Manual de química

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PREPARATÓRIO CEEF MANUAL DE QUÍMICA 2019/2020 
 
Autor: José Funata 
 
 1. PANORÂMICA SOBRE A ESTRUTURA DO ÁTOMO, 
NEUTRALIDADE DO ÁTOMO 
 Introdução (matéria) 
 Número atómico 
 Massa atómica 
 Número de Avogradro. Mole 
 Fenómenos químicos: isótopo, isobaria e isotonia. 
 
1.1.INTRODUÇÃO 
Química (do egípcio kēme (chem), significando "terra") é a ciência que trata das 
substâncias da natureza, dos elementos que a constituem, de suas características, 
propriedades combinatórias, processos de obtenção, suas aplicações e sua 
identificação. Estuda a maneira que os elementos se ligam e reagem entre si, bem 
como a energia desprendida ou absorvida durante estas transformações. E a ciência 
que estuda a natureza, as propriedades e as transformações da matéria. 
A química não tem por objetivo o estudo do corpo, mas sim, o estudo da natureza da 
matéria de que ele é constituído, isto é, da substância. Por esse motivo não devemos 
dizer que o hidrogênio é um corpo simples ou que a água é um corpo composto e, 
sim, substâncias simples ou substâncias composta. 
 
A química para efeitos didáticos pode ser dividida em : química pura e química 
aplicada. 
QUÍMICA PURA corresponde ao estudo científico sem a preocupação de conclusões 
de ordem prática. A química pura pode ser dividida em : química geral, química 
descritiva e química analítica. 
QUÍMICA APLICADA corresponde a aplicação dos conhecimentos científicos, isto é, 
a aplicação desses conhecimentos nas ciências e nas artes. 
QUÍMICA GERAL é a parte da química que se preocupa em estudar os conceitos 
básicos, isto é, leis, princípios e teorias que permitem caracterizar os fenômenos 
químicos que ocorrem com as substâncias. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ci%C3%AAncia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Subst%C3%A2ncia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Natureza
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento
http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Reac%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Energia
http://en.wikipedia.org/wiki/Spanish_prepositions
http://en.wikipedia.org/wiki/Cadena_SER
http://en.wikipedia.org/wiki/Pura%2C_Switzerland
http://en.wikipedia.org/wiki/Se_%28text_editor%29
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Autor: José Funata 
 
QUÍMICA DESCRITIVA é a parte da química que se preocupa em descrever as 
substâncias, isto é, sua natureza e propriedades. A química descritiva pode ser 
dividida em : química inorgânica e química orgânica. 
QUÍMICA INORGÂNICA é a parte da química que se preocupa em estudar os 
elementos químicos e seus compostos, descreve as substâncias do reino mineral. 
QUÍMICA ORGÂNICA é a parte da química que se preocupa em estudar os 
compostos hidrogenados do carbono, descreve as substâncias do reino animal e 
vegetal. 
QUÍMICA ANALÍTICA é a parte da química que estuda os métodos Através dos quais 
é possível determinar quais os elementos e quanto de cada elemento existe numa 
substância. A química analítica pode ser dividida em : química analítica qualitativa e 
química analítica quantitativa. 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA preocupa-se em conhecer os elementos que 
existem numa substância. 
QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA preocupa-se em conhecer as quantidades dos 
elementos que existem numa substância. 
QUÍMICA NUCLEAR é a parte da química que estuda as reações entre os núcleos e 
as propriedades das espécies nucleares resultantes. 
QUÍMICA TECNOLÓGICA é a parte da química que preocupa-se com a fabricação e 
aplicação dos produtos químicos em alta escala. A química tecnológica pode ser 
dividida em : química tecnológica inorgânica, orgânica e nuclear. 
TECNOLOGIA INORGÂNICA preocupa-se com a fabricação e aplicação de produtos 
inorgânicos. 
TECNOLOGIA ORGÂNICA preocupa-se com a fabricação e aplicação de produtos 
orgânicos. 
http://artists.universal-music.de/ozone/
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TECNOLOGIA NUCLEAR preocupa-se com a fabricação e aplicação de produtos 
radioativos. 
QUÍMICA AGRÍCOLA preocupa-se com a fabricação e aplicação de produtos 
destinados a agricultura. 
QUÍMICA BROMATOLÓGICA preocupa-se com a fabricação, aplicação e 
conservação de produtos alimentícios. 
QUÍMICA TOXICOLÓGICA preocupa-se com a fabricação e aplicação de produtos 
tóxicos. 
BIOQUÍMICA preocupa-se em estudar as reações químicas que ocorrem no 
organismo humano. 
RADIOQUÍMICA é a parte da química que estuda as origens, propriedades e 
aplicações das emissões naturais emitidas pelos núcleos dos átomos. 
FÍSICO QUÍMICA é a parte da química que estuda os fenômenos simultâneos, físicos 
e químicos e suas relações 
1.2 DEFINIÇÃO DE TERMOS E CONCEITOS EM QUÍMICA 
- Química: é uma ciência que estuda a matéria e suas transformações. 
-Matéria: é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. 
-Massa: é a quantidade de matéria que forma um corpo. 
-Corpo: porção limitada da matéria. 
-Objeto: é um corpo produzido para ser utilizado pelo homem. 
-Volume: é o tamanho da extensão de espaço ocupado por um corpo. 
-Temperatura: é a medida comparativa de quanto está “quente” ou “fria” a matéria e 
que depende da vibração dos átomos. 
-Pressão: é a razão matemática entre força perpendicular a uma superfície, e a área 
dessa superfície. 
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-Átomo: é a menor partícula organizada da matéria, de tamanho extremamente 
pequeno com os quais são formados todos os matérias do universo. 
-Energia: Quimicamente é um “ente” que provoca transformações na matéria. 
-Estrutura da matéria: Toda matéria é formada por átomos, que por sua vez é 
constituída de outras partículas menores sendo as principais: prótons, nêutrons e 
elétrons. 
 
Obs.: Além das três partículas subatômicas, são conhecidas hoje em dia muitas 
outras como: neutrino, méson, múon, etc. 
-Núcleo: região central onde estão os prótons e nêutrons. 
-Eletrosfera: região do átomo onde são encontrados os elétrons. 
-Prótons(p): são partículas internas do átomo com massa relativa 1 e carga elétrica 
positiva. 
-Nêutrons(n): são partículas internas do átomo com massa relativa 1 e carga 
neutra(nula). 
-Elétrons(e): são partículas distribuídas na eletrosfera com massa muito pequena 
1/1840 e carga elétrica negativa. 
-Número atômico(z): é a quantidade de cargas positivas existente em cada 
átomo(quantidade de prótons). (z = p). 
-Número de massa-(A): é a quantidade de partículas existente no núcleo de um 
átomo. 
Substância: é o tipo de especie de materia da qual o corpo é formado, ou seja, é 
formada geralmente pela união de dois ou mais átomos. As subastancias quanto a 
sua composição podem ser substâncias pura que podem ser classificadas por S. 
Simples ou S. Pura Simples (formadas por um ou mais átomos do mesmo elemento 
quimico, ex: Gás Ozônio (O3), Hidrogênio (H2) e Hélio (He). e S. Compostas ou S. 
Pura Compostas (formadas por dois ou mais elementos quimicos, ex: (H20), Gás 
cianídrico (HCN), Gás carbônico (CO2), Amônia (NH3)). 
Mistura: é formada por mais de uma substância, as quais não podem ser 
representadas por uma única fórmula. As misturas são classificadas em função de 
seunumero de fases em, Misturas Homogenea ou soluções ( apresentam uma 
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fase, ex: mistura de alcool e água) e mistura heterogenia ( apresentam pelo menos 
duas fases, ex: mistura de pedra e água). 
Misturas Azeotrópicas: são misturas em que o ponto de ebulição não se altera, em 
temperatura constante, comportando-se como um composto químico ou um 
elemento. Esse tipo de mistura é muito comum entre líquidos. Ex.: O álcool de cozinha 
é uma mistura azeotrópica, isso se deve porque esse álcool está misturado à água 
em uma proporção onde é impossível separar pela ebulição, já que a temperatura se 
mantém constante. 
Misturas Eutéticas: são misturas em que o ponto de fusão dos elementos que a 
compõem são muito parecido. Isso é muito comum em misturas entre metais. Ex.: o 
bronze é uma mistura de cobre com o estanho, impossível separar por fusão. 
Sistema: podem ser sistemas homogeneo aqueles que apresentam uma fase ( ex: 
substancia pura- um componente, mistura homogenea- mais de um componente). e 
sistemas heterogeneo aqueles que apresentam mais de uma fase (ex: substancia 
pura- um componente em diferente estados fisicos, mistura heterogenia- mais de um 
componente). quanto a possibilidade de troca de matéria e energia, em: 
-Sistema aberto- troca matéria e energia com o meio(ex. copo com água); 
-Sistema fechado - troca somente energia com o meio(ex. garrafa de refrigerante); 
-Sistema isolado- não troca nem matéria nem energia com o meio(ex. teoricamente 
a garrafa térmica). 
 
