinar a função de onda (Ψ). Para isso, 
deve ser inserido o operador H que é normalmente associado a uma situação clássica. No caso do 
átomo de hidrogênio, ele é considerado um elétron girando em torno de um próton e a interação 
de atração elétrica entre eles. O processo matemático é complexo, mas a lógica é simples: é feita a 
entrada de dados na equação que, uma vez resolvida, fornece os resultados (Ψ).
Os resultados para o átomo de hidrogênio. Em lugar das órbitas do átomo de Bohr, o 
modelo moderno insere o conceito de orbital que é a região do espaço mais provável de encontrar 
o elétron. Os números quânticos (n, l, ml) do elétron determinam o orbital por ele ocupado 
e também seu nível de energia. Os números quânticos somente podem assumir os seguintes 
valores:
n = 1, 2, 3, .... 
l = 0, 1, 2, 3, ..., n -1 
ml = - l, - l +1, .... , l -1, l 
Os números quânticos definem a geometria dos orbitais da seguinte forma:
n é a distância do orbital ao núcleo do átomo. 
l é o formato do orbital. 
ml é a direção espacial do orbital. 
Os valores do número quântico principal n são normalmente chamados de camadas e 
associados às letras K para n = 1, L para n = 2, M para n = 3 e assim por diante. Os valores do 
número quântico orbital l são normalmente chamados de subníveis e associados às letras (s, p, 
d e f). Os orbitais são obtidos através das funções de onda Ψ e podem ser exibidos graficamente.
O formalismo matemático trazido pela equação de Schrödinger à Mecânica Quântica 
foi a ferramenta usada pelos físicos, químicos e matemáticos teóricos para explicar com sucesso 
diversos experimentos. Por sua vez, os teóricos fariam previsões que os físicos e químicos 
experimentais buscariam demonstrar também com bastante sucesso. A seguir na figura 17, temos 
a evolução dos modelos atômicos.
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Figura 17 - Modelos atômicos. Fonte: Morais (2014).
UNIDADE
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SUMÁRIO DA UNIDADE
INTRODUÇÃO ............................................................................................................................................................ 21
O DIAGRAMA DE LINUS PAULING ......................................................................................................................... 22
NÚMEROS QUÂNTICOS .......................................................................................................................................... 24
TABELA PERIÓDICA ................................................................................................................................................ 26
METAIS, NÃO METAIS E METAÓIDES ................................................................................................................... 35
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
PROF. DR. LENILSON COUTINHO DA ROCHA
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INTRODUÇÃO
Na unidade anterior falamos sobre a matéria e a evolução dos modelos atômicos. Agora 
vamos tentar entender um pouco mais sobre o átomo através da configuração eletrônica. A 
Configuração eletrônica descreve a estrutura eletrônica de um átomo com todos os orbitais 
ocupados e o número de elétrons que cada orbital contém. Para entender como isso ocorre 
precisamos estudar algumas contribuições de alguns cientistas na evolução dos modelos atômicos 
para o modelo atômico atual.
No modelo atômico de Schrödinger vimos o surgimento dos números quânticos associados 
aos níveis de energia. Anteriormente o físico alemão Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld, em 
1915, estudando os espectros de emissão de átomos mais complexos que o hidrogênio, admitiu 
que em cada camada eletrônica (n) havia 1 órbita circular e (n-1) órbitas elípticas com diferentes 
excentricidades. Essas órbitas elípticas foram então chamadas de subníveis ou subcamadas e 
caracterizadas por l, onde l = 0, l = 1, l = 2 e l = 3 são respectivamente os subníveis s, p, d e f. Por 
exemplo, na 4ª camada há uma órbita circular e três elípticas (Figura 18). 
Figura 18 - Subníveis para a 4ª camada. Fonte: o autor.
O modelo proposto pela teoria da relatividade de Einstein e da teoria quântica, explica 
detalhes dos espectros. Ele complementou o que Bohr não conseguia explicar satisfatoriamente 
para átomos além dos hidrogenóides, o modelo ficou conhecido como Bohr-Sommerfeld. A 
energia do elétron seria determinada pela distância em que se encontrava do núcleo e pelo tipo 
de órbita que descreve.
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O DIAGRAMA DE LINUS PAULING
O Diagrama do químico Linus Carl Pauling (1901-1994), também conhecido como 
Diagrama de Energia, é a  representação da distribuição eletrônica através de subníveis de 
energia. Através do esquema (Figura 19), Pauling sugeriu algo além do que já havia com relação 
à distribuição de elétrons dos elementos químicos. Para melhor organizar os átomos, Pauling 
também propôs subníveis de energia. Através deles, seria possível determinar os elétrons do 
menor aos de maior energia de um átomo no seu estado fundamental. 
Figura 19 - Diagrama de energia de Linus Pauling. Fonte: o autor.
De acordo com a distribuição eletrônica, a eletrosfera está dividida em 7 camadas 
eletrônicas (K, L, M, N, O, P e Q) ao redor do núcleo atômico, sendo que cada uma delas permite 
um número máximo de elétrons, que são 2, 8, 18, 32, 32,18 e 8, respectivamente. Pauling, então, 
acrescentou ao processo de distribuição eletrônica os subníveis, apresentando primeiro o elétron 
de menor energia até chegar ao elétron de energia maior.
Começando pela camada K observamos que a mesma possui apenas um subnível (s), 
na camada L temos dois subníveis (s e p), na camada M temos três subníveis (s, p e d) e, assim, 
respectivamente.
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REFLITA
Orbitais são regiões do espaço, ao redor do núcleo, onde a 
probabilidade de encontrar o elétron é máxima.
