QUÍMICA - GERAL E ORGÂNICA - UNICESUMAR

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QUÍMICA GERAL E 
ORGÂNICA
Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Professor Me. Thiago Baldasso de Godoi 
GRADUAÇÃO
Unicesumar
Acesse o seu livro também disponível na versão digital.
C397 CENTRO UNIVERSITÁRIO DE MARINGÁ. Núcleo de Educação a 
Distância; MARQUES, Paola dos Santos Gaschi; GODOI, Thiago 
Baldasso de Godoi. 
Química Geral e Orgânica. Paola dos Santos Gaschi Marques; 
Thiago Baldasso de Godoi. 
Maringá-Pr.: Unicesumar, 2020. 
248 p.
“Graduação - EaD”.
1. Química 2. Geral . 3. Orgânica 4. EaD. I. Título.
ISBN 978-85-459-1929-2
CDD - 22 ed. 546
CIP - NBR 12899 - AACR/2
Ficha catalográfica elaborada pelo bibliotecário 
João Vivaldo de Souza - CRB-8 - 6828
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Ilustração Capa
Bruno Pardinho
Editoração
Flávia Thaís Pedroso
Qualidade Textual
Eloisa Dias Lourenço
Ilustração
Marta Sayuri Kakitani
Em um mundo global e dinâmico, nós trabalhamos 
com princípios éticos e profissionalismo, não so-
mente para oferecer uma educação de qualidade, 
mas, acima de tudo, para gerar uma conversão in-
tegral das pessoas ao conhecimento. Baseamo-nos 
em 4 pilares: intelectual, profissional, emocional e 
espiritual.
Iniciamos a Unicesumar em 1990, com dois cursos 
de graduação e 180 alunos. Hoje, temos mais de 
100 mil estudantes espalhados em todo o Brasil: 
nos quatro campi presenciais (Maringá, Curitiba, 
Ponta Grossa e Londrina) e em mais de 300 polos 
EAD no país, com dezenas de cursos de graduação e 
pós-graduação. Produzimos e revisamos 500 livros 
e distribuímos mais de 500 mil exemplares por 
ano. Somos reconhecidos pelo MEC como uma 
instituição de excelência, com IGC 4 em 7 anos 
consecutivos. Estamos entre os 10 maiores grupos 
educacionais do Brasil.
A rapidez do mundo moderno exige dos educa-
dores soluções inteligentes para as necessidades 
de todos. Para continuar relevante, a instituição 
de educação precisa ter pelo menos três virtudes: 
inovação, coragem e compromisso com a quali-
dade. Por isso, desenvolvemos, para os cursos de 
Engenharia, metodologias ativas, as quais visam 
reunir o melhor do ensino presencial e a distância.
Tudo isso para honrarmos a nossa missão que é 
promover a educação de qualidade nas diferentes 
áreas do conhecimento, formando profissionais 
cidadãos que contribuam para o desenvolvimento 
de uma sociedade justa e solidária.
Vamos juntos!
Seja bem-vindo(a), caro(a) acadêmico(a)! Você está 
iniciando um processo de transformação, pois quan-
do investimos em nossa formação, seja ela pessoal 
ou profissional, nos transformamos e, consequente-
mente, transformamos também a sociedade na qual 
estamos inseridos. De que forma o fazemos? Crian-
do oportunidades e/ou estabelecendo mudanças 
capazes de alcançar um nível de desenvolvimento 
compatível com os desafios que surgem no mundo 
contemporâneo. 
O Centro Universitário Cesumar mediante o Núcleo de 
Educação a Distância, o(a) acompanhará durante todo 
este processo, pois conforme Freire (1996): “Os homens 
se educam juntos, na transformação do mundo”.
Os materiais produzidos oferecem linguagem dialógi-
ca e encontram-se integrados à proposta pedagógica, 
contribuindo no processo educacional, complemen-
tando sua formação profissional, desenvolvendo com-
petências e habilidades, e aplicando conceitos teóricos 
em situação de realidade, de maneira a inseri-lo no 
mercado de trabalho. Ou seja, estes materiais têm 
como principal objetivo “provocar uma aproximação 
entre você e o conteúdo”, desta forma possibilita o 
desenvolvimento da autonomia em busca dos conhe-
cimentos necessários para a sua formação pessoal e 
profissional.
Portanto, nossa distância nesse processo de cresci-
mento e construção do conhecimento deve ser apenas 
geográfica. Utilize os diversos recursos pedagógicos 
que o Centro Universitário Cesumar lhe possibilita. 
Ou seja, acesse regularmente o Studeo, que é o seu 
Ambiente Virtual de Aprendizagem, interaja nos fó-
runs e enquetes, assista às aulas ao vivo e participe 
das discussões. Além disso, lembre-se que existe uma 
equipe de professores e tutores que se encontra dis-
ponível para sanar suas dúvidas e auxiliá-lo(a) em 
seu processo de aprendizagem, possibilitando-lhe 
trilhar com tranquilidade e segurança sua trajetória 
acadêmica.
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Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Graduação em Engenharia Química pela Universidade Estadual de Maringá 
(2010), mestrado em Engenharia Química pela Universidade Federal do Paraná 
(2013) e doutorado em Engenharia Química pela Universidade Estadual de 
Maringá (2018). Atualmente atua como professor de cursos de graduação.
http://buscatextual.cnpq.br/buscatextual/visualizacv.do?id=K4250964E4
Professor Me. Thiago Baldasso de Godoi 
Possui graduação em Engenharia pela Universidade Estadual de Maringá 
(2009), pós-graduação em Engenharia da produção pela Unicesumar (2013) 
e mestrado em Engenharia Química pela Universidade Estadual de Maringá 
(2016). Atualmente é professor mediador do curso de Engenharia de 
Produção na Unicesumar.
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SEJA BEM-VINDO(A)!