1.3 ESTADOS DA MATÉRIA 
Fases ou estados da matéria são conjuntos de configurações que objectos 
macroscópicos podem apresentar. São três os estados ou fases considerados: 
sólido, líquido e gasoso. Outros tipos de fases da matéria, como o estado pastoso ou 
o plasma são estudados em níveis mais avançados de física. 
No estado sólido considera-se que a matéria do corpo mantém a forma 
macroscópica e a posição relativa de suas partículas ou seja as forças de interação 
entre as particulas é muito intensa, e por esse motivo o espaço entre é minimo. É 
particularmente estudado nas áreas da estática e da dinâmica. 
No estado líquido, o corpo mantém a quantidade de matéria e aproximadamente o 
volume; a forma e posição relativa da partículas não se mantém ou seja as forças de 
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81lcool
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cobre
http://pt.wikipedia.org/wiki/Estanho
http://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3lido
http://pt.wikipedia.org/wiki/L%C3%ADquido
http://pt.wikipedia.org/wiki/Gasoso
http://pt.wikipedia.org/wiki/Estado_pastoso
http://pt.wikipedia.org/wiki/Plasma
http://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica
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interação entre as particulas são menos intensa, por isso o espaço entre elas é maior. 
É particularmente estudado nas áreas da hidrostática e da hidrodinâmica. 
No estado gasoso, o corpo mantém apenas a quantidade de matéria, podendo variar 
amplamente a forma e o volume ou seja as forças de interação entre as particulas 
são muito pequenas, por isso elas estão relactivamente afastadas umas das outras. 
É particularmente estudado nas áreas da aerostática e da aerodinâmica. 
 
 
1.4. TRANSFORMAÇÕES DA MATERIA- FENOMENOS FISICOS E QUIMICOS: 
Fenomeno: qualquer mudança que ocorre com a materia, alterando seu estado fisico 
ou transformando sua estrutura interna (composição quimica). 
Fenomeno Fisico: ocorre sem que haja transformação na composição da materia. 
Ex: agua em gelo. 
solido→ fusão → liquido → vaporização → gasoso 
↑↓ ↔ sublimação ↔ ↑↓ 
solido←solidificação ←liquido ←liquefação ou condensação ←gasoso 
Fenomeno quimico: é a transformação que altera a composiçao ou estrutura quimica 
da materia. Tambem chamados de reações quimicas. Ex: queima de uma folha de 
papel. 
1.5 PROPRIEDADES DA MATERIAS 
As propriedades fundamentais da materia são divididas em três grupos: 
Propriedades gerais: extensão, massa, impenetrabilidade, indestrutibilidade 
(divisibilidade), porosidade (descontinuidade) e compressibilidade (expansibilidade). 
Propriedades especificas: são subdivididas em fisicas,organolepticas e quimicas. 
Propriedades funcionais: refere-se as caracteristicas quimicas das substancias, isto 
é, a forma como como reagem ou se comportam. As substancias inorganicas por 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Quantidade_de_mat%C3%A9ria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Volume
http://pt.wikipedia.org/wiki/Aerost%C3%A1tica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Aerodin%C3%A2mica
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exemplo, são agrupadas em quatro funções quimicas principais:ácidos, bases ou 
hidroxidos, sal e oxidos. 
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1.6 PROCESSO DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
-SEPARAÇÃO DE MISTURAS HETEROGÊNEAS: 
sólido - sólido 
 Catação: processo utilizado para separar misturas sólidas onde os integrantes 
tem formas bem distintas. Ex. feijão + pedrinhas; 
 Peneiração (no laboratório = tamisação): separa sólidos de sólidos de 
granulações diferentes. Ex. areia + pedras, areia grossa + areia fina; 
 Imantação ( ou separação magnética): separa metais ferrosos de outros sólidos 
pela atração por imãs. Ex. limalha de ferro + areia; 
 Ventilação: separa sólidos de sólidos com densidades diferentes utilizando 
correntes de ar. Ex. beneficiamento de cereais; 
 Levigação: separa sólidos de sólidos com diferentes densidades, utilizando 
correntes de água para arrastar os menos densos. Ex. Ouro + cascalho nos 
garimpos de mineração; 
 Flotação: Consiste em banhar a mistura de densidades diferentes com outra de 
densidade intermediária. Ex.: certos minerais + impurezas; 
 Dissolução fracionada: empregado na separação de misturas sólidas quando 
um dos integrantes é solúvel em um líquido que após dissolvido é separado por 
filtração para em um segundo momento o outro componente ser separado pela 
evaporação. Ex. areia + sal; 
 Sublimação: utilizado quando um dos componentes sofre sublimação. Ex. areia 
+ iodo; 
Sólido – líquido 
 Filtração: separação utilizando um filtro(superfície porosa) que retém o sólido ( 
em laboratório utiliza-se trompa de vácuo para acelerar o processo de filtragem) 
Ex. água + terra, café + borra; 
 Decantação: processo lento onde a mistura, estando em repouso, sofre a ação 
da gravidade separando o sólido. Ex. água + barro; 
 Centrifugação: processo onde se utiliza uma centrifugadora para acelerar o 
processo de sedimentação usando a força centrífuga. Ex. talco + água; 
 
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Sólido – gás 
 Filtração: processo de filtração forçada onde o sólido é retido quando da 
passagem do componente gasoso. Ex.: ar + pó (aspirador de pó); 
 Câmara de ar: Processo industrial onde a mistura é obrigada a passar por 
obstáculos e o componente sólido perde velocidadeficando depositado. Ex.: ar + 
poeira (filtro industrial). 
 Decantação: consiste em deixar em repouso até que o componente sólido se 
deposite. Ex. ar + pó (poeira domiciliar); 
 
Liquido – líquido 
 Funil de decantação: (funil de bromo): funil dotado de torneira que separa o mais 
denso retendo o menos denso. Ex. água + óleo. 
 Sifonação: utilizado para separar líquidos imiscíveis através da ação da 
gravidade. Ex. azeite + água 
 
 
 
 
Liquido – gás 
 Pressão: diminuindo a pressão sobre a mistura (agitar ou aquecer) o gás escapa 
do líquido. Ex. refrigerante( água + gás carbônico) ao abrirmos; 
 
-SEPARAÇÃO DE MISTURAS HOMOGÊNEAS: 
 
Sólido - sólido 
 Fusão fracionada: utilizada no processo de separação de sólidos com pontos de 
fusão bem distintos. Ex. cloreto de sódio + naftalina (a naftalina funde em 
temperatura mais baixa que o sal); 
 
Sólido - liquido 
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 Evaporação: quando favorecemos a evaporação do líquido pelo contato com o ar 
atmosférico em ambiente aberto. Ex. água e sal nas salinas; 
 Destilação simples: baseia-se na separação pelo ponto de ebulição do líquido 
(da mistura sólido- líquido) que ao passar para o estado gasoso é forçado a passar 
por um refrigerador até a condensação, sendo recolhido separadamente, restando 
o sólido no primeiro recipiente; Ex. água + sal; 
 
Liquido- liquido 
 Destilação fracionada: parecido com a destilação simples só que é adaptado um 
termômetro que informa as temperaturas permitindo assim separar de acordo com 
os pontos de ebulição dos líquidos. Ex. petróleo (refinarias), alambiques 
(cachaça), água + éter; 
 Solidificação ou congelamento: consiste em resfriar lentamente a mistura até 
que um dos líquidos atinja o ponto de solidificação. Água + álcool; 
 
Gás – gás 
 Liquefação (condensação fracionada): separação que explora a mudança do 
estado físico gasoso para o líquido dos integrantes da mistura gasosa 
homogênea. Ex. oxigênio + nitrogênio do ar. 
 