Os subníveis (s) permitem até 2 elétrons, enquanto os subníveis (p) permitem até 6 
elétrons. Na sequência, os subníveis (d) permitem até 10 elétrons, enquanto os subníveis (f) 
permitem até 14 elétrons. A soma dos elétrons comportados em cada subnível por camada 
eletrônica resulta no número máximo de elétrons em cada uma das 7 camadas.
No modelo atômico atual acredita-se que exista certa PROBABILIDADE em encontrar 
o elétron numa determinada região do átomo, VIBRANDO em certos locais próximo ao núcleo. 
Essas regiões, de maior probabilidade são chamadas de orbitais.
 
Por meio de cálculos matemáticos,Schrödinger deduziu as formas geométricas dos 
orbitais. Como nas ligações químicas, em nível de segundo grau, participam os elétrons situados 
em orbitais do último nível, são apresentados apenas as formas dos orbitais. Essa configuração 
está escrita na ordem energética, isto é, na ordem em que os subníveis são preenchidos. Podemos 
escrever a configuração eletrônica para um determinado átomo na ordem geométrica, ou seja, 
camada por camada utilizando o diagrama de Pauling. Por exemplo a distribuição eletrônica 
para o átomo de Fe (Z = 26). Usando o diagrama de Pauling é: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
A regra de Hund foi publicada, em 1927, pelo físico alemão Friedrich Hermann Hund 
(1896-1997) conhecido por seu trabalho sobre a estrutura eletrônica de átomos e moléculas. Ele 
ajudou a introduzir o método de utilização de orbitais moleculares para determinar a estrutura 
eletrônica das moléculas e a formação de ligações químicas. 
A REGRA DE HUND
A regra de Hund resume uma constatação experimental, onde os elétrons num mesmo 
subnível tendem a permanecer desemparelhados (em orbitais separados), com spins paralelos. 
Portanto, haverá uma menor repulsão inter-eletrônica. Essa regra, juntamente com o princípio da 
exclusão de Pauli, é utilizada no princípio da construção (distribuição dos elétrons nos diagramas 
de orbitais). Dessa forma, os orbitais são preenchidos elétron a elétron (nunca adicionando dois 
elétrons por vez e com mesmo spin no orbital). Se mais de um orbital em uma subcamada estiver 
disponível, adiciona-se elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela subcamada 
até completá-la, antes de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais. 
REFLITA
Lembre-se que órbita de Borh não é o mesmo que orbital de Schrö-
dinger.
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PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI 
Na teoria de Wolfgang Pauli em um átomo não mais do que dois elétrons podem ocupar 
um orbital e isto se eles tiverem spins opostos. Sendo assim, um átomo não pode conter dois 
elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos (n, l, ml e ms)”. 
Em decorrência desse princípio decorre as seguintes proposições: O subnível s comporta 
até 2 elétrons. O subnível s é um orbital e tem forma esférica. O subnível p comporta até 6 elétrons, 
distribuídos em 3 orientações espaciais, px, py, pz. Portanto, no subnível p, existem 3 orbitais cada 
um comporta no máximo 2 elétrons. O subnível d comporta até 10 elétrons, sendo composto por 
5 orbitais. O subnível f comporta até 14 elétrons e apresenta 7 orbitais.
 O orbital é representado por um quadrado e o elétron é representado por uma meia seta, 
voltada para cima ou para baixo.
NÚMEROS QUÂNTICOS
• O modelo mecânico-quântico permite somente certas combinações de números 
quânticos para descrever estes estados. As combinações permitidas de números quânticos podem 
ser determinadas a partir das seguintes regras:[
• Os três números quânticos (n, l e ml) são todos números inteiros: 0,1,2,3...;
• O número quântico principal (n) não pode ser 0. Os valores permitidos para n são, 
portanto, 1,2,3,4...;
• O número quântico angular (l) pode ser qualquer número inteiro entre 0 e n-1. Se n = 
3, por exemplo, l pode ser 0, 1 ou 3;
• O número quântico magnético (ml) pode ser qualquer número inteiro entre -l e +l;
• O número quântico magnético de spin (ms) pode ser apenas dois valores +1/2 ou -1/2.
A seguir na tabela 2, temos as possíveis combinações de números quânticos para as 
camadas 1 a 4.
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Tabela 2 - Combinações permitidas de números quânticos para os níveis de energia (camadas) n = 1, 2, 3 
ou 4. Fonte: o autor.
É possível observar na tabela, que quando n = 4, existem 4 subcamadas (4 subníveis) ou 
seja l (0, 1, 2 e 3). Essas subcamadas são chamadas de 4s, 4p, 4d e 4f. O número dado na designação 
de uma subcamada (subnível) é o número quântico principal, n; a letra seguinte designa o valor 
do número quântico angular l. Assim, se tomarmos a distribuição eletrônica do Fe (Z = 26):
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Podemos observar que temos: na camada K = 2 elétrons (1s2); L = 8 elétrons (2s2 2p6); M 
= 14 elétrons (3s2 3p6 3d6) e N = 2 elétrons (4s2). 
1ª camada n = 1; 2ª camada n = 2; 3ª camada n = 3; 4ª camada n = 4.
Vamos atribuir os números quânticos para esta distribuição eletrônica. Número quântico 
principal n = 4, órbita mais afastada do núcleo (4s2); Número quântico angular l = 2, pois 
devemos analisar o último elétron distribuído (3d6); Número quântico magnético ml = - 2, pois 
devemos analisar o último elétron distribuído (3d6) que pela regra de Hund e a exclusão de Pauli 
se encontra em - 2; 
Número quântico magnético de spin ms = - 1/2, pois devemos analisar o último elétron 
distribuído (3d6) e este encontra-se para baixo. Agora vamos analisar a distribuição eletrônica do 
Cl (Z = 17):
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
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Podemos observar que temos: na camada K = 2 elétrons (1s2); L = 8 elétrons (2s2 2p6) e M 
= 7 elétrons (3s2 3p5). Reforçando que:
1ª camada n = 1; 2ª camada n = 2; 3ª camada n = 3; 4ª camada n = 4.