Preparamos este livro com o intuito de apresentar os conceitos básicos da Química Geral 
e Orgânica. Em todos os assuntos tratados, temos como objetivo primordial de formar a 
base do conhecimento que nos permitirá entender conteúdos mais complexos de nos-
so curso. E para auxiliar no desenvolvimento, trazemos uma relação entre os conceitos 
estudados e as aplicações do cotidiano e para as áreas de biológicas.
Nosso curso começa descrevendo como a matéria é formada, suas partículas, os modelos 
atômicos que nos explicam, quais saltos quânticos podem desprender energia para o meio, 
o processo que ocorre, por exemplo, na fotossíntese ou na respiração celular. Ainda nesta
análise de caráter microscópica entenderemos que as reações químicas só são possíveis de-
vido ao ganho ou à perda de elétrons, e que estas reações permitem que sejam produzidos 
alimentos, medicamentos, entre outros elementos importantes para a sociedade. 
Em seguida, entenderemos que as transformações químicas podem ser evidenciadas 
pela mudança da coloração, do aroma, do sabor, entre outras características visuais. Per-
ceberemos que também na química a lei da conservação das massas é válida, nos per-
mitindo balancear equações químicas e prever a quantidade de reagentes consumidos 
e produtos produzidos.
Vislumbraremos compostos que possuem propriedades e características semelhantes, as 
funções orgânicas e inorgânicas. Essas funções nos permitem prever o comportamento 
destes compostos em diversas situações. Por exemplo, em um acidente ambiental com 
caráter ácido, perceberemos que o solo, mananciais, rios, poderão ter seu pH alterado, que 
pode gerar prejuízos a fauna e a flora,se não forem adotadas medidas corretivas, reações 
químicas neutralizantes para barrar o caráter ácido deste meio contaminado.
Entenderemos que as transformações químicas podem gerar produtos diferentes, aque-
les que temos o interesse e outros que não se há interesse, chamados de subprodutos. 
Perceberemos a necessidade de conhecer as principais técnicas de separação que são 
empregadas no laboratório, permitindo separar estes compostos muitas vezes com o 
uso de suas propriedades físicas.
Por fim, e não menos importante, estudaremos alguns conceitos importantes a serem 
empregados durante o trabalho com produtos químicos e os cuidados que são reque-
ridos no trabalho em um laboratório de química. O conteúdo deste livro foi distribuído 
em função de sua importância no aprendizado dos futuros profissionais que atuarão 
nos mais variados segmentos.
Convidamos você a participar desta experiência no conhecimento das Química e suas 
aplicações. Para tanto, integraremos ciências como a matemática, a física e a biologia, 
ou seja, são conteúdos complementares. E durante nossos estudos vamos manter em 
mente que na vida o conhecimento nunca se perde, ele se transforma!
APRESENTAÇÃO
QUÍMICA GERAL E ORGÂNICA
SUMÁRIO
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UNIDADE I
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
13 Introdução
14 Modelos Atômicos 
21 Números Atômicos e Números de Massa 
22 Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Massa Atômica 
24 Níveis e Subníveis de Energia do Modelo Atômico e Orbital Atômico 
28 Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica 
39 Ligações Químicas e Geometria Molecular 
53 Considerações Finais 
60 Referências 
61 Gabarito 
UNIDADE II
REAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS
67 Introdução
68 Transformações Químicas, Estequiometria e Tipos de Reações 
91 Velocidade de Reações Químicas e Equilibro Químico 
97 Funções Inorgânicas 
109 Soluções, Concentrações, Diluições 
116 Considerações Finais 
123 Referências 
124 Gabarito 
SUMÁRIO
09
UNIDADE III
FUNÇÕES ORGÂNICAS
131 Introdução
132 Funções Orgânicas 
149 Importância dos Grupos Funcionais de Cada Função Orgânica 
151 Aplicações das Funções Orgânicas no Cotidiano 
154 Considerações Finais 
159 Referências 
160 Gabarito 
UNIDADE IV
TIPOS DE ISOMERIA E REAÇÕES QUÍMICAS 
162 Introdução
163 Hibridação do Carbono 
165 Isomeria 
180 A Importância da Isomeria e do Carbono Quiral na Natureza 
182 Mecanismos de Reação 
191 Considerações Finais 
198 Referências 
199 Gabarito 
SUMÁRIO
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UNIDADE V
PROPRIEDADES FÍSICAS, MISTURAS, TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO, 
TITULAÇÃO E NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA EM UM 
LABORATÓRIO
202 Introdução
203 Propriedades Físicas dos Materiais e Misturas 
214 Técnicas de Separação de Misturas 
220 Titulação, Padronização e Medidas de pH 
227 Noções Básicas de Segurança e Cuidados Laboratoriais 
239 Considerações Finais 
244 Referências 
245 Gabarito 
247 CONCLUSÃO
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Professora Dra. Paola dos Santos Gaschi Marques
Professor Me. Thiago Baldasso de Godoi
ÁTOMOS: O MUNDO 
QUÂNTICO
Objetivos de Aprendizagem
■ Compreender os Modelos atômicos.
■ Estudar os Números atômicos e Números de massa.
■ Enfocar Isótopos, isóbaros, isótonos e Massa atômica.
■ Estudar Níveis e subníveis de energia do modelo atômico e Orbital atômico.
■ Compreender a Distribuição eletrônica e Tabela periódica.
■ Estudar as Ligações químicas e Geometria molecular.
Plano de Estudo
A seguir, apresentam-se os tópicos que você estudará nesta unidade:
■ Modelos atômicos
■ Números atômicos e números de massa
■ Isótopos, isóbaros, isótonos e Massa atômica
■ Níveis e subníveis de energia do modelo atômico e Orbital atômico
■ Distribuição eletrônica e Tabela periódica
■ Ligações químicas e Geometria molecular
INTRODUÇÃO
Você já parou para observar a quantidade de cores, aromas, sabores diferentes 
que temos no mundo? São infinitas as combinações que geram formas, sabores e 
cores imensuráveis. A cor azul esverdeada da água de uma praia, o verde das 
árvores, o ardor da pimenta, o doce do açúcar, enfim são infinitas as possibili-
dades percebidas pelos nossos sentidos. Todas estas diferentes propriedades são 
originadas a partir de um seleto grupo de elementos, cerca de 100 átomos qui-
micamente diferentes. A cada combinação, são geradas propriedades diferentes, 
que nos permitem encontrar as infinitas variedades. 