1.7 CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 
Actualmente não há dúvidas de que toda matéria seja formada por minúsculas 
partículas, denominadas átomos. A primeira idéia do átomo surgiu cerca de 400 
anos (a.C.), através dos pensamentos filosóficos dos gregos, que Segundo a 
história, Leucipo foi o primeiro a conceber a idéia de pequenas partículas, cada vez 
menores, constituindo a matéria. 
Demócrito de Abdera, outro filósofo grego, discípulo de Leucipo, afirmava que o 
mundo material estava constituído de pequenas partículas o qual denominou átomo 
que significa: não tem partes (a = não; tomo = parte). 
Em 1808, baseado em factos experimentais, o cientista britânico John Dalton 
(1766-1844) formula uma teoria atómica para explicar a constituição da matéria. 
A ESTRUTURA DO ATOMO 
A descoberta do átomo: após John Dalton ter apresentado sua teoria atómica, em 
1808, na qual sugeria que os átomos eram indivisíveis, maciços (rígidos) e esféricos, 
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ou seja, Essa teoria possibilitaria, posteriormente, a criação do primeiro modelo do 
átomo, a qual expressa, em termos gerais, o seguinte: 
 A matéria é constituída de pequenas partículas esféricas maciças e 
indivisíveis denominadas átomos. 
 Um conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos apresenta as 
mesmas propriedades e constitui um elemento químico. 
 Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, 
tamanhos e propriedades diferentes. 
 A combinação de átomos de elementos diferentes, numa proporção de 
números inteiros, origina substâncias diferentes. 
 Os átomos não são criados nem destruídos: são simplesmente 
rearranjados, originando novas substâncias. 
 
 
 
 
 
 Pequeno pedaço átomos de ferro 
 de ferro 
Modelo atômico de Dalton 
“esferas metálicas” 
 
vários cientistas realizaram diversos experimentos que demonstraram que os átomos 
são constituídos por partículas ainda menores, subatomicas. 
 
1.8 A DESCOBERTA DAS PARTÍCULAS SUBATÔMICAS 
O electrão (e) em 1897, Joseph John Thomson (1856-1940) conseguiu demontrar 
que o átomo não é indivisíveis, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de raios 
catódicos. 
Dentro do tubo de vidro havia, alem de uma pequena quantidade de gás, dois 
eléctrodos ligados a uma fonte eléctrica externa. Quando o circuito era ligado, 
aparecia um feixe de raios proveniente do cátodo (eléctrodo negativo), que se dirigia 
para o ânodo (eléctrodo positivo). Esses raios eram desviados na direcção do pólo 
positivo de um campo eléctrico. 
Com base nesse experimento, Thomson concluiu que: 
a) Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos. 
b) Os raios apresentam carga eléctrica negativa. Essas partículas foram 
denominadas electrões (e) 
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Thomson propôs então um novo modelo, denominado Pudim de passas: “ o 
átomo é maciço e constituído por um fluido com carga eléctrica positiva, no 
qual estão dispersos os electrões”. Como um todo, o átomo seria 
electricamente neutro. 
O Protões (p) Em 1886, o físico Alemão Eugen Goldstein, usando uma aparelhagem 
semelhante à de Thomson, observou o aparecimento de um feixe luminoso no sentido 
oposto ao dos electrões. Concluiu que os componentes desse feixe deveriam 
apresentar carga eléctrica positiva. 
Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo experimento com 
o gás hidrogénio, detectou a presença de partículas com carga eléctrica positiva ainda 
menores, as quais ele denominou protões (p). A massa de um protão é 
aproximadamente 1 836 vezes maior que a de um electrão. 
 
A experiencia de rutherford 
 Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma finíssima 
lâmina de ouro (de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de carga 
eléctrica positiva, denominado partículas alfas (α), emitidas por um material 
radioactivo. 
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série de 
conclusões: 
Observação Conclusão 
a) A maior parte das partículas α 
atravessava a lâmina em sofrer 
desvios. 
A maior parte do átomo deve ser vazio. 
Nesse espaço (electrosfera) devem 
estar localizados os electrões. 
b) Poucas partículas α (1 em 20 000) 
não atravessavam a lâmina e 
voltavam. 
Deve existir no átomo uma pequena 
região onde esta concentrada sua 
massa (núcleo) 
c) Algumas partículas α sofriam 
desvios de trajectória ao 
atravessar a lâmina. 
O núcleo do átomo deve ser positivo, o 
que provoca uma repulsão nas 
partículas α (positivas). 
 
A comparação do numero de partículas α que atravessavam a lamina com numero 
de partículas α que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil 
vezes maior que o raio do núcleo. 
A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atómico, semelhante 
ao sistema solar 
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Neutrões (n) essa partículas foram descobertas em 1932 por Chadwicd, durante 
experiencias com material radioactiva. Ele as denominou neutrões. Os neutros estão 
localizadosno núcleo e apresentam massa muito próxima à dos protões, mas não 
tem carga eléctrica. O modelo atómico mais utilizado até hoje é o de Rutherford, com 
a inclusão dos neutrões no núcleo. 
Já as representações do átomo podem variar bastante, conforme o modelo 
representado, desde o desenho clássico do modelo Rutherford-Bohr às 
representações mais sofisticadas que mostram os electrões circulando em orbitais 
elípticos. 
 
 
Das partículas indivisíveis de Leucipo e Demócrito à mecânica quântica e ao princípio 
da incerteza de Heisenberg, nosso conhecimento sobre os átomos percorreu um 
longo caminho.· 
Pode ser que conceitos como dualidade partícula-onda atribuída ao electrão pareçam 
um tanto incompreensíveis à maioria, mas tudo começou com homens curiosos, que, 
com seus recursos simples, observavam a natureza e tentavam entendê-la. 
 
Em Suma: 
John Dalton (1803- 1808) propôs a Teoria Atómica. De acordo com Dalton, a 
matéria é constituída de partículas minúsculas chamadas átomos. O átomo é a menor 
partícula de um elemento que participa em uma reacção química. Átomos são 
indivisíveis e não podem ser criados ou destruídos. Além disso, átomos de um mesmo 
elemento são idênticos em todos os aspectos. 
 Joseph John Thomson (1897) descobriu os electrões em experimentos do Raio 
Cátodo. Para Thomson, os átomos são divisíveis. Átomo contém minúsculas 
partículas com carga negativa chamadas electrões. 
E. Goldstein (1900) descobriu os protões em experimentos do Raio Anodo. De 
acordo com Goldstein, os átomos contém minúsculas partículas com carga positiva 
chamadas protões. Como os átomos contém partículas negativas, eles devem conter 
partículas positivas para que sejam electricamente neutros. 
http://educacao.uol.com.br/fisica/ult1686u47.jhtm
http://educacao.uol.com.br/fisica/ult1700u53.jhtm
http://educacao.uol.com.br/fisica/ult1700u53.jhtm
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E. Rutherford (1911) descobriu o núcleo e propôs a base para a estrutura atómica 
moderna através de seu experimento do desvio da partícula alfa. Para Rutherford, os 
átomos são compostos de duas partes: o núcleo e a parte extra-nuclear. Seus 
experimentos provaram que o átomo é amplamente vazio e que possui um corpo 
altamente carregado positivamente em seu centro chamado núcleo. O núcleo central 
é carregado positivamente e os electrões, com carga negativa, revolvem ao redor do 
núcleo. 
James Chadwick (1932) descobriu os neutrões. Para Chadwick, os átomos contêm 
partículas neutras chamadas neutrões em seus núcleos juntamente com as partículas 
subatômicas (electrões e protões). 
N. Bohr (1940) propôs o conceito moderno do modelo atómico. Para Bohr, o átomo 
é feito de um núcleo central contendo protões (com carga positiva) e neutrões (sem 
carga). Os electrões (com carga negativa) revolvem ao redor do núcleo em diferentes 
trajectórias imaginárias chamadas órbitas. 
1.9. PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO. 
Numero Atómico (Z) em 1913, ao realizar experiencias de bombardeamento de vários 
elementos químicos com raios X, Moseley percebeu que o comportamento de cada 
elemento químico estava relacionado com a quantidade de carga positivas existentes 
no núcleo. 
Assim, a carga do núcleo, ou seu numero de protões, é a grandeza que caracteriza 
cada elemento, sendo este numero denominado numero atómico. 
Partículas fundamentais do átomo Carga eléctrica (uec) Massa (u) 
Protões (p) +1 1 
Neutrões (n) 0 1 
Electrões (e) -1 1
1840
 
 
Número atómico (Z): o número que indica a quantidade de protões existentes no 
núcleo de um átomo. 
 Exemplo: Z= n° de protões. 
Como os átomos são sistemas electricamente neutros, o número de protões é igual 
ao de electrões. 
Exemplos: cloro (Cl) Z = 17 → protões 17, electrões 17. 
Sódio (Na) Z= 11 → protões 11, electrões 11. 
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Número de massa (A): a soma de número de protões (p) com o número de neutrões 
(n) presentes no núcleo de um átomo. 
 Exemplo: A= p+n 
Como tanto o número de protões (p) quando o de neutrões (n) é inteiros, o número 
de massa (A) sempre será um número inteiro. 
O número de massa é, na verdade, o que determina a massa de um átomo, pois os 
electrões são partículas com massa desprezível, não tendo influencia significativa na 
massa dos átomos. 
Exemplo: Ca: Z= 20→ p= 20 A = p+n 
 A= 40 40 = 20 + n n= 20 
 
Cl: Z= 17 → p = 17 A = p + n 
 A = 35 35 = 17 + n n= 18 
Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atómico (Z). 
Actualmente, conhecemos um total de 115 elementos químicos, entre naturais e 
artificiais, com números atómicos variado de 1 a 118. A cada elemento corresponde 
um número atómico (Z) que o identifica. De acordo com a IUPC (sigla em inglês da 
União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar um elemento 
químico, devem-se indicar, junto ao seu símbolo, seu número atómico e seu número 
de massa. Uma forma de representação esquemática: Z XA. 
 