Atribuindo os números quânticos para esta distribuição eletrônica. Número quântico 
principal n = 3, órbita mais afastada do núcleo (3p5); Número quântico angular l = 1, pois 
devemos analisar o último elétron distribuído (3p5); Número quântico magnético ml = 0, pois 
devemos analisar o último elétron distribuído (3p5) que pela regra de Hund e a exclusão de Pauli 
se encontra em 0; 
Número quântico magnético de spin ms = - 1/2, pois devemos analisar o último elétron 
distribuído (3p5) e este encontra-se para baixo. 
 
TABELA PERIÓDICA
Atualmente, o mundo inteiro adota a tabela periódica que segue padrões estabelecidos 
pela IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e Aplicada). Em sua 
elaboração envolveu o trabalho de várias pessoas ao longo de muitos anos. O químico russo 
Dmitri Mendeleiev é frequentemente citado como o inventor da Tabela Periódica, entretanto 
outros cientistas antes dele já vinham tentando elaborar um sistema de classificação dos elementos 
químicos de forma ordenada. 
IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS E AS FAMÍLIAS
Alguns elementos como a prata, o ouro, o cobre e o chumbo são conhecidos desde os 
tempos antigos, com tudo a primeira descoberta científica de um elemento só aconteceu em 
1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo. Posteriormente a esta descoberta, 
dezenas de outros elementos foram encontrados na natureza. Assim surgiu a necessidade de 
organizá-los, desde então os cientistas iniciaram uma busca por propriedades que servissem 
como critério de classificação.
O químico e físico inglês John Dalton foi o primeiro a tentar organizar os elementos em 
uma tabela isso aconteceu no início do século XIX. Como os valores aproximados das massas 
atômicas de alguns elementos já tinham sido estabelecidos foi possível montar uma tabela (Figura 
20).
Dalton organizou os elementos conhecidos em ordem crescente de massas atômicas, 
descrevendo as propriedades de cada um e os compostos formados por eles. Entretanto, percebeu 
se que essa classificação não fazia sentido, já que deixava bastante afastados entre si elementos 
com propriedades muito semelhantes.
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Os próprios valores das massas atômicas eram duvidosos, pois foi Dalton mesmo quem os 
calculou baseado em dados imprecisos. O cientista tomou o hidrogênio, que experimentalmente 
já havia sido verificado como o elemento mais leve conhecido, e atribuiu a ele um “peso nocional 
relativo” igual a 1. As massas dos demais elementos foram estabelecidas em relação ao hidrogênio, 
e esse método resultou em muitos erros.
Figura 20 - Tabela periódica de Dalton. Fonte: Philips (2016). 
Dimitri Ivanovich Mendeleev, professorde química na Universidade de St. Petersburg. 
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, organizou os elementos na forma 
da tabela periódica atual. Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. 
Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atómica e as suas propriedades químicas e 
físicas. Organizou os elementos (cartas) em ordem crescente das suas massas atómicas (o conceito 
de número atómico ainda não existia), agrupando em propriedades semelhantes. 
A organização da tabela periódica (Figura 21) foi desenvolvida não teoricamente, 
mas com base na observação química de seus compostos. Mendeleiev elaborou uma maneira 
de organizador que contemplava todos os elementos químicos descobertos, prevendo ainda a 
existência de outros ainda não conhecidos, deixando para isso espaços por preencher na sua 
Tabela Periódica. Por este fato, é considerado o criador da Tabela Periódica.
A grande vantagem da tabela periódica de Mendeleev sobre as outras, é que esta exibia 
semelhanças tanto na vertical, horizontal e diagonal. Em 1906, Mendeleiev recebeu o Prémio 
Nobel por este trabalho. É muito importante ressaltar também que o químico alemão Julius 
Lothar Meyer tem grande contribuição para a elaboração da tabela periódica atual. Meyer em 
seus estudos e classificou os elementos por valência.
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Figura 21 - Tabela periódica de Mendeleiev. Fonte: Mendeleyev (1869).
Em 1913, o físico inglês Henry Gwyn-Jeffreys Moseley examinou os espectros de raios-X 
característicos de cerca de 40 elementos. Descobrindo que todos os átomos de um mesmo elemento 
químico tinham carga nuclear idêntica, indicando que possuíam o mesmo número de prótons 
em seus núcleos. O número de prótons que um elemento possui em seu núcleo corresponde ao 
seu número atômico.
 Quando os elementos eram colocados em ordem crescente de números atômicos, suas 
propriedades se repetiam periodicamente.
Moseley chegou à conclusão de que o número atômico podia ser usado como critério 
de organização dos elementos químicos, em vez da massa atômica. A aplicação desse padrão 
corrigiu as falhas existentes nas tabelas de Mendeleiev e de Meyer. O restante da tabela foi 
preenchido mais tarde por alguns elementos descobertos e outros sintetizados em laboratório. 
Desta maneira chegou-se a uma versão da Tabela Periódica muito parecida com a que temos 
atualmente, composta por linhas chamadas de períodos (ou níveis) e colunas chamadas de 
famílias (ou grupos).
Os (níveis) períodos são as linhas horizontais. São sete períodos, numerados de cima 
para baixo. A quantidade de elementos em cada período varia muito: o primeiro possui apenas 
dois elementos, enquanto o sexto possui 32. Isso porque nele são contados os 14 elementos da 
série dos lantanídeos, embora essa série seja representada abaixo da tabela principal, como um 
bloco destacado. O mesmo acontece com o sétimo período, que tem 32 elementos, 14 deles 
representados à parte, na série dos actinídeos.