Quase todas as propriedades químicas da matéria podem ser entendidas em 
termos das propriedades dos átomos que as formam, de modo, que este é o nosso 
ponto de partida para o entendimento da química! A partir de então, ao olhar o 
café quente em uma xícara, você deve pensar que tudo aquilo é com-posto por 
diferentes átomos, e em se tratando de átomos, se permitir imaginar que 
internamente existem outros elementos, ainda menores, que se combinam, se 
rearranjam, interagem e formam a vida! Nessa caminhada, iremos falar um 
pouquinho da história, para entender os desdobramentos dos modelos atômicos 
que formaram a base para o modelo de átomos que temos atualmente. O estudo do 
modelo atômico nos permitirá entender a necessidade que o elemento tem 
em realizar ligações químicas, ou seja, para adquirirem a estabilidade 
energética e atômica, se assemelhando aos gases nobres, elementos que 
existem na natureza de forma isolada.
Verificaremos que a disposição da tabela periódica em linhas, colunas, e 
com uma certa sequência dos elementos não foi um mero formalismo, mas 
aconteceu de forma a agrupar elementos que possuem características 
semelhantes, nos munindo de importantes informações do comportamento 
destes elementos nos rearranjos químicos. E, os rearranjos químicos são 
capazes de formar novos compostos, com propriedades químicas e físicas 
diferentes, ou seja, os elementos individuais, os átomos, realizam ligações 
químicas a fim de obter a estabilidade, e modificam completamente o seu 
comportamento, e nos permitem produzir compostos que nos facilitam a vida
Vamos lá?!
Introdução
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ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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MODELOS ATÔMICOS
Desde o primórdio, filósofos e cientistas acreditavam sobre a natureza do “mate-
rial” fundamental, como sendo partículas sólidas, indivisíveis, que formavam 
todos os outros compostos. Em 460 – 370 a.C., Demócrito e outros filósofos 
da Grécia antiga afirmavam que o mundo era composto por infinitas destas 
partículas indivisíveis, e a elas denominaram átomos, que significa indivisível. 
Posteriormente, Platão e Aristóteles afirmaram em seus estudos que não exis-
tiam as partículas indivisíveis, e a partir de então, a noção “atômica” da matéria 
deixou de ser plausível durante muitos séculos (BROWN et al., 2016).
Foi então que no século XVII, na Europa, os químicos aprenderam a mensu-
rar a quantidade de elementos que reagiam para formar novas substâncias, e tais 
argumentos corroboraram para voltar (digamos, retroceder) para ideia do mate-
rial indivisível. Essa teoria foi evidenciada pelos trabalhos de Dalton (1803-1807), 
que em um de seus postulados, estabelece que “a massa total dos materiais pre-
sentes depois de uma reação química é igual à massa total dos materiais presentes 
antes da reação”, ou seja, explica a proporção constante entre os compostos ou a 
Modelos Atômicos
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conservação da massa. O fato da massa dos reagentes ser a mesma do produto 
acabado tornou-se uma forte evidência da veracidade deste modelo (BROWN 
et al., 2016; BIGATÃO, 2016).
“A Teoria de Dalton, baseada em átomos indivisíveis, explicou satisfatoria-
mente muitos aspectos do comportamento químico” (BIGATÃO, 2016, p. 16). 
Ele “[...] propôs que o átomo era parecidocom uma bola de bilhar, isto é, esfé-
rico, maciço e indivisível, e não poderia ser criado nem destruído. Concluiu 
também que uma alteração química consistia em uma combinação, separação 
ou rearranjo de átomos” (BIGATÃO, 2016, p. 16), nunca na formação de áto-
mos a partir de outros átomos. 
Uma das primeiras evidências da existência do átomo como uma partícula divi-
sível (muito antes do modelo de Dalton) pode ser designada ao filósofo grego Tales 
de Mileto, no ano VI a.C., o qual percebeu que ao atritar um bastão de resina de 
âmbar contra tecidos, couro cabeludo, este bastão atraía objetos de pequena massa, 
como folhas de vegetais secos. Derivou-se então o nome eletricidade, oriundo do 
nome elektron, cuja tradução do grego, significa âmbar (FELTRE, 2004). 
Os resultados de Dalton sobre a indivisibilidade do átomo foram questio-
nados pela realização de alguns experimentos na área do eletromagnetismo, 
por meio de alguns experimentos com eletrólise e tubos com pouca presença 
de gás (com baixa pressão, rarefeitos). Nas extremidades de um tubo de vidro 
com pouco ar foi instalado um eletrodo com polo negativo e na outra, um polo 
positivo. Ao ser aplicada uma alta tensão foi produzida uma radiação entre os 
eletrodos, denominada de raios catódicos. Essa radiação deslocou-se do polo 
negativo para o polo positivo, e era observada pela fluorescência de materiais ali 
presentes. Então, provou-se que na presença de campos elétricos ou magnéticos 
ocorria os desvios dos raios catódicos, e o sentido do movimento (negativo para 
o positivo), demonstrou que havia um fluxo de carga negativa. No entanto, se
no tubo havia ausência da matéria ou de átomos, como explicar tal fenômeno,
se tudo que existia até então era composto por átomos maciços? Foi assim que,
em 1897, o cientista britânico J. J. Thomson, provou que existiam partículas
ainda menores que os átomos, designando como elétron (BROWN et al., 2016).
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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Assim, a grande evolução do modelo de Dalton para Thomson foi que Dalton 
não considerou a existência de partículas elétricas em seu modelo de átomo indi-
visível, enquanto que Thomson, por meio da eletricidade, provou que existiam 
partículas menores que o átomo: o elétron.