Exemplo: A= 23 Na {p= 11; n= A – Z ; n= 1 Z= 11 
Iões os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder electrões, formando 
novos sistemas, electricamente carregados, denominados iões. Iões: a espécie 
química que apresenta o numero de protões diferente do numero de electrões. Os 
átomos, ao ganharem ou perderem electrões, originam dois tipos de iões: Iões 
positivos = Catões; Iões negativos = aniões. 
 
 
 
 
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Autor: José Funata 
 
RESUMO: 
 
 
1.10 SEMELHANÇAS QUÍMICOS: ISÓTOPO, ISOBARIA, ISOTONIA E 
ISOELETRÔNICOS 
Semelhanças atómicas 
Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atómico (Z), por 
pertencerem ao mesmo elemento químico, mas diferentes números de massa (A). 
A maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos, os quais 
podem ser encontrados, na natureza, em proporção praticamente constante. 
Elementos Carbono Oxigénio Potássio 
Representação 12C 
6 
13C 
6 
14C 
6 
16O 
8 
17O 
8 
18O 
8 
18K 
19 
40K 
19 
41K 
19 
Abundância (%) 98.89 1.11 Traços 99.7 0.04 0.2 93,30 0.01 6,70 
 
O único elemento químico cujos isótopos apresentam nome próprio é o hidrogénio 
(H), que é formado pelos seguintes isótopos naturais: 
Representação Nomes Abundância (%) 
1H 
1 
Hidrogénio leve, 
hidrogénio comum; 
protios 
99,985 
2H 
1 
Deutério 0,011 
3H 
1 
Tritio; tricério; tritério 10-7 
 
Isobaros: são átomos que apresentam diferentes números atómicos (Z), mas mesmo 
número de massa (A). pertencem, portanto, a elementos químicos diferentes. 
Exemplos: 40 Ca 20 p 40Ar 18 p 
 20 20 e 18 18 e 
 20 n 22 n 
Número atómico (Z) Z = p 
Número de massa (A) A = p + n 
Iões 
Positivos 
(catiões) 
Negativos (aniões) 
P > e P < e 
Átomo 
 p = e 
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Isótonos:são átomos que apresentam o mesmo número de neutrões (n), mas 
diferentes números atómicos (Z) e de massa (A). pertencem, portanto, a elementos 
químicos diferentes. 
Isoeletrônicos: átomos e iões que apresentam a mesma quantidade de electrões. 
Exemplos: 23 NA+ 11 p 16 O-2 8 p 20 Ne 10 p 
 11 10 e 8 10 e 10 10 e 
 12 n 8 n 10 n 
Isótopos radioactivos: alguns isótopos emitem determinados tipos de radiação e, 
são conhecidos por radioisótopos. Os mesmos podem ser usados na medicina no 
estudo de certas doenças e distúrbios fisiológicos. Administração ao paciente, tem a 
propriedade de se concentrar em determinados órgãos ou tipos específicos de células 
e permitem, pela sua detecção, determinar a existência de possíveis alterações. 
Estudo das hemacias, tiróide, mapeamento do coração, cérebro, fígado, rins, e 
ósseos. 
 
RESUMO: 
 Z A P N E 
Isótopos = ≠ = ≠ = 
Isobaros ≠ = ≠ ≠ ≠ 
Isótonos ≠ ≠ ≠ = ≠ 
Isoeletronicos Átomos ou iões com o mesmo número de electrões. 
 
1.11 NÚMERO DE AVOGRADRO. MOLE 
Massas dos átomos 
É muito importante, tanto nas actividades em laboratórios como nas indústrias, saber 
antecipadamente as quantidades de reagentes que devemos usar para obter a 
quantidade desejada de produtos. A previsão das quantidades só é possível através 
de cálculos das massas e dos volumes das substâncias envolvidas nas reacções 
químicas. No entanto, muitas vezes é necessários determinar também o número de 
átomo ou de moléculas das substancia que reagem ou são produzidas. Para isso um 
primeiro passo é conhecer a massa dos átomos. Como átomos ou moléculas são 
entidades muito pequenas para serem “ pesadas” isoladamente, foi estabelecido um 
padrão para comparar suas massas. 
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Unidade da massa atómica 
Actualmente, a nossa escala de massa atómica esta baseada no isótopo mais comum 
do carbono com o numero de massa igual a 12 (12C), ao qual foi atribuída 
exactamente a massa de 12 unidades de massa atómica (u). Obs: A unidade de 
massa atómica (u) é a massa de 1⁄12 do átomo de carbono com número de massa 
igual a 12 (12C). 
 
 
 
Massa atómica de um átomo (MA) 
 A massa atómica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é a massa 
comparada com 1⁄12 da massa do 12C. As massas atómicas dos diferentes átomos 
podem ser determinadas experimentalmente com grande precisão, usando um 
aparelho denominado espectrómetro de massa. 
 
Massa atómica de um elemento 
É a média ponderada das massas atómicas dos seus isótopos. Vejamos como se 
calcula a massa atómica do elemento neônio, que é constituído de três isótopos. 
Isótopos Massa atómica Constituição 
20 Ne 20,00 u 90,92% 
21Ne 21,00 u 0,26% 
22Ne 22,00 u 8,82% 
 
Massa molecular: é a soma das massas atómicas dos átomos que constituem as 
moléculas. 
Exemplos: (massas atómicas: H= 1 u O= 16 u C= 12 u) 
H2O 2. 1= 2 C5H10 5. 12= 60 
 1.16= 16 H2O= 18 u 1.10= 10 C5H10= 70 u 
 