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As famílias (grupos) são as linhas verticais. Já foram designadas por algarismos romanos 
e letras, mas hoje a IUPAC recomenda que sejam numeradas simplesmente de 1 a 18, da esquerda 
para a direita. Desde a contribuição de Moseley, o número atômico foi consolidado como critério 
básico da Tabela Periódica, válido até hoje. A Tabela vem sendo alterada apenas pela adição de 
elementos descobertos ou sintetizados e pelo ajuste dos valores das massas atômicas quando se 
chega a um valor mais preciso.
A tabela periódica pode ser definida como uma forma de agrupamento dos elementos 
químicos de acordo com as suas propriedades. Sendo dividida em Metais, Não-Metais e Semi-
Metais e suas famílias são:
Família 1A (Grupo 1): Metais Alcalinos
Família 2A (Grupo 2): Metais Alcalino-Terrosos
Família B (Grupo 3 à 12): Metais de Transição
Família 3A (Grupo 13): Família do Boro
Família 4A (Grupo 14): Família do Carbono
Família 5A (Grupo 15): Família do Nitrogênio
Família 6A (Grupo 16): Calcogênios
Família 7A (Grupo 17): Halogênios
Família 0 ou 8A (Grupo 18): Gases Nobres
Cada uma das (famílias A) tem em sua última camada que é denominada como camada 
de valência” que é a última camada a receber elétrons e são elas:
Família 1A (Grupo 1): ns1
Família 2A (Grupo 2): ns2
Família 3A (Grupo 13: ns2np1
Família 4A (Grupo 14): ns2np2
Família 5A (Grupo 15): ns2np3
Família 6A (Grupo 16): ns2np4
Família 7A (Grupo 17): ns2np5
Família 0 ou 8A (Grupo 18): ns2np6
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• Tabela periódica atual
A tabela também pode ser dividida em blocos, s, p, d e f, correspondentes aos orbitais que 
estão sendo ocupados. Assim, os metais alcalinos e alcalinos terrosos (famílias 1A e 2A) formam 
o bloco s, porque neles são preenchidos os orbitais s. Pela mesma razão, os metais de transição 
juntamente com os elementos do grupo 10 formam o bloco d e os elementos que ficam à esquerda 
na tabela periódica formam o bloco d. Por fim, os lantanídeos e os actinídeos, chamados de 
metais de transição interna, formam o bloco f.
Os constituintes dos blocos s e p são conhecidos, também, como elementos representativos, 
em função da similaridade entre muitas propriedades decorrentes do caráter regular das suas 
configurações eletrônicas. Entre esses elementos, o número de elétrons de valência dos integrantes 
do bloco s corresponde ao número do grupo. Assim, os elementos do grupo 1 possuem um elétron 
nos orbitais s de valência (ns1), enquanto os do grupo 2 têm dois elétrons nesses orbitais (ns2). 
Para os constituintes do bloco p, basta subtrair dez do número do grupo para se saber o número 
de elétrons p. Portanto, nos grupos 11, 12, 13, 14, 15, 16, 17 e 18, existem, respectivamente, 1, 2, 
3, 4, 5, 6, 7 e 8 elétrons nos orbitais p. Ou seja: as configurações eletrônicas p são as seguintes: 
ns2np1, ns2np2, ns2np3, ns2np4, ns2np5, ns2np6. Os elementos que possuem elétrons nos orbitais d ou 
f, sem preenchê-los completamente, seja na forma atômica ou iônica, recebem a denominação de 
elementos de transição, devido à possibilidade de transições eletrônicas entre orbitais d ou f de 
um mesmo nível. Na figura 22, estão mostrados os orbitais s, p, d e f e sua localização na tabela 
periódica.
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ENSINO A DISTÂNCIA
Figura 22 - Localização dos orbitais s, p, d e f na tabela periódica. Fonte: o autor.
PROPRIEDADES DA TABELA
 As propriedades periódicas são tendências ou características que alguns elementos 
químicos seguem e que marca sua localização na tabela periódica.
Os elementos químicos são organizados de acordo com suas propriedades periódicas e 
tais propriedades são alteradas de acordo com o número atômico. As principais propriedades 
periódicas são: Raio atômico, Energia de Ionização, Afinidade eletrônica, Eletronegatividade, 
Eletropositividade e Potencial de Ionização.
O raio atômico se refere ao tamanho do átomo. Quanto maior o número de níveis, maior 
será o tamanho do átomo. O átomo que possui o maior número de prótons exerce maior atração 
sobre seus elétrons. Ou seja, o raio atômico é a distância do núcleo de um átomo à sua eletrosfera 
na camada mais externa (Figura 23).
Figura 23. Raio atômico (d/2). Fonte: o autor.
 Porém, como o átomo não é rígido, calcula-se o raio atômico médio pela metade da 
distância entre os centros dos núcleos de dois átomos de mesmo elemento numa ligação química 
em estado sólido. O raio atômico cresce de cima para baixo na família da tabela periódica, 
acompanhando o número de camadas dos átomos de cada elemento e da direita para a esquerda 
nos períodos da tabela periódica (Figura 24). Quanto maior o número atômico de um elemento 
no período, maiores são as forças exercidas entre o núcleo e a eletrosfera, o que resulta num 
menor raio atômico.
O elemento de maior raio atômicoé o Césio. 
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Figura 24 - Raio atômico. Fonte: o autor.
Na formação de íons cátion seus orbitais mais extensos estão desocupados isso faz com 
que as repulsões elétron-elétron seja diminida, e por consequencia disso os cátions são menores 
que seus atomos de origem. Da mesma maneira, quando elétrons são adicionados a um átomo 
neutro para formar um ânion, aumentará a repulsão elétron-elétron. Isso fará um distribuição 
dos elétrons no espaço tornando os ânios maiores que seus átomos de origem.