Então, para explicar todo o seu experimento, Thomson propôs, em 1903, 
o seu novo modelo de átomo, que era formado por uma “pasta” de carga posi-
tiva que era recheada superficialmente pelos elétrons, com carga negativa. A
interação entre estes dois elementos garantia a neutralidade elétrica do modelo
atômico. Devido a explicação fornecida, o modelo ficou conhecido como “Pudim 
de Passas”, e desta forma, os cientistas passaram a reconhecer que o átomo era
divisível em entidades menores, ao passo que reconheceram a natureza elétrica
destes elementos. Temos no Material Complementar um vídeo interessante sobre 
tal experimento de Thomson, recomendo que acompanhem.
Uma extensão da experiência de Thomson foi a experiência de Eugen 
Goldstein, em 1886, que modificou a ampola e descobriu os raios anôdicos. 
Estes raios seriam o material que “restou” dos átomos sem elétrons, e por não 
conterem elétrons, ficam com a carga positiva, sendo desviadas para determi-
nada direção na presença de um campo elétrico (FELTRE, 2004).
Os campos elétricos são regiões no espaço, como regiões entre placas me-
tálicas eletricamente carregada, que contêm em uma extremidade uma alta 
concentração de partículas negativas (elétrons), e na outra, pouca ausência 
destas cargas, adquirindo o caráter positivo. Um elétron, que possui carga 
negativa, posicionado em um campo elétrico, vai em direção do polo posi-
tivo do campo.
Algo semelhante acontece na atração de imãs eletromagnéticos, atração 
entre cargas de diferentes sinais, que possuem diferentes quantidades de 
elétrons distribuídas em sua superfície.
Fonte: os autores.
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Na evolução entre os modelos atômicos, uma grande descoberta ajudou na pros-
pecção dos modelos. Foi a descoberta da radioatividade, pelo cientista francês 
Henri Becquerel, em 1896. Ele descobriu que compostos de urânio emitem espon-
taneamente radiação de alta energia, sem a necessidade de montar eletrodos, 
polos negativos ou positivos. Estes compostos conseguem emitir naturalmente 
a radiação, com uma alta energia, fenômeno que ele designou de radioatividade. 
As radiações emitidas têm cargas positivas, negativas ou neutras.
As descobertas das propriedades relacionadas com a radioatividade também 
eram estudadas por Rutherford, e serviram de base para postular o mais novo 
modelo atômico. Em seus experimentos, ele utilizava um elemento radioativo 
para emitir radiação com cargas positivas, que eram bombardeadas sob uma placa 
fina de ouro. Em volta da placa de ouro havia uma tela circular fluorescente que 
captava a radiação, demonstrando se ela mudava ou não de direção após o cho-
que com a placa. Foi então que surgiu uma indagação: se o átomo era como um 
pudim de passas, com seu interior contendo cargas positivas e submersas nesta 
massa positiva, haviam os elétrons, negativos, conforme afirmava Thomson, como 
poderia, grande parte da corrente radiativa não sofrer deformação nenhuma na 
sua trajetória quando passavam pela placa de ouro, atravessando-a e atingido a 
tela circular? E porque algumas poucas partículas eram desviadas em ângulos 
diversos (BROWN et al., 2016).
Com base nestas observações, Rutherford foi capaz de propor um novo 
modelo. Ele afirmou que a maior parte do átomo é constituída por vazios, não 
por uma massa positiva. Ele concluiu ainda que algumas poucas partículas foram 
desviadas em direções diversas devido a repulsão entre a carga positiva da radia-
ção com a pequena carga positiva existente no núcleo do átomo (BROWN et al., 
2016). Foi assim, que 
[...] no início do século XX, o físico Ernest Rutherford (1871-1937) 
sugeriu que o átomo era composto de um núcleo muito pequeno, car-
regado positivamente, no centro, e circundado por uma região compa-
rativamente grande, vazia, que continha os elétrons, denominada ele-
trosfera. O átomo seria semelhante ao “sistema solar”, em que o núcleo 
representaria o Sol e os elétrons girando ao redor do núcleo seriam os 
planetas (BIGATÃO, 2016, p. 16). 
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
Reprodução proibida. A
rt. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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Conforme demonstra a figura a seguir:
Próton
Nêutron
Elétron
Figura 1 – Modelo atômico de Rutherford 
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
De acordo com De Boni e Goldani (2007), o modelo atual do átomo deriva da 
proposição de Rutherford, composto por duas regiões: o pequeno núcleo, que 
compreende toda a carga positiva e praticamente toda a massa do átomo, e a ele-
trosfera, região extranuclear composta de elétrons 
A visão moderna dos átomos nos traz uma estrutura semelhante ao apresen-
tado por Rutherford, contudo, a lista dos elementos que constituem o núcleo do 
átomo continua a crescer. Para o entendimento dos princípios químicos, objeti-
vos de nosso curso, três elementos são importantes: os elétrons, os prótons e os 
nêutrons (BROWN et al., 2016).
O núcleo é então 
[...] composto por dois tipos de partículas: o próton, que tem carga po-
sitiva, e o nêutron, assim chamado porque é neutro, ou seja, não tem 
carga. Como o átomo não tem carga elétrica, o número de prótons no 
núcleo é igual ao número de elétrons que circularam o núcleo em uma 
região chamada de eletrosfera. Além disso, o número de prótons no 
núcleo é igual ao número atômico (BIGATÃO, 2016, p. 18). 
A carga de um elétron é − −1 602 10 19, . C (Coulomb, unidade da carga elétrica
no sistema internacional de unidades SI). A carga do próton tem a mesma mag-
nitude do elétron, mas com sinal trocado.O nêutron não tem carga elementar. 
A quantidade 1 602 10 19, . − C é conhecida na química como Carga Elementar
ou Carga Eletrônica (BROWN et al., 2016). 