Amedeo Avogradro (1776-1856) foi o primeiro cientista a conhecer a ideia de que 
uma amostra de um elemento, com massa em gramas numericamente igual à sua 
23 
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massa atómica (MA), apresenta sempre o mesmo número de átomos (N). Avogradro 
não conseguiu determinar o valor de N. Ao longo do século XX, muitos experimentos 
bastantes engenhosos foram feitos para determinar esse número N, denominado 
posteriormente Número de Avogradro (Constante de Avogradro), em homenagem ao 
cientista. Esse número (N) tem como valor aceite actualmente: 6.022.1023 ou 
6.02.1023 ou 6.0.1023 
Obs: em uma massa em gramas numericamente igual à massa atómica, para 
qualquer elemento, existem 6.02.1023 átomos. Em uma massa em gramas 
numericamente iguais à massa molecular (MM), para qualquer substância molecular, 
existem 6.02. 1023 moléculas. 
Mol: a unidade de quantidade de substâncias 
Em química, como trabalhamos com átomos e moléculas, que são extremamente 
pequenos, vamos tomar, como unidade, os conjuntos formados por 6.02.1023 
partículas ( átomos, moléculas, iões etc.) essa unidade recebe o nome de mol. 
Actualmente por resolução de IUPAC 
Mol é a quantidade de substancias que contem tantas entidades elementares quanto 
são os átomos de 12C contidos em 0,012Kg (12g) de 12C. Como em 12g de 12C 
existem 6,02.1023 entidades. 
Massa Molar (M) é a massa que contém 6.02.1023 ,entidades. Sua unidade é grama 
mol-1 (g/mol). 
O conceito de mol está intimamente ligado à constante de Avogadro (NA) 
(antigamente chamada de número de Avogadro), onde 1 mol tem aproximadamente 
6,022 × 1023 entidades. Este é um número extremamente grande, pois se trata de 
uma medida da ordem de sextilhões. Exemplos: 
 1 mol de moléculas de um gás possui aproximadamente 6,022 × 1023 
moléculas deste gás, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de moléculas. 
 1 mol de íons equivale a aproximadamente 6,022 × 1023 íons, ou seja, 
seiscentos e dois sextilhões de íons. 
 1 mol de grãos de areia equivale a aproximadamente 6,022 × 1023 grãos de 
areia, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de grãos de areia. 
Mol e massa molar 
A massa molar é a massa em grama de 1 mol de entidades elementares. A massa 
atômica e a massa molar de uma mesma substância são numericamente iguais. Por 
exemplo: 
 Massa atômica do sódio = 22,99 u 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Constante_de_Avogadro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9culas
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Dons
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Don
http://pt.wikipedia.org/wiki/Areia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_molar
http://pt.wikipedia.org/wiki/Grama
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_at%C3%B4mica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_at%C3%B4mica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_molar
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_at%C3%B4mica
http://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Unidade_de_massa_at%C3%B4mica
24 
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 Massa molar do sódio = 22,99 g/mol 
 Massa atômica do cálcio = 40,078 u 
 Massa molar do cálcio = 40,078 g/mol 
Deve-se ainda saber que 1 mol de diferentes substâncias, possui sempre o mesmo 
número de partículas. No entanto, a massa contida em 1 mol varia consideravelmente 
entre as substâncias. 
Mol e volume molar 
Volume molar é a razão entre o volume e a quantidade de matéria. Equivale ao 
volume ocupado por 1 mol de entidades elementares, podendo estar no estado 
gasoso ou sólido. Nas CNTP e nas CPTP o volume molar de um gás ideal é de 
aproximadamente 22,4 e 22,7 litros, respectivamente[3]. Para o silício sólido, o volume 
molar é de aproximadamente 12,06 litros[4]. 
Em um dos experimentos realizados por Avogadro, foi observado que o volume de 
um gás é diretamente proporcional ao número de suas partículas. Isto significa que, 
quanto maior a quantidade de moléculas de um gás, maior será o volume ocupado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_molar
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_at%C3%B4mica
http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A1lciohttp://pt.wikipedia.org/wiki/Unidade_de_massa_at%C3%B4mica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_molar
http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A1lcio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Volume_molar
http://pt.wikipedia.org/wiki/Volume
http://pt.wikipedia.org/wiki/Quantidade_de_mat%C3%A9ria
http://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1s
http://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3lido
http://pt.wikipedia.org/wiki/Condi%C3%A7%C3%B5es_Normais_de_Temperatura_e_Press%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Condi%C3%A7%C3%B5es_Padr%C3%A3o_de_Temperatura_e_Press%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1s_ideal
http://pt.wikipedia.org/wiki/Litro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol#cite_note-2#cite_note-2
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sil%C3%ADcio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Litro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Litro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Avogadro
25 
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2. DISTRIBUIÇÃO ELECTRONICA E OS NOVOS MODELOS ATOMICOS 
 
 Modelo Atômico de Böhr (1913) 
 Este físico dinamarquês propôs um aperfeiçoamento do modelo de Rutherford, 
baseado nos conhecimentos e conceitos da Teoria Quântica e com sustentação 
experimental em eletroscopia, ele postulou que: 
 Os elétrons descrevem órbitas circulares(camadas) bem definidas, ao redor do 
núcleo, tendo cada órbita uma energia constante e sendo maior, quanto mais 
afastado do núcleo for a camada; 
 Os elétrons quando absorvem energia “pulam” para uma camada 
superior(afastada do núcleo) e quando voltam para o seu nível de energia original 
liberam a energia recebida, na forma de onda eletromagnética(luz). 
 Estas camadas orbitais constituem a eletrosfera e são denominadas K,L,M,N,O,P 
e Q. 
 A eletrosfera é uma região do átomo que chega a ser 100 mil vezes maior que o 
núcleo. 
 
Níveis de energia  são regiões do átomo onde o elétron pode se movimentar sem 
ganhar ou perder energia. O n.º máximo de elétron p/ cada nível será: 
 
Nível(n) 1 2 3 4 5 6 7 
Camada K L M N O P Q 
N.º de 
elétrons 
2 8 18 32 32 18 2 
 
 
 
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 Modelo de Sommerfield (1916) 
 O modelo de Böhr, porem, não explicava o comportamento de átomos com 
vários elétrons. 
 A partir do modelo de Böhr, o cientista alemão Arnold J. W. Sommerfield propôs 
que os níveis de energia(camadas) estariam subdivididos em regiões menores 
denominadas subníveis de energia. Os subníveis foram chamados de: ( s, p, d, f ) a 
partir dos nomes técnicos da espectografia –Sharp, Principal, Difuse e Fundamental. 
 Estudos mais apurados, demonstraram a existência de uma ordem crescente de 
energia e que elétrons de um mesmo subnível possuem a mesma quantidade de 
energia. 
 
 Modelo Atômico Actual 
 Schrodinger, em 1926, lançou as bases da Mecânica Quântica Ondulatória, 
apresentando um novo modelo atômico que é valido ate hoje. No modelo os elétrons 
passam a ser partículas-onda. 
 Neste novo modelo estão alguns princípios que muda complemente a idéia de 
que os elétrons são “bolinhas” em movimento rápido, girando em torno do núcleo. 
 Princípio da dualidade: 
Proposto por De Broglie em 1924, fala que o elétron em movimento está associado a 
uma onda característica (partícula-onda); 
 Princípio da incerteza: 
Proposto por Heisenberg em 1926, fala que é impossível calcular a posição e a 
velocidade de um elétron, num mesmo instante; 
 Princípio do orbital: 
Estabelecido por Schodinger em 1926, fala que existe uma região do espaço atômico 
onde haveria maior probabilidade de encontrar o elétron, denominado de orbital. 
 Princípio da exclusão: 
Estabelecido por Wolfang Pauli em 1925, fala que em um átomo, dois elétrons não 
podem apresentar o mesmo conjunto de números quânticos. 
 Princípio da máxima multiplicidade: 
27 
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Estabelecido por Hund, fala que durante a caracterização dos elétrons de um átomo, 
o preenchimento de um mesmo subnível deve ser feito de modo que tenhamos o 
maior número possível de elétrons isolados, ou seja, desemparelhados. 
 Em 1932, Chadwick provou que, no núcleo não existiam somente cargas 
elétricas positivas, mas também, partículas com carga neutra que de certa forma 
isolam os prótons, evitando repulsões, e por isso foram denominados de nêutrons. 
2.1 OS NÚMEROS QUÃNTICOS 
 Dentro do modelo atômico atual, seguindo princípios da Mecânica Quântica, 
podemos caracterizar cada elétron de um átomo por um conjunto de 4 números 
quânticos. 
I - Principal ( n ) 
II - Secundário ou azimutal ( ) 
III - Magnético (m ou m ) 
IV- Spin (S ou ms) 
 
I - Número quântico principal ( n ) 
 
 Estabelece o nível de energia ou camada do elétron que aumenta quanto mais 
afastado estiver do núcleo. 
 energia crescente 
 
Nível(n) 1 2 3 4 5 6 7 
Camada K L M N O P Q 
 
II - Número quântico secundário ou azimutal ( ) 
 Consiste em um subnível ou seja uma subdivisão dos níveis de energia ou 
camadas. 
 A Mecânica Quântica estabeleceu valores a variação algébrica de = ( n - 1). 
Sendo esta variação válida, teoricamente, para cada nível. 
28 
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 Os subníveis foram designados por letras minúsculas s, p, d, f, g. h, i..... , sendo 
que os quatro primeiros designados a partir dos nomes técnicos da espectografia –
Sharp, Principal, Difuse e Fundamental. 
 
Nível 
N 
Valores matem. 
 = ( n -- 1). 
Quant. 
Teórica 
Subníveis 
Reais 
Quant. real 
 subníveis 
n =1 0 1 S 1 
n =2 0, 1 2 s, p 2 
n =3 0, 1, 2 3 s, p, d 3 
n =4 0, 1, 2, 3 4 s, p, d, f 4 
n =5 0, 1, 2, 3, 4 5 s, p, d, f 4 
n =6 0, 1, 2, 3, 4, 5 6 s, p, d 3 
n =7 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 7 S 1 
Obs.:Até o momento só são conhecidos os subníveis s, p, d, f. 
 
O número quântico secundário permite o cálculo do total de elétrons em cada 
subnível. 
 