A Energia de Ionização é a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um 
átomo isolado no estado gasoso. O tamanho do átomo interfere na sua energia de ionização. Se 
o átomo for grande, sua energia de ionização será menor. A primeira Energia de ionização é a 
energia necessária para remover o elétron com maior energia de um átomo neutro gasoso.
Por exemplo:
Na(g) → Na
+
(g) + e
- I1 = 496 KJ/mol
Observe que a energia de ionização é positiva. Isto ocorre porque é requerida energia 
para remover um elétron. A segunda Energia de ionização é a energia necessária para remover o 
segundo elétron do átomo. Por exemplo:
Na+(g) → Na
2+
(g) + e
- I2 = 4560 KJ/mol
A segunda energia de ionização é em torno de 10 vezes a primeira porque o número 
de elétrons causando repulsões foi reduzido em ocasião da 1a ionização. A terceira Energia de 
ionização é a energia necessária para remover o terceiro elétron do átomo.
Por exemplo:
Na2+(g) → Na
3+
(g) + e
- I3 = 6913 KJ/mol
A terceira energia de ionização é maior que a segunda. Assim, sucessivamente a magnitude 
da energia aumenta devido número de elétrons os quais causam repulsão, e que constantemente 
decresce. Isto não é uma curva linear. Há grandes saltos na energia de ionização após o átomo 
perder os elétrons de valência.
 Um átomo que apresenta configuração semelhante a um gás nobre, realmente tende 
a manter seus elétrons. Assim, a quantidade de energia necessária para remover elétrons além 
dos de valência é significativamente maior que a energia das reações e ligações químicas. Assim, 
somente elétrons de valência (os que são serem necessários perdidos para o átomo assemelhar-se 
ao gás nobre) estão envolvidos nas reações químicas.
A energia de ionização de um átomo particular depende da distância eletrônica média do 
núcleo e da carga nuclear efetiva. Esses fatores podem ser ilustrados pelas seguintes tendências: 
Em uma mesma família a energia aumenta de baixo para cima e em um mesmo período a Energia 
de Ionização aumenta da esquerda para a direita (Figura 25). 
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Figura 25 - Energia de ionização. Fonte: o autor.
A Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo no estado gasoso (isolado) 
captura um elétron. Vamos tomar como exemplo a captura de um elétron ao átomo de cloro. 
Esta é acompanhada por uma variação de energia de -349 KJ/mol, o sinal negativo indica que a 
energia é liberada durante o processo.
Cl(g) + e
- → Cl-(g) ΔE = -349 KJ/mol
Se a atração entre determinado átomo e um elétron adicionado, mais negativa será a 
afinidade eletrônica do átomo. Quanto menor o raio, maior a sua afinidade eletrônica, em uma 
família ou período (Figura 26).
Figura 26 - Afinidade eletrônica. Fonte: o autor.
A afinidade eletrônica mede a energia liberada por um átomo em estado fundamental e 
no estado gasoso ao receber um elétron. Trata-se da energia mínima necessária para a retirada de 
um elétron de um ânion de um determinado elemento.
Nos gases nobres a afinidade eletrônica não é significativa, porém como a adição de um 
elétron em qualquer elemento causa liberação de energia, então a afinidade eletrônica dos gases 
nobres não é igual a zero.
 
A energia de ionização mede a facilidade com que um átomo perde 
um elétron, enquanto que a afinidade eletrônica mede a facilidade 
com que um átomo ganha um elétron.
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A afinidade eletrônica tem comportamento parecido com o da eletronegatividade, já que 
não tem uma forma muito definida no seu crescimento na tabela periódica: cresce de baixo para 
cima e da esquerda para a direita. O elemento químico que possui a maior afinidade eletrônica é 
o Cloro.
A Eletronegatividade é a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Na 
tabela periódica a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita. 
Essa propriedade tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho de um átomo, maior 
é a força de atração sobre os elétrons. Não é possível calcular a eletronegatividade de um único 
átomo (isolado), pois a eletronegatividade é a tendência que um átomo tem em receber elétrons 
em uma ligação covalente. Portanto, é preciso das ligações químicas para medir essa propriedade.
A eletronegatividade cresce na família de baixo para cima, junto com à diminuição do 
raio atômico e do aumento das interações do núcleo com a eletrosfera e no período da esquerda 
pela direita, acompanhando o aumento do número atômico. O elemento mais eletronegativo da 
tabela periódica é o flúor (Figura 27).
Figura 27 - Eletronegatividade. Fonte: o autor.
A escala foi construída empiricamente e é muito utilizada na Química. Ela mede a atração 
que o átomo exerce sobre elétrons externos em ligações covalentes, ou seja, sua eletronegatividade. 
Eletropositividade é a tendência de perder elétrons, apresentada por um átomo. Quanto 
maior for seu valor, maior será o caráter metálico. Os átomos com menos de quatro elétrons de 
valência, metais em geral, possuem maior tendência em perder elétrons, por isso possuem maior 
eletropositivade. Um aumento no número de camadas diminui a força de atração do núcleo 
sobre os elétrons periféricos, facilitando a perda de elétrons pelo átomo e, consequentemente, 
aumentando a sua eletropositividade.
A eletropositividade cresce da direita para a esquerda nos períodos e de cima para baixo nas 
famílias. A forma de medir a eletropositividade de um elemento é a mesma da eletronegatividade: 
através das ligações químicas. Entretanto, o sentido é o contrário, pois mede a tendência de um 
átomo em perder elétrons. Os metais são os mais eletropositivos e os gases nobres são excluídos, 
pois não têm tendência em perder elétrons. O elemento químico mais eletropositivo é o frâncio. 
Ele tem tendência máxima à oxidação (Figura 28).
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Figura 27 - Eletropositividade. Fonte: o autor.