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Uma evolução do modelo atômico proposto por Rutherford foi fornecida 
pelos estudos do físico Niels Bohr, que considerou, que a mecânica clássica (parte 
da física que estuda a interação e movimento dos corpos) não era capaz de des-
crever o comportamento destas pequenas partículas que compunham o átomo, 
e nesse sentido, direcionou seus esforços para a compreensão de tais fenômenos 
a luz da mecânica quântica. Complexo, não? Nem tanto! Acompanhe o Reflita 
a seguir a título de curiosidade e para sabermos do que se trata essa ciência.
Mecânica Quântica é uma teoria física que se dedica ao estudo de sistemas 
físicos com dimensões muito pequenas, na escala de tamanho do átomo 
ou até mesmo menores que isso. É capaz de descrever o comportamento 
de moléculas, íons, átomos, elétrons, prótons, nêutrons, entre outros. Você 
consegue imaginar o tamanho destas partículas?
Caros(as) alunos(as), não criemos pânico! Só queremos ter uma leve compre-
ensão do modelo que temos hoje que embasa o conhecimento sobre os átomos. 
E podemos nos perguntar: por que estudar isso? Desejamos um conhecimento 
superficial sobre isso, pois, agora, estes conceitos estão pulsando em seu corpo, 
determinando quais moléculas seu organismo vai absorver, quais reações irão 
acontecer que poderão liberar a energia responsável pela vida! 
Então, continuando, sabemos que as partículas presentes no átomo são regi-
das pela mecânica quântica, e que Bohr foi que adentrou nestes conceitos, certo? 
Mas Bohr, não foi contra o que Rutherford postulou, ele complementou o modelo 
com a luz dos conhecimentos da mecânica quântica. Por meio de seus estudos, 
utilizando espectros eletromagnéticos, ele foi capaz de provar que os átomos 
disponibilizam níveis de energia para o elétron, ou seja, a energia de um elétron 
em um átomo é quantizada, o que posteriormente foi denominada de níveis de 
energia. E essa questão não é tão distante de nossa realidade. Se lembram, do 
Ensino Médio, o diagrama de Linus Pauling, níveis de energia, camadas K, L, 
M etc.? Essa teoria está relacionada a isso, que a depender de onde o elétron se 
encontra, ele possui um nível de energia, que permite com que ele faça um tipo 
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IU N I D A D E20
de movimento ao redor do núcleo. E se você não se lembra, não se preocupe, 
vamos pincelar algo sobre isso mais à frente!
E foi assim que Bohr melhorou o modelo de Rutherford e desenvolveu o 
modelo do átomo que se assemelha ao sistema solar, no qual os elétrons são 
como os planetas e se dispõem na eletrosfera na forma de camadas, em que cada 
camada subsequente tem um nível de energia diferente, conforme demonstra a 
figura a seguir:
Núcleo formado por
prótons e nêutrons
Eletrosfera formada por
elétrons distribuídos
em várias camadas
Figura 2 – Modelo atômico de Rutherford-Bohr 
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Na Figura 2, percebemos que os prótons e nêutrons ficam localizados no pequeno 
núcleo. A maior parte do átomo é a eletrosfera, onde ficam circulando os áto-
mos. Os átomos tem diâmetro entre 1 10 5 1010 10. .− −a m . Por ser um número 
muito pequeno, atribui-se a medida 1 10 10. − m como sendo 1 Angstrom (

A ). 
Os elétrons são atraídos pelos prótons, e tem uma trajetória circular a elíptica na 
eletrosfera em torno do núcleo. O diâmetro do núcleo tem 1 10 4. −

A .
Números Atômicos e Números de Massa
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21
NÚMEROS ATÔMICOS E NÚMEROS DE MASSA
A quantidade de carga positiva presente no núcleo de um átomo denominamos de 
número atômico, com a simbologia “Z”. O número atômico está relacionado com 
a natureza do elemento. Para entender melhor temos como exemplo o átomo oxi-
gênio. Se verificarmos na tabela periódica veremos que o número atômico deste 
elemento é 8. Isso significa dizer que cada átomo de oxigênio (O) tem 8 prótons. 
Não encontramos na natureza nenhum outro átomo com 8 prótons, pois esta carac-
terística é única do oxigênio. Assim, para identificar o átomo de um elemento, 
ou o próprio elemento, basta identificar seu número atômico (BIGATÃO, 2016).
Em relação aos elétrons, sabemos que os átomos não possuem carga elétrica 
líquida, ou seja, tem carga neutra ou zero. Desta forma, em um átomo, o número de 
prótons existentes no núcleo é igual ao número de elétrons existente na eletrosfera. 
“Os prótons e nêutrons presentes no núcleo de um átomo são quase total-
mente responsáveis pela massa do átomo, porque os elétrons têm uma massa 
relativa” (BIGATÃO, 2016, p.18), pequena em relação a estes compostos. Por esse 
motivo, o número de massa, cuja simbologia é “A”, “[...] consiste na soma de pró-
tons e nêutrons presentes no núcleo. Desta forma, se um determinado átomo 
possui 47 prótons e 60 nêutrons” (BIGATÃO, 2016, p. 18), seu número de massa 
A será a soma entre 47 e 60, ou seja 107.
Uma representação comum do átomo qualquer "X", na química, se dá con-
forme segue abaixo:
XAZ ou XAZ
Número de massa
Número atômico
Figura 3 – Representação do átomo
Fonte: Bigatão (2016).
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ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS E MASSA ATÔMICA
Em relação ao número de nêutrons presentes no núcleo do átomo, estes não 
necessariamente têm uma quantidade igual destas partículas, ou seja, um mesmo 
elemento pode conter diferentes número de nêutrons. Isso acontece por exemplo 
com o carbono. O “Carbono 12” tem 6 prótons e 6 nêutrons, sendo represen-
tado por 6
12C . Nesta representação, percebemos que o átomo tem 6 prótons, 6 
elétrons, número de massa 12 e, por conseguinte, 6 nêutrons (12-6). Já o átomo 
“Carbono 14” também é carbono, mas tem a massa atômica 14. Sua represen-
tação é 6
14C . Nesta representação, percebemos que este átomo tem 6 prótons, 6 
elétrons, número de massa 14, e consequentemente, 8 nêutrons (14-6) (BROWN 
et al., 2016). Neste caso citado, em que temos o mesmo átomo com diferentes 
números de massa, denominamos na química de isótopos, ou seja, elementos 
com mesmo número atômico, mas com diferentes números de massa.