Subnível Valor de 
 
No subnível 
N. máximo de elétrons = (2 + 1) 
S 0 2( 2 x 0 + 1 ) = 2 
P 1 2( 2 x 1 + 1 ) = 6 
D 2 2( 2 x 2 + 1 ) = 10 
29 
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F 3 2( 2 x 3 + 1 ) = 14 
 
Sabendo o total de elétrons que comporta cada subnível podemos calcular também 
o total de elétrons em cada nível. 
Camadas Nível (n) Subníveis reais N máximo de elétrons no 
nível 
K n =1 S 2 
L n =2 s, p 2 + 6 = 8 
M n =3 s, p, d 2 + 6 + 10 = 18 
N n =4 s, p, d, f 2 + 6 + 10 + 14 = 32 
O n =5 s, p, d, f 2 + 6 + 10 + 14 = 32 
P n =6 s, p, d 2 + 6 + 10 = 18 
Q n =7 S 2 
 
 
III - Número quântico magnético (m ou m ) 
 O número quântico magnético depende da quantidade de orbitais existentes em 
cada subnível, sendo identificado por valores positivos, negativos ou zero. A 
representação didática de um orbital é feita por um quadrado ou círculo: 
 
 
Subnível s 
( = 0  m = 0 ) possui um único orbital sou 
 m = 0 m = 0 
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Subnível p 
( = 1  m = -1, 0, 1) ) possui 3 orbitais p 
 
 ou 
 m = -1 0 1 m = -1 0 1 
 
Subnível d 
( = 2  m = -2, -1, 0, 1, 2) ) possui 5 orbitais d 
 
 ou 
m = -2 -1 0 1 2 m = -2 -1 0 1 2 
 
Subnível f 
( = 3  m =-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3) ) possui 7 orbitais f 
 
 
 
 
 m = -3 -2 -1 0 1 2 3 m = -3 -2 -1 0 1 2 3 
 
2.2 MAS O QUE É AFINAL UM ORBITAL? 
Orbital é uma forma deduzida por cálculos matemáticos a partir do princípio que o 
elétron é uma partícula-onda, não podendo portanto precisar a sua posição exata 
mas, apenas a probabilidade de onde se encontra no átomo. 
 Vamos imaginar que pudéssemos viajar até o interior de um átomo, e estando lá 
tirássemos milhares de fotos do elétron enquanto se movimenta, passando depois 
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todas as posições para um único diagrama (sobreposição das fotos) teríamos então 
uma figura imaginária da região denominada orbital. 
 Importante frisar que, os elétrons não estão fazendo orbitas em torno do núcleo 
atômico, na forma dos orbitais, mas apenas dentro deste provável espaço. 
 
Formas matemáticas dos orbitais s e p 
 
 
 
 
 
Observação: 
O estudo das formas dos orbitais d e f, pela complexidade, não estão no programa do 
ensino médio. 
 
IV- Número quântico Spin (S ou ms) 
O modelo atômico atual relaciona didaticamente este número quântico ao possível 
movimento, de rotação (em torno de si mesmo), feito pelo elétron quando age como 
partícula. 
Pelo princípio de exclusão de Pauli: um orbital comporta no máximo dois elétrons, 
com spins contrário, assumindo valores – ½ e + ½ . 
A representação de um elétron nos orbitais é feita por uma seta para cima quando o 
spin for positivo e para baixo quando o spin for negativo: 
 Por convenção: 
 
 
 Spin positivo + ½ Spin negativo – ½ 
 
 
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2.3 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
 O cientista Linus Carl Pauling (1904 – 1995) criou um dispositivo prático que dá 
a ordem crescente de energia dos subníveis. 
 
Diagrama de Linus Pauling 
 
A ordem que deve ser usada é: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10. 
 
Devemos notar que em muitos átomos a ordem crescente de energia difere da ordem 
de distância ou geométrica, portanto o subnível mais energético nem sempre é o mais 
afastado do núcleo. 
 
Regras para distribuição dos elétrons nos orbitais 
a)Determina-se o número de elétrons que um átomo tem, a partir do número atômico. 
b)Distribuímos os elétrons seguindo a ordem do diagrama de Linus Pauling. 
c)Preenchemos um subnível somente depois que os anteriores estiverem completos. 
 
Exemplos: 
Be = Berílio z = e = 4 
 1s² 2s² 
 
 
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C = Carbono z = e = 6 
 1s² 2s² 2p² 
 
 
 
ÍONS 
Um átomo possui o mesmo n.º de prótons e de elétrons, portanto é eletricamente 
neutro (p = e). Caso o n.º de elétrons, por algum motivo, fique diferente do n.º de 
prótons, haverá uma carga elétrica resultante e a conseqüente formação de um íon. 
 Quando um átomo ganha elétrons, ele fica com excesso de carga negativa, ou 
seja, se torna um íon negativo ou ânion. Ex: S-2 
 Quando um átomo perde elétrons, ele fica com falta de carga negativa e se torna 
um íon positivo ou Cátion. Ex: Na+1 ou Na+ 
 
CAMADA DE VALÊNCIA: é o nível mais afastado do núcleo e que corresponde 
sempre ao maior valor de n, encontrado na distribuição eletrônica de um átomo ou de 
um íon. 
Obs.: O número de elétrons existente na camada de valência dos átomos indicará o 
comportamento do elemento numa ligação química como também a localização na 
tabela periódica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3. TABELA PERIÓDICA 
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS E PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
HISTÓRICO: 
Ao longo do tempo vários cientistas tentaram organizar os elementos conhecidos e 
até mesmo prever a existência de outros. 
J. W. Döbereiner (1817): Este cientista alemão lançou uma idéia conhecida como lei 
das tríades por agrupar os elementos de três em três com base em certas 
semelhanças. 
Alexander Chancourtois (1862): Este cientista francês lançou a idéia conhecida 
como parafuso telúrico que constituía em uma superfície cilíndrica com linhas 
inclinadas em 45º e distribuiu ao longo das linhas os elementos por ordem crescente 
de massas atômicas. 
John Newlands (1864): Químico inglês que lançou uma idéia conhecida por lei das 
oitavas que distribuía por ordem crescente das massas atômicas, observando as 
propriedades químicas entre os sete primeiros e que como na escala musical se 
repetiam nas sete seguintes. 
Dimitri Ivanovitch Mendeleev (1869): Químico russo que estabeleceu uma idéia 
conhecida por lei periódica dos elementos, que sendo a base da classificação 
moderna., organizava os elementos em ordem crescente de massas atômicas 
formando 8-colunas deno-minadas grupos e 12-fileiras horizontais denominadas 
séries. 
Hennry Moseley (1913): Este cientista inglês estabeleceu o conceito de carga 
nuclear (número atômico) como sendo a verdadeira identidade de um elemento 
químico. Com este novo conceito aconteceram arranjos na tabela periódica ficando 
mais parecida com a atual tabela periódica dos elementos químicos. 
 
 
 
 
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3.1 ORGANIZAÇÃO E LEI PERIÓDICA: 
As propriedades dos elementos são funções períódicas de seus números atômicos 
 
Com base nessa constatação, foi proposta a tabela periódica atual, na qual os 
elementos químicos: 
 Estão dispostos em ordem crescente de número atômico (Z); 
 Originam os períodos na horizontal (em linhas); 
 Originam as famílias ou os grupos na vertical (em colunas). 
 
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Autor: José Funata 
 
 
FAMÍLIAS OU GRUPOS 
A tabela atual é constituída por 18 famílias. Cada uma delas agrupa elementos com 
propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de apresentarem a mesma 
configuração eletrônica na camada de valência. 
Existem,atualmente, duas maneiras de identificar as famílias ou grupos. 
 A mais comum é indicar cada família por um algarismo romano, seguido de 
letras A e B, por exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam a posição do 
elétron mais energético nos subníveis. 
 No final da década passada, a IUPAC propôs outra maneira: as famílias 
seriam indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras A 
e B. 
FAMÍLIAS A E ZERO 
 Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos 
representativos, e seus elétrons mais energéticos estão situados em subníveis 
s ou p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Família (ou 
grupo) 
 
 
1º período (ou série)
 
 
 
 
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 Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada 
de valência . Elas recebem ainda nomes característicos. 
Exemplo: Família IV A 
Si (Z = 14): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 
Se ( Z = 34): ???? 
Resposta: Família VI A 
FAMÍLIA NOME CONFIGURAÇÃO 
DA ÚLTIMA 
CAMADA 
COMPONENTES 
1 A METAIS ALCALINOS Ns Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
2 A METAIS ALCALINOS- 
TERROSOS 
ns² Be, Mg, Ca, Sr, Ba, 
Ra 
3 A FAMÍLIA DO BORO ns² np B, Al, Ga, In, Tl 
4 A FAMÍLIA DO CARBONO ns² np² C, Si, Ge, Sn, Pb 
5 A FAMÍLIA DO 
NITROGÊNIO 
ns² np³ N, P, As, Sb, Bi 
6 A CALCOGÊNIOS ns² np O, S, Se, Te, Po 
7 A HALOGÊNIOS ns² np F, Cl, Br, I, At 
8 A GASES NOBRES ns² np He, Ne, Ar, Kr, Xe, 
Rn 
FAMÍLIAS B 
 Os elementos dessas famílias são denominados genericamente elementos de 
transição. 
 Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10 
colunas), e apresenta seu elétron mais energético em subníveis d. 
IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB 
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 
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Exemplo: 
Fe (Z = 26): 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6 
Família: VIIIB 
 A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as séries dos 
lantanídeos e dos actinídeos. 
 Essas séries apresentam 14 colunas. O elétron mais energético está contido 
em subnível f (f1 a f14). 
 