Como os gases nobres são muito inertes, os valores de eletronegatividade e 
eletropositividade não são objetos de estudo pela dificuldade da obtenção desses dados.
METAIS, NÃO METAIS E METAÓIDES
A tabela periódica esta organizada levando em conta as caracteristicas e propriedades 
dos elementos. Os elementos são agrupados nas categorias de metais, não metais e metalóides 
(Figura 28).
Figura 28 - Metais, não metais e metaloides. Fonte: o autor.
Os metais são os elementos químicos capazes de conduzir a eletricidade e calor apresentam 
um brilho característico, com exceção do mercúrio, são sólidos à temperatura ambiente. O 
conceito é utilizado em referência a elementos puros ou ligas com características metálicas. Entre 
as diferenças com os não metais, pode-se mencionar que os metais dispõem de baixa energia 
de ionização e baixa eletronegatividade. Na figura 19, pode ser observado o brilho propriedade 
característica dos metais.
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Figura 29 - Metais: Ag, Au e Cu. Fonte: Silva e Faia (2013).
Os metais são tenazes (podem receber forças bruscas sem quebrar), dúcteis (é possível 
moldá-los em fios ou arames), maleáveis (convertem-se em lâminas ao serem comprimidos) 
e dispõem de uma boa resistênciamecânica (resistem aos esforços de tração, flexão, torsão e 
compressão sem se deformarem). São propriedades características dos metais: brilho, cores 
variadas embora em maioria seja prateada. Quando combinamos metais com não metais tendem 
a produzir compostos iônicos. Por exemplo: se reagirmos níquel metálico com oxigênio teremos 
a formação de um óxido de níquel, um sólido iônico contendo Ni2+ e O2-:
2 Ni(s) + O2(g) → 2 NiO(s)
Os metais possuem cargas semelhantes para elementos de mesma família (Figura 30).
Figura 30 - Cargas de alguns íons comuns encontrados em compostos iônicos. Fonte: o autor.
Os não-metais variam muito na aparência, geralmente não possuem brilho e são pobres 
condutores de calor e eletricidade. Devido as suas afinidades eletrônicas, os não-metais tendem 
a ganhar elétrons quando reagem com metais. Por exemplo: se reagirmos o alumínio com 
o bromo teremos a produção de brometo de alumínio, um composto iônico contendo o íon 
alumínio, Al+3, e o íon brometo, Br-:
2 Al(s) + 3 Br2(l) → 2 AlBr3(s)
Compostos constituídos unicamente de não-metais são substâncias moleculares. 
Metalóides possuem propriedades intermediarias entre os metais e os não-metais. Podendo ter 
algumas características de metal ou do não-metal.
UNIDADE
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SUMÁRIO DA UNIDADE
INTRODUÇÃO ........................................................................................................................................................... 38
LIGAÇÃO IÔNICA ..................................................................................................................................................... 40
LIGAÇÃO COVALENTE .............................................................................................................................................. 41
A ESTRUTURA DE LEWIS ....................................................................................................................................... 42
CARGA FORMAL ...................................................................................................................................................... 45
ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA .......................................................................................................................... 47
ESTEQUIOMETRIA .................................................................................................................................................. 49
LIGAÇÕES QUÍMICAS
PROF. DR. LENILSON COUTINHO DA ROCHA
03
38
INTRODUÇÃO
Os conceitos referentes às ligações químicas são muito importantes dentro do estudo 
de química. Podemos, inclusive, afirmar que a compreensão dos diferentes modelos de ligação 
química é fundamental para a aprendizagem de outros conteúdos químicos. 
A interação eletrostática que une um ou mais átomos é o que chamamos de ligação 
química. Esta interação pode se dar de algumas maneiras. A ligação química, sendo a interação 
de dois átomos ou mais átomos, está relacionada ao arranjo da estrutura eletrônica. 
A natureza da ligação química é revelada a partir da estrutura eletrônica dos átomos, de tal 
modo que esta afeta as propriedades macroscópicas das substâncias. São três tipos mais comuns 
de ligações químicas, consideradas fortes e que estão presentes na maioria das moléculas (ligação 
iônica, ligação covalente e ligação metálica). A eletronegatividade, o potencial de ionização 
e a afinidade eletrônica são propriedades periódicas que nos auxilia para compreendermos a 
natureza da ligação química. 
O símbolo de Lewis consiste numa representação esquemática da camada de valência 
de cada átomo, ou seja, é a representação do símbolo do elemento rodeado de seus elétrons de 
valência (representados por pontos em torno do átomo). Cada elétron de valência é representado 
por um ponto. Vamos observar a distribuição eletrônica do enxofre. 16S = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3s2 3p4; 
então, seu símbolo de Lewis mostra seis elétrons de valência.
Importante: Os elétrons de valência, são os elétrons que estão na última camada 
eletrônica.
 A distribuição dos elétrons em volta do símbolo químico tem de ser sempre pela ordem 
indicada no exemplo do enxofre. Os primeiros quatro têm de ficar sozinhos (um em cada canto) 
e os outros quatro a seguir é que vão fazendo par com os que já lá estão. Se observamos na 
tabela 3 todos os exemplos apresentados só existem estas possibilidades, pois apenas é possível 
distribuir oito elétrons de valência.
39
Tabela 3 - Elétrons no nível de valência e símbolo de Lewis. Fonte: o autor.
A maior parte dos átomos não são encontrados isolados, mas associados a outros. Os 
átomos tendem a combinar-se entre si, pois essa união lhes confere estabilidade com utilização 
de baixa energia. 
Os cientistas Walter Kossel e Gilbert N. Lewis, por volta de 1916, elaboraram um modelo 
para ligações químicas, ao perceberem a existência de um grupo de átomos que são encontrados 
isolados, e que não participavam de ligações químicas. Esse grupo foi chamado de gases nobres. 