É importante salientar que os isótopos de um determinado elemento são 
quimicamente semelhantes, mas podem conter propriedades físicas diferentes. 
Por exemplo, no caso de um outro isótopo do átomo hidrogênio, temos o pró-
prio Hidrogênio 1H , e o Deutério, 2H ou 2D . Ambos têm um próton e um 
elétron, diferindo em relação ao número de nêutrons, e, consequentemente, no 
número de massa. Conforme afirmado, eles têm propriedades químicas seme-
lhantes, reagem com o oxigênio, formando água, mas têm propriedades físicas 
diferentes, o hidrogênio forma a água comum (H O2 ), de densidade igual a 
1 0, / g mL, enquanto o deutério forma a chamada água pesada (D O2 ), pois 
tem densidade igual a 1 1, / g mL (BIGATAO, 2016; RUSSEL, 1982). A seguir 
temos esquematizado os isótopos dos átomos de hidrogênio (H) e hélio (He). 
É demonstrando seu modelo atômico simplificado, em que as partículas pretas 
presentes no núcleo são os prótons, as partículas brancas, também presentes no 
núcleo, os nêutrons, e a região azul escura e azul clara que englobam o núcleo é 
onde circulam os elétrons, na eletrosfera:
Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Massa Atômica
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23
H11
He32 He
4
2 He
5
2 He
6
2
H = Deuterium21 H = Tritium
3
1
Figura 4– Isótopos dos átomos hidrogênio e hélio
Fonte: adaptada de Russel (1982).
“Isóbaros são átomos com diferentes números de prótons, ou seja, elementos quí-
micos diferentes, mas que possuem o mesmo número de massa (A)” (BIGATAO, 
2016, p. 20). A exemplo destes casos temos “[...] o Cálcio (Ca, A=40 e Z=20) e 
Potássio (K, A=40 e Z=19). Os isóbaros têm propriedades físicas e químicas dife-
rentes” (BIGATAO, 2016). 
Isótonos são átomos de diferentes elementos químicos, com diferentes 
números de prótons, diferentes números de massa, porém com mesmo 
número de nêutrons (N). Os isótonos possuem propriedades químicas 
e físicas diferentes, como por exemplo, Cloro e Cálcio.
Ex: (Cl, Z=17, A=37 e N=A–Z=20); (Ca, Z=20, A=40 e N=A–Z=20) 
(BIGATAO, 2016, p. 20).
MASSA ATÔMICA
A determinação da massa dos átomos antigamente era de difícil mensuração, 
haja vista seu pequeno tamanho. Com o advento da tecnologia essa determina-
ção ficou mais precisa e exata. Por exemplo, sabemos que a massa do hidrogênio 
é 1 6735 10 24, . − g enquanto que a do oxigênio é 2 6560 10 23, . − g (BROWN et
al., 2016). A representação e o trabalho com pequenos números tornam os cál-
culos mais difíceis e complexos, de forma que ao se utilizar uma escala podemos 
simplificar tal representação. É então empregado a escala “uma” que significa 
unidade de massa atômica.
1 1 66054 10 1 6 02214 1024 23 uma x g ou g x uma= =−, ,
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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“Uma unidade de massa atômica (1 uma) é definida como sendo exatamente 
um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono 12 (12C). Isso equivale 
dizer que a massa de um átomo de 12C é 12 uma. Desta forma, a escala de pesos 
atômicos é uma escala relativa” (BIGATÃO, 2016, p. 20).
Na natureza a maioria dos compostos encontrados são isótopos. A massa 
atômica (presente na tabela periódica) é dada como sendo a média da massa dos 
isótopos existentes levando em conta a sua proporção. Não entraremos no detalhe 
das contas, pois não é nosso objetivo e também porque temos estes valores todos 
listados na tabela periódica, mas, já temos o conceito de onde vem aquele número.
NÍVEIS E SUBNÍVEIS DE ENERGIA DO MODELO 
ATÔMICO E ORBITAL ATÔMICO
Há pouco, mencionamos o modelo de 
Rutherford-Bohr, em que os elétrons se 
distribuíam na eletrosfera em diferentes 
níveis de energia, está lembrado? Então, 
agora iremos conhecer um pouco mais 
desses subníveis de energia. Uma camada 
de energia em que se encontram os elétrons 
consiste em um conjunto de um ou mais 
níveis energéticos quantizados, ou seja, 
cada nível tem sua energia potencial. A 
representação mais comum das camadas, 
e provavelmente aquela que aprendemos 
no ensino médio é dada por letras: K, L, 
M, N, O, P e Q (BIGATÃO, 2016).
Níveis e Subníveis de Energia do Modelo Atômico e Orbital Atômico
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Em relação a estas camadas, quanto mais perto do núcleo, mais os elétrons 
são atraídos pelos prótons, e menor será sua energia potencial. Energia poten-
cial? Vamos relembrar este conceito da física? Acompanhe o Saiba Mais!
A energia potencial é a energia armazenada por um corpo. Para entender-
mos este conceito, pensamos em uma maçã presa em uma árvore. Quando 
ela está presa na árvore, ela tem uma energia potencial muito grande, dada 
pela altura e também pela gravidade. Se ela desprender da árvore, a energia 
potencial se transforma em energia de movimento, aumentando sua veloci-
dade de queda, até o ponto em que ela atinge o chão, quando sua energia 
potencial é mínima, e energia cinética é máxima (antes do impacto). 
Neste exemplo, vimos a energia potencial gravitacional. No caso dos elé-
trons, é a energia potencial elétrica, pois eles são atraídos pelos prótons 
positivos existentes no núcleo. Assim, a diferença de cargas entre elétrons 
e prótons gera uma atração, e, consequentemente, uma energia potencial. 