PERÍODOS 
 Na tabela atual existem sete períodos, e o número do período corresponde à 
quantidade de níveis (camadas) eletrônicos que os elementos químicos 
apresentam. 
 RESUMINDO: Período corresponde ao número de camadas do átomo 
Exemplo: 
Sódio (Na) – Z = 11======== 1s² 2s² 2p6 3s¹ 
Período: 3º, Família: IA – Metais Alcalinos 
 
OBSERVAÇÕES 
• O hidrogênio (H), embora apareça na coluna IA, não é um metal alcalino e 
algumas classificações preferem colocá-lo fora da Tabela. 
• Todos os elementos situados após o urânio (Z=92) não existem na natureza, 
devendo, pois, ser preparado artificialmente. São denominados elementos 
transurânicos (além desses, são também artificiais os elementos tecnécio-43, 
promécio-61 e astato-85). 
 
3.2 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS 
 Hidrogênio 
 Metais 
 Ametais ou não-metais 
 Semi-metais 
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 Gases nobres 
 
METAIS 
 Apresentam brilho quando polidos; 
 Sob temperatura ambiente, apresentam-se no estado sólido, a única 
exceção é o mercúrio, um metal líquido; 
 São bons condutores de calor e eletricidade; 
 São resistentes, maleáveis e dúcteis 
AMETAIS OU NÃO-METAIS 
 Existem nos estados sólidos (iodo, enxofre, fósforo, carbono) e gasoso 
(nitrogênio, oxigênio, flúor); a exceção é o bromo, um não-metal líquido; 
 não apresentam brilho, são exceções o iodo e o carbono sob a forma de 
diamante; 
 não conduzem bem o calor a eletricidade, com exceção do carbono sob a 
forma de grafite; 
 
 
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METAIS NÃO-METAIS 
Geralmente sólidos à temperatura 
ambiente. 
Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos. 
Brilho característico. Não apresentam brilho característico. 
Bons condutores de calor e 
eletricidade. 
Maus condutores de calor e eletricidade. 
Maleáveis e dúcteis. Não são maleáveis e nem dúcteis. 
Formam geralmente cátions. Formam geralmente ânions. 
Maleabilidade → capacidade de ser transformado em lâminas. 
Ductibilidade → capacidade de ser estirado em fios. 
Alguns elementos apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os não-
metais, recebendo o nome de semi-metais ou metalóides. 
 
GASES NOBRES 
Elementos químicos que dificilmente se combinam com outros elementos – hélio, 
neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio. 
 Possuem a última camada eletrônica completa, ou seja, 8 elétrons. A única exceção 
é o hélio, que possui uma única camada, a camada K, que está completa com 2 
elétrons. 
Artificiais: são os 27 elementos produzidos(sintetizados) artificialmente em 
laboratório por meio de fusão e fissão nuclear. Estes são classificados em: 
 Cisurânicos: são os que apresentam número atômico inferior a 92. Situados 
portanto na tabela periódica antes do elemento químico urânio. São eles: tecnécio( 
Tc = 43), promécio( Pm = 61), astato( At = 85) e frâncio( Fr = 87). 
 Transurânicos: são todos os outros elementos artificiais com número atômico 
superior a 92. 
 
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 Quanto a radioatividade: 
-Radioativos: são todos os elementos de número atômico igual ou superior a 
84(polônio). 
 Quanto as propr. físicas e químicas: 
-Metais: Constituem cerca de 76% dos elementos da tabela, sendo sólidos em 
condições ambientes( exceção o mercúrio), bons condutores e maleáveis( 
transformáveis em lâminas). 
-Ametais ou não metais: São 11 elementos de grande abundância na 
natureza(exceto o astato – artificial e radioativo) sem brilho e não condutores. Nas 
condições ambientes quatro são gases (N, O, F, e Cl) um líquido(Br) e os outros 
sólidos. 
-Simimetais: São 7 elementos( B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po) intermediários entre metais 
e ametais, sólidos, com brilho metálico, pequena condutibilidade e de fragmentação 
fácil. Sendo o polônio o único artificial. 
-Gases nobres: Encontrados na natureza na forma de substâncias simples de 
moléculas monoatômicas, sendo gases, em condições ambientes e quimicamente 
inertes(não reagem facilmente). 
-Hidrogênio:É um elemento atípico, possuindo a propriedade de se combinar com 
metais, ametais e semimetais, sendo, nas condições ambientes, muito inflamável. 
3.3 PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS 
Propriedades periódicas São aquelas que, a medida que o numero atomico aumenta, 
assumem valores crescentes ou decrescentes em cada periodo, ou seja repetem-se 
periodicamente. Por EX: o numero de electrões na camada de valencia. 
 
A) Raio atomico: o tamanho do atomo 
É uma caracteristica dificil de ser determinada, pois a electrosferade um atomo não 
tem fronteira. De maneira geral, para comparar o tamanho dos atomos, devemos levar 
em conta dois factores: 
a) Numero de nível (Camada): quanto maior o numero de nível, maior será o 
tamanho do átomo. 
b) Numero de Protons: o átomo que apresenta maior numero de protons 
exerce uma maior atracção sobre seus electrons, o que ocasiona uma 
redução no seu tamanho. 
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Generalidade 
Raio atómico numa mesma família: o raio atómico ( tamanho do átomo) aumentade 
cima para baixo na tabela periódica, devido ao aumento do numero de níveis. 
Raio atómico num mesmo período: o tamanho do átomo aumenta da direita para a 
esquerda na tabela priodica, devido a diminuição do numero de protons nesse 
sentido, o que diminui a força de atracção sobre os electrões. 
 
B) Energia de ionização: 
É a energia necessaria para remover um ou mais eletroes de um atomo isolado no 
estado gasoso. 
Generalidade 
Quanto maior o tamanho do atomo, menor será a energia de ionização. 
Energia de ionização numa mesma familia: a energia de ionização aumenta de baixo 
para cima. 
Energia de ionização num mesmo periodo: a E.I aumenta da esquerda para a direita. 
 
C) Afinidade electrónica ou electroafinidade: 
É a energia liberada quando um atomo isolado, no estado gasoso, “captura” um 
electron. 
Generalidade 
Uma familia ou num periodo, quanto menor o raio, maior afinidade electronica. 
A variação da afinidade electronica na tabela priodica aumenta de baixo para cima e 
da esquerda para a direita. 
 
D) Electronegatividade 
É a força de atração exercida sobre os electrões de uma ligação. 
Quanto a variação a electronegatividade na tabela periodica cresce de baixo para 
cima e da esquerda para a direita. A electronegatividade relaciona-se com o raio 
atomico: de maneira geral quanto menor o tamanho do atomo, maior será a força de 
atracção sobre os electroes. 
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E) Densidade 
Experimento verifica-se: 
a) Entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade aumenta, de maneira 
geral, de acordo com o aumento das massas atómicas, ou seja, de cima para 
baixo. 
b) Num mesmo período, de maneira geral, a densidade aumenta das 
extremidades para o centro da tabela. 
Assim os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da 
tabela periodica, sendo o Osmio (Os) o elemento mais denso 22,5g/cm³. 
 
RESUMO 
Definição: propriedades dos elementos, são as propriedades que variam em função 
dos números atômicos dos elementos. 
Podem ser de dois tipos: 
 Aperiódicas: são as propriedades cujos valores aumentam ou diminuem 
continuamente com o aumento do número atômico. 
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 Periódicas: são as propriedades que oscilam em valores mínimos e máximos, 
repetidos regularmente com o aumento do número atômico. 
 