Eles observaram que a estabilidade do átomo é atribuída à existência de 8 elétrons na última 
camada (camada de valência), pelo fato dessa configuração pertencer a esses gases, com exceção 
do Hélio (He), que possui 2 elétrons na última camada. Assim, surgiu o que ficou conhecida 
como regra do octeto. 
Segundo a regra do octeto, os átomos tendem a combinar-se para adquirirem a estrutura 
eletrônica do gás nobre mais próximo na tabela, tornando-se assim, estáveis. Dessa maneira, para 
se estabilizarem os átomos podem ganhar, perder ou compartilhar elétrons.
40
LIGAÇÃO IÔNICA 
A ligação iónica é um tipo de ligação química que ocorre através da atração eletrostática 
entre íons de carga oposta. A ligação iónica foi proposta no início do século XX pelo físico alemão 
Walther Kossel, e foi interpretada com base na máxima estabilidade alcançada quando os átomos 
adquirem a configuração eletrônica de um gás nobre, que neste caso é atingida pela transferência 
de elétrons entre os átomos que participam na ligação.
A ligação iónica ocorre entre átomos que apresentam diferenças acentuadas de 
eletronegatividade, isto é, diferenças apreciáveis na capacidade de atrair elétrons dos átomos a 
que se encontram ligados, como acontece entre os metais e os não-metais. 
Os átomos não-metálicos, que são os mais eletronegativos ao se combinarem com 
os átomos metálicos, capturam para si os elétrons (dos metais), adquirindo carga negativa 
(-). Ao capturar os elétrons atingem a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo. 
Consequentemente, o átomo menos eletronegativo do metal que perdeu os elétrons de valência 
também atingirá a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo na tabela periódica, 
adquirindo simultaneamente carga positiva (+). Após a formação dos respectivos cátions e 
aníons, surgem forças eletrostáticas atrativas entre os íons de cargas opostas (mais próximos) e 
repulsivas entre os íons de cargas iguais (mais afastados). Destas interações, resultará uma força 
atrativa e se estabelece uma ligação, denominada ligação iónica, que mantém os aníons e cátions 
unidos no cristal. 
Vejamos o exemplo da formação da ligação iônica do cloreto de sódio (NaCl):
 
Na+(aq) + Cl
-
(aq) → NaCl(s)
Para que a formação do sal (NaCl) ocorra temos que analisar a distribuição eletrônicas 
dos átomos de sódio e cloro.
Assim como o Na+Cl-  = NaCl (Cloreto de sódio ou sal de cozinha), também temos outros 
compostos que são formados através da doação de elétrons, tais como:
Mg+Cl- = MgCl2 (Cloreto de Magnésio);
Al+O- = Al2O3 (Óxido de Alumínio);
K+Br- = KBr (Brometo de potássio).
 Estes compostos são formados por ligações iônicas e dão origem a retículos ou 
reticulados cristalinos que em nível microscópico um cátion atrai vários ânions e um ânion atrai 
vários cátions. Formando assim, aglomerados com formas geométricas bem definidas (Figura 
31).  
42
dois átomos. Este tipo de interaçãoocorre entre não-metais e não-metais. Para um melhor 
entendimento da ligação covalente, precisamos entender alguns conceitos como estrutura de 
Lewis, carga formal e ressonância.
A ESTRUTURA DE LEWIS
A estrutura de Lewis baseia-se na teoria de que certos átomos podem alcançar a 
estabilidade por partilha de elétrons ficando com uma estrutura estável, igual à de um gás nobre. 
A sua representação permite prever a formação de ligações químicas entre os átomos. Deste 
modo, podemos saber se as ligações covalentes, que existem dentro das moléculas são ligações 
simples, duplas ou triplas.
Vamos tomar como exemplo uma molécula simples a de hidrogénio (H2), cos dois elétrons, 
provenientes de cada um dos átomos. Os elétrons deixaram de pertencer exclusivamente de cada 
um, passando a ser compartilhados igualmente pelos núcleos dos dois átomos. É como se cada 
átomo de hidrogénio tivesse dois elétrons em comum com o outro.
Já sabemos que o número máximo de elétrons na camada de valência é igual a oito. Para 
cada um dos átomos devemos determinar o número de elétrons de valência e depois distribuir 
ao redor do átomo. Vejamos para o gás O2(g), se procuramos na tabela periódica o seu número 
atómico do oxigênio é 8. Fazendo a distribuição eletrônica temos:
8O = 1s
2 2s2 2p4
Como podemos observar na representação do símbolo de Lewis para o O, dois elétrons 
ficam sozinhos e quatro ficam em pares de 2. Os elétrons que ficam agrupados em pares, chamam-
se elétrons não ligantes, pois não participam na ligação química. Aqueles que ficam sozinhos, têm 
que se juntar a outros elétrons de um outro átomo, passando a ser partilhados pelos dois átomos 
ligados entre si. 
Vamos ver alguns exemplos de como prever o tipo de ligação covalente nas moléculas, 
usando a notação de Lewis. Lembrando que as ligações covalentes são ligações químicas onde 
acontece a partilha de pares de elétrons entre os átomos ligados. As ligações covalentes podem 
ser simples (compartilham um par de elétrons), duplas (compartilham dois pares de elétrons) ou 
triplas (compartilham três pares de elétrons). Como observamos, para as moléculas de hidrogénio 
e de oxigênio, onde temos um compartilhamento e dois compartilhamentos de pares de elétrons, 
respectivamente.