Assim como no caso da maçã, quanto mais distante eles estão do núcleo, 
maior sua energia potencial, ou seja, as camadas externas têm maior ener-
gia potencial.
Fonte: os autores. 
Quanto mais próxima do núcleo está uma camada, seus elétrons per-
manecem mais atraídos pelo núcleo e adquirem menor energia. Por 
outro lado, os elétrons das camadas mais afastadas são menos atraídos 
pelo núcleo, adquirindo maior energia potencial. Assim, os elétrons da 
camada K (n = 1) possuem a menor energia, enquanto a camada Q (n = 
7) possui os elétrons de maior energia (BIGATÃO, 2016, p. 20).
Outro ponto importante é a quantidade de elétron suportada em cada uma des-
tas camadas. A camada K pode suportar até 2 elétrons, a camada L até 8 elétrons. 
A seguir temos demonstrado as camadas de energia da eletrosfera e a quanti-
dade de elétrons existente:
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2 28 18 1832 32
QM
L
K
PM O
Figura 5 – Camadas de energia ao redor do núcleo
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
Os elétrons podem receber energia externa, como calor, luz, ficar excitados e 
saltar para uma camada subsequente, que comporta uma maior quantidade de 
energia. Quando ele retorna para sua camada original, a energia extra armaze-
nada é perdida em uma radiação em forma de luz (BIGATÃO, 2019).
Dentro de cada camada destas, existem subcamadas, também classificadas 
pela quantidade de energia que possa armazenar, e onde permanecem um certo 
número de elétrons. São elas as camadas s, p, d, f. No subnível s pode haver até 
2 elétrons, enquanto no subnível p até 6 elétrons; no subnível d até 10 elétrons; e 
no subnível f até 14 elétrons, que são objetivos de nosso próximo tópico.
Níveis e Subníveis de Energia do Modelo Atômico e Orbital Atômico
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Por que neste curso devemos entender os níveis de energia, a região em 
que os elétrons ocupam, sua energia potencial, o desprendimento de ener-
gia quando saltam de um orbital para outro?
A resposta para isso é simples, reações bioquímicas que produzem a energia 
para os corpos animais e vegetais se utilizam de tais mecanismos. Um exem-
plo clássico disso é o Ciclo de Krebs, que consiste em uma série de reações 
químicas que ocorrem na vida da célula e de seu metabolismo. Trata-se de 
uma parte do metabolismo dos organismos aeróbios (que utilizam o oxigê-
nio em seu processo de respiração). Na descrição deste ciclo há um saldo 
de elétrons entre as reações químicas diversas que permitem a geração de 
energia (ATP) para o organismo. Para as plantas podemos citar o processo 
de Fotossíntese, que também há reações químicas complexas, com com-
partilhamento de elétrons, cujo residual se transforma em energia para as 
funções vitais do vegetal. Então, nessa reflexão, concluímos que o estudo 
atômico dos átomos é requisito básico para o entendimento da biologia.
Comida
Célula
Respiração celular
ATP
ATP
2. Ciclo
de Krebs
3.
Transporte
eletrônico
NADH
Glicose
1. Glicolise
Ácido
pirúvico
NADH
ATP
Água
Dióxido de
Carbono
Mitocôndria
Citoplasma
Oxigênio
Figura 6 – Respiração celular
Fonte: os autores. 
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IU N I D A D E28
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA E TABELA PERIÓDICA
De acordo com o físico Werner Heisenberg (1901-1976), é praticamente impos-
sível se prever a posição correta de um elétron na sua eletrosfera. O físico Erwin 
Schrödinger (1887-1961) determinou que a região do espaço que está ao redor do 
núcleo, em que há máxima probabilidade de se encontrar um elétron (BIGATÃO, 
2016, p. 24), é denominada de orbital. Cada orbital comporta no máximo dois 
elétrons, quese encontram emparelhados, ou seja, possuem sentidos de rota-
ção (spin) contrários. 
Cada orbital possui um formato específico. Por exemplo, o orbital do tipo 
s possui um formato esférico, ou seja, os dois elétrons que circulam neste orbi-
tal fazem uma translação no formato de círculo, conforme demonstra a figura 
a seguir. Os seis elétrons que circulam no orbital do tipo p transladam como se 
fosse na forma de uma elipse em torno da eletrosfera, conforme demonstra a 
imagem que segue. Em relação ao tipo d, a forma é semelhante, mas como temos 
uma maior quantidade de elétrons, ela ocupa uma maior região na eletrosfera, 
conforme a figura.
Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica
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Figura 7 – Formato do orbital do tipo s, p, d
O formato de como os elétrons transladam no espaço não são objetivos de nosso 
curso, apresentamos apenas para que tenhamos uma ideia desta configuração espacial.
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
A distribuição eletrônica dos orbitais é feita preenchendo-se totalmente um sub-
nível antes de passar para o próximo. No entanto, os elétrons não se acomodam 
primeiro em um subnível para depois acomodar em outro. Eles se acomodam de 
acordo com a quantidade de energia de cada nível, em ordem crescente. Em rela-
ção a isso, “[...] o químico Linus Pauling (1901 – 1994) elaborou um diagrama que 
permite facilmente fazer a distribuição eletrônica segundo essa ordem crescente. 
O dispositivo ficou conhecido como Diagrama de Linus Pauling” (BIGATÃO, 
2016, p. 25). A figura a seguir demonstra essa representação:
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IU N I D A D E30
n=7
n=6
n=5
n=4
n=3
n=2
n=1
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
s p d f
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
5f
4f
Figura 8 – Diagrama de Linus Pauling
Fonte: adaptada de Russel (1982).
Para fazer a distribuição eletrônica devemos seguir as setas, iniciando a leitura 
de baixo para cima. Por exemplo, o átomo ferro (Fe), que tem número atômico 
( Z = 26 ), fica:
1 2 2 3 3 4 32 2 6 2 6 2 6s s p s p s d− − − − − − 
O índice 1 representa o nível 1 de energia, ou a camada K, a letra s representa o 
subnível s, que comporta 2 elétrons, conforme o subscrito presente nesta letra. 