 
 
 
3º período (ou série) 
4º período (ou 
série) 
5
º 
p
e
rí
o
d
o
 (
o
u
 s
é
ri
e
) 
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7º período (ou série) 
 
 
Série dos Lantanídeos 
Série dos 
Actinídeos 
 
 
 
n° atômico 
Valor numéricoMassa Atômica 
 
 
 
n° atômico 
Valor numérico 
Calor Específico 
 
 
 
 
 
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F 
 
Fr 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
F 
Fr
 
R. Atômico 
/ Eletrop. / 
Reat. M. 
 
 
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4-LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 Conceitos 
 Tipos 
 Ligações iónicas 
 Ligações covalentes 
 Polaridade das ligações 
 Reações químicas 
 
DEFINIÇÃO: Ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para 
formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou 
composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos 
químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande 
diversidade de substâncias químicas. 
O estudo das interações atômicas nos ajuda a compreender a formação das 
substâncias e por conseguinte a real estrutura da matéria. 
O átomo em seu estado natural esta eletricamente equilibrado ou seja cargas 
positivas em igualdade com as negativas (n.º de prótons = n.º de elétrons ), mas os 
elétrons localizados nas últimas camadas, quando estão desemparelhados em seus 
orbitais ou camadas incompletas criam uma certa instabilidade na região 
daeletrosfera. 
Todos os átomos (exceto os gases nobres) buscam a união com outros átomos pra 
conseguirem estabilidade em suas eletrosferas. 
O conhecimento deste processo de busca pela estabilidade (tipos de ligações) 
permitem aos cientístas prever o comportamento dos átomos e até mesmo criem 
novas substâncias. 
 
 
 
 
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4.1-TEORIA DO OCTETO 
 Os cientistas Kossel (alemão), Lewis (americano) e Langmuir (americano), no 
início do século 20, ao estudarem e observarem o comportamento dos gases nobres 
e compararem com os outros elementos, notaram que, principalmente os elementos 
denominados representativos, ao se unirem com outros elementos estavam na 
verdade buscando uma estabilidade em suas distribuições eletrônicas. Em 1919 
então, Langmuir enunciou a teoria do octeto: “ os átomos se ligam para obter uma 
configuração estável, assim como à dos gases nobres.” 
 O nome octeto vem do fato de que, exceto o hélio, todos os gases nobres 
possuem oito elétrons em sua ultima camada. 
 Embora existam muitas exceções para esta teoria ela serve para explicar a 
formação da maioria das substância na natureza. 
 Valência: 
 Valentia, poder de combinação ou valência de um átomo é o numero de 
ligações que ele deve fazer para alcançar a estabilidade, ou seja, completar o 
octeto. 
 Como este poder de combinação esta relacionado com a camada eletrônica 
mais externa, ela passa a ser chamada de camada de valência ou nível de valência. 
 Esquema de Lewis : 
 É a forma de representar um elemento químico com suas camadas de valência, 
por sinais em torno do símbolo do elemento. 
Ex.:Observando a tabela periódica dedu-zimos o seguinte quadro: 
Famílias Valências 
I A VII A 1 
II A VI A 2 
III A V A 3 
IV A 4 
 
 C gostaria de ganhar 4 electrões 
 N gostaria de ganhar 3 electrões 
 O gostaria de ganhar 2 electrões 
 
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4.2 LIGAÇÃO IÔNICA 
IÔNICA: : caracterizada pela transferência de elétrons. 
Quando ocorrem ligações entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions) 
denominamos de Ligações Iônicas. Essa ligação é a única em que a transferência de 
elétrons é definitiva. Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons 
de cargas opostas. Íons são átomos em desequilíbrio elétrico e apresentam carga 
positiva ou negativa. 
Ocorre entre: METAL e AMETAL 
 METAL e HIDROGÊNIO 
 
Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos 
que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem 
tendência a receber elétrons. Os átomos que apresentam facilidade em perder 
elétrons, são em geral os metais das famílias IA, IIA e IIIA, e os que recebem elétrons 
são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA. 
 
Os compostos iônicos, em geral, apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são 
sólidos, duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares. 
 
 
Formação do composto iónico. 
Arranjos entre compostos iônicos formam substâncias iônicas. Tudo começa quando 
os íons unem-se devido às forças de atração eletrostática. Se observarmos por um 
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microscópico, perceberemos a formação de retículos cristalinos, que são 
aglomerados de íons de forma geométrica bem definida. 
 
Os sais e outros grupos de minerais possuem íons que formam compostos iônicos e, 
conseqüentemente, substâncias iônicas. O cloreto de sódio (o sal de cozinha) é um 
exemplo de substância iônica, formada de inúmeros aglomerados iônicos. O arranjo 
entre os cátions sódio (Na+) e os ânions cloreto (Cl -), que se atraem fortemente por 
terem cargas contrárias, forma a substância cloreto de sódio. 
Estrutura Eletrônica de Lewis 
 
 
Ex de ligação iônica: Cloreto de sódio 
 
 
 
Propriedades dos compostos iônicos: 
 São sólidos nas condições ambiente 
 Apresentam altos pontos de fusão e ebulição 
 São condutores de eletricidade quando no estado liquido (fundidos) ou quando 
dissolvidos em água. 
 A maioria dos compostos são solúveis em água. 
 
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DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA DE UM COMPOSTO IÔNICO 
 
 
 
 
 
 
 
ALGUNS CÁTIONS: 
Grupo 1 Grupo 2 Grupo 13 
H+ Mg2+ Al3+ 
Li+ Ca2+ 
Na+ Sr2+ 
K+ Ba2+ 
 
4.3 LIGAÇÃO COVALENTE 
Ligação covalente: formação de pares eletrônicos 
A ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de 
Elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a 
molécula resultante unida. Átomos tendem a compartilhar elétrons de modo que suas 
camadas eletrónicas externas sejam preenchidas e eles adquiram uma distribuição 
eletrónica mais estável. A força dessas ligações é maior que a das interações 
intermoleculares e comparável à da ligação iônica. 
Ligações covalentes normalmente ocorrem entre átomos com eletronegatividades 
similares e altas (geralmente entre dois não-metais), dos quais remover 
completamente um elétron requer muita energia. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Camada_eletr%C3%B3nica&action=edit&redlink=1
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Distribui%C3%A7%C3%A3o_eletr%C3%B3nica&action=edit&redlink=1
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Distribui%C3%A7%C3%A3o_eletr%C3%B3nica&action=edit&redlink=1
http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_i%C3%B4nica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletronegatividade
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Esse tipo de ligação tende a ser mais forte que outros tipos de ligações, como a iônica. 
Ao contrário das ligações iônicas, nas quais os íons são mantidos unidos por atração 
coulômbica não direcional, ligações covalentes são altamente direcionais. Como 
resultado, Moléculas covalentemente ligadas tendem a formar-se em um número 
relativamente pequeno de formas características, exibindo ângulos de ligação 
específicos. 
 
Ocorre entre: AMETAL e AMETAL 
 AMETAL e HIDROGÊNIO 
 
 
 
 
 
 
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS MOLECULARES: 
 São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente 
 Forte atração interatômica; Não garante forte atração entre moléculas 
(geralmente fraca). Ex: diamante (elevada dureza), Metano (condensação a -
161 oC) 
 Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos) 
 São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio 
aquoso (ionização). 
 A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Don
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LIGAÇÕES COVALENTE COORDENADA (DATIVA): 
Ligação Covalente Coordenada: Também recebe o nome de Ligação Covalente 
Dativa, ela é representada por um pequeno vetor (seta). Essa ligação obedece a 
Teoria do Octeto: Os átomos se unem tentando adquirir oito elétrons na camada de 
valência, ou seja, a configuração eletrônica dos gases nobres. 
 
Sendo assim, um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica se une a outro que 
necessite de elétrons para completar a camada de valência. Um exemplo dessa 
ligação é quando um átomo de enxofre (S) se liga a dois de oxigênio (O) para formar 
o dióxido de enxofre (SO2). O = S→ O. 
 
 
Exemplo de ligação covalente dativa 
N2O (Oxido nitroso) Um dos nitrogénios faz uma ligação dativa com o oxigénio. É 
importante lembrar que só acontece uma ligação dativa se não for mais possível 
realizar ligação covalente molecular. A ligação covalente dativa é representada por 
uma flecha (-->) 
Polaridade das ligações: 
a) Ligações Polares: entre átomos diferentes. 
 
 
b) Ligação Apolar: entre átomos iguais. 
 
A ligação covalente se forma quando os átomos que estão envolvidos em uma reação 
tendem a receber elétrons. 
 
Ligação Covalente Molecular: nessa ligação os pares eletrônicos são unidos devido 
ao compartilhar de seus elétrons, uma vez que é impossível todos os átomos 
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receberem elétrons sem cedê-los. Cada par eletrônico é formado por um elétron de 
cada átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos. 
 
As moléculas são estruturas eletricamente neutras, porque não ocorre nem ganho 
nem perda de elétrons. Por essa razão, essa ligação também é designada molecular. 
A água (H2O) é um composto molecular determinado pela ligação de dois átomos de 
hidrogênio e um de oxigênio. 
 
H − O − H 
 
ORDEM DE LIGAÇÃO 
Ordem de ligação é um termo científico usado para descrever o número de pares 
eletrônicos compartilhados entre os átomos que formam a ligação covalente. O tipo 
mais comum