As ligações podem ser chamadas de simples como já mencionamos, mas também são 
chamadas de múltiplas no caso das (duplas e triplas). Agora, vejamos o exemplo de uma molécula 
de nitrogênio N2(g) que se forma através de uma ligação tripla. Combinando dois átomos de 
nitrogênio. O número atômico do nitrogênio é 7. Fazendo a distribuição eletrônica temos:
7N = 1s
2 2s2 2p5
43
Neste caso temos três pares de elétrons compartilhados formando a molécula.
A estrutura de Lewis nos ajuda a entender como como os átomos estão ligados em uma 
molécula. Utilizamos a estrutura de Lewis para desenhar moléculas diatômicas. Agora vamos 
desenhar moléculas poliatômicas utilizando a estrutura de Lewis. Seguindo os seguintes passos:
• Some todos os elétrons de valência de todos os átomos. Se for a molécula for um ânion, 
adicione um elétron para cada carga negativa. Se for um cátion, subtraia um elétron para cada 
carga. A soma total de elétrons é importante.
• Escreva os símbolos para os átomos a fim de mostrar quais átomos estão ligados entre si 
e una-os com uma ligação simples ( _____ ). Neste caso a ligação representa dois elétrons. Em 
geral, os átomos estão unidos na ordem em que os átomos ligados na molécula ou íon. Exemplo, 
no HCN o hidrogênio está ligado ao carbono que também se liga ao nitrogênio. Se ocorrer de a 
molécula possuir um átomo central ligado ao um grupo de átomos, o átomo central normalmente 
é escrito primeiro, como em PCl5 e SO3
2-. 
• Complete o octeto dos átomos ligados ao átomo central. (Exceto para o hidrogênio).
• Se não existem elétrons suficientes para dar ao átomo central um octeto, tente ligações 
múltiplas. Para isso utilize pares de elétrons não compartilhados dos átomos ao redor do átomo 
central para formar duplas ou triplas ligações.
Vamos desenhar a estrutura de Lewis para o Trióxido de enxofre, SO3. Em primeiro 
lugar, somamos os elétrons de valência de todos os átomos. O enxofre e o oxigênio (família 6A) 
possuem 6 elétrons de valência e, portanto, temos:
6 + (6 X 3) = 24 elétrons total
Em segundo lugar, organizamos os átomos para mostrar quais estão ligados a quais e 
desenhamos uma ligação simples entre ele. 
(Neste arranjo não é obrigatório acrescentarmos os elétrons)
Em terceiro lugar, complete os octetos nos átomos ligados ao átomo central. Colocando 
os octetos ao redor de cada átomo de enxofre, somamos 24 elétrons no total. (Observe que deste 
total 6 elétrons já foram utilizados nas 3 ligações do átomo de enxofre com os átomos de oxigênio).
Em quarto lugar, usamos um par de elétrons não ligante de um dos átomos de enxofre 
para formar uma dupla ligação.
44
Essa estrutura dá a cada átomo um octeto, de forma que paramos nesse ponto.
Se desenharmos as estruturas de Lewis para os seguintes compostos (PCl3, CH2Cl2 e 
HCN), temos as seguintes estruturas:
Vejamos como fica a estrutura de Lewis para o SO4
2-.
Em primeiro lugar, somamos os elétrons de valência de todos os átomos. O enxofre e o 
oxigênio (família 6A) possuem 6 elétrons de valência, neste caso, soma se 2 elétrons da carga do 
composto e, portanto, temos:
6 + (6 X 4) = 30 + 2 = 32 elétrons total
Em segundo lugar, organizamos os átomos para mostrar quais estão ligados a quais e 
desenhamos uma ligação simples entre ele. 
(Neste arranjo não é obrigatório acrescentarmos os elétrons)
Em terceiro lugar, complete os octetos nos átomos ligados ao átomo central. Colocando os 
octetos ao redor de cada átomo de enxofre, somamos 32 elétrons no total. (Observe que deste total 
8 elétrons já foram utilizados nas 3 ligações do átomo de enxofre com os átomos de oxigênio). Não 
se esqueça de colocar a carga na estrutura, pois, os elétrons já foram contabilizados.
Em quarto lugar, usamos um par de elétrons não ligante de um dos átomos de enxofre 
para formar uma dupla ligação.
45
Essa estrutura dá a cada átomo de oxigênio um octeto, e neste caso, observamos que o 
átomo de enxofre teve expansão de octeto. Esta é a forma estável do composto, sendo este uma 
exceção à regra do octeto. 
Desenhando as estruturas de Lewis para os seguintes compostos (ClO2
- e PO4
3-), temos 
as seguintes estruturas:
CARGA FORMAL
É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo se a regra do octeto 
para todos os átomos. Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga formal. A 
carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem 
a mesma eletronegatividade.
Para calcular a carga formal:
• Primeiro analisamos todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) se são 
atribuídos ao átomo no qual estão localizados. 
 • Segundo metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação. 
A carga formal de um átomo é igual os elétrons de valência – o número de ligações – os 
elétrons de um único par. Vamos calcular a carga formal para o carbono, C e para o nitrogênio, 
N na molécula do cianeto, (CN-). Primeiro, vamos desenhar a estrutura de Lewis para a esta 
molécula iônica. Temos a seguinte estrutura: 
Fazendo a análise para o átomo de C, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 elétrons ligantes 
da ligação tripla, dando um total de 5 elétrons pela estrutura de Lewis. O número de elétrons de 
valência para o carbono é 4 (ns2np2). Logo a sua carga formal é: 4 - 5 = -1. Agora, vamos analisar 
o átomo de N, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 elétrons ligantes da ligação tripla, dando um 
total de 5 elétrons pela estrutura de Lewis. O número de elétrons de valência para o nitrogênio é 
5 (ns2np3). Logo a sua carga formal é: 5 - 5 = 0. Desta maneira, as cargas formais nos átomos na 
estrutura de Lewis para a molécula iônica, (CN-) são:
 
46
A somatória das cargas individuais na molécula,