Repare que essa distribuição seguiu exatamente a ordem das setas. Ainda, se você 
somar todos os subscritos, 2 2 6 2 6 2 6 26+ + + + + + = . Então, para fazer essa 
distribuição devemos ter em mente quantos elétrons cada subnível comporta, e 
a quantidade de elétrons da última distribuição será o valor que falta para com-
pletar o número atômico do átomo, que é muito importante para conseguirmos 
mensurar a quantidade de elétrons existentes na última camada, pois é por meio 
desta informação que podemos prever quantas ligações o átomo será capaz de 
Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica
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realizar para conseguir atingir a estabilidade, objetivos de nossos próximos tópi-
cos. Entretanto, existe uma maneira muito simples e fácil de obter a informação 
da quantidade de elétrons existente na última camada, que é entender as infor-
mações contidas na tabela periódica.
TABELA PERIÓDICA
Como a lista dos elementos descobertos aumentou significativamente no século 
XIX, foi realizado um esforço entre os cientistas para estabelecer alguma perio-
dicidade ou classificação destes elementos. Estes esforços culminaram no 
desenvolvimento da tabela periódica, em 1869 (BROWN et al. 2016), tendo 
destaque os trabalhos de Lothar Meyer e Dmitri Mendeleev. O princípio básico 
da tabela periódica foi agrupar elementos que possuíam certa semelhança, ou 
periodicidade, daí seu nome. Por exemplo, os elementos lítio (Li), sódio (Na) e 
potássio (K) todos se encontram em um mesmo grupo, a apresentam a caracte-
rística de serem metais macios e muito reativos. 
Os elementos são dispostos na tabela em ordem crescente de número atô-
mico. As linhas horizontais são chamadas “períodos”, e são numerados de 1 a 7, 
usando algarismos arábicos. Já as colunas verticais são denominadas de “gru-
pos” ou “famílias”, e cada um representa uma “família de elementos”, sendo 
representados por números romanos (I a VIII), ou arábicos (1 a 8, seguidos de 
A ou B). Estes grupos correspondem ao Grupo 1A (Metais alcalinos), Grupo 2A 
(Metais alcalinos terrosos), Grupo 3A (Família do Boro), Grupo 4A (Família do 
Carbono), Grupo 5A (Família do Nitrogênio), Grupo 6A (Calcogênios), Grupo 
7A (Halogênios) e 8ª (Gases Nobres) (BIGATÃO, 2016).
Os elementos pertencentes aos subgrupos são denominados elementos 
de transição e são todos metais. Os elementos pertencentes ao grupo 
IIIB nos períodos 6 e 7 representam os elementos de transição interna, 
e são chamados lantanídeos e actinídeos, respectivamente. Todos os 
outros metais de transição são chamados elementos de transição exter-
na (BIGATÃO, 2016, p. 32).
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IU N I D A D E32
A seguir, é demonstrado a tabela periódica:
Figura 9 – Tabela Periódica
De acordo com De Boni e Goldani (2007), os elementos presentes na tabela divi-
dem-se em metais, não metais, gases nobres e hidrogênio. Cada tabela periódica 
tem a sua demonstração de cores, que classificam os elementos dentro destas 
características. Em relação aos metais, entre as características comuns, apre-
sentam condutividade elétrica e térmica, possuem em geral elevada densidade, 
possuem brilho, refletindo a luz, tem alto ponto de fusão e ebulição, tem a pro-
priedade de ductilidade (produzem fios), sendo maleáveis permitindo a produção 
de lâminas. Com exceção do mercúrio (Hg), todos os metais apresentam-se no 
estado sólido na temperatura ambiente (BIGATÃO, 2016). 
Os não metais, como Carbono, Nitrogênio, Fósforo, possuem propriedades 
opostas dos metais. Tratam-se dos elementos em maior disponibilidade na natu-
reza, e em termos de suas propriedades, não conduzem bem o calor e a eletricidade 
(BIGATÃO, 2016). No grupo dos gases nobres apresentam-se todos os elemen-
tos que são gasosos na temperatura ambiente, possuído uma baixa reatividade.
Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica
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Muitas vezes na tabela periódica encontramos o hidrogênio como um ele-
mento a parte na tabela, pois ele possui propriedades muito diferentes de todos 
os outros elementos, é inodoro, incolor e combina-se tanto com os metais quanto 
com os não metais. Nas condições “ambiente” apresenta-se no estado gasoso 
sendo extremamente inflamável.
Sabia que temos elementos químicos que não são naturais, presentes na 
tabela periódica?
Podemos destacar, dentre estes elementos, dois situados antes do urânio 
(92U), denominados elementos cisurânicos, representados pelo tecnécio 
(43Tc) e o promécio (61Pm). Os demais elementos artificiais, por estarem 
localizados depois do urânio, são chamados elementos transurânicos.
Fonte: Feltre (2004).
 ATENÇÃO
PERIODICIDADE DAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
Uma característica interessante da tabela periódica presente entre os elemen-
tos do mesmo grupo é apresentar a mesma configuração eletrônica presente na 
camada de valência (última camada). 
Atenção! Camada de valência não é necessariamente a camada mais ener-
gética. Ela é a camada mais externa! Para o ferro 
26Fe , sua distribuição 
eletrônica é: 1 2 2 3 3 4 32 2 6 2 6 2 6s s p s p s d� � � � � � . Sua camada mais externa ou 
de valência é 4 2s , enquanto que sua camada mais energética (a última ob-
tida pela distribuição de Linus Pauling é 3 6d .
Fonte: os autores.ATENÇÃO
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E34
Por exemplo, na família 1A , todos os elementos finalizam com a distribuição 
ns1 , em que n representa o número quântico principal, ou seja, a camada mais
externa, conhecida também como camada de valência.
Vejamos a distribuição eletrônica para alguns elementos da família 6A (uti-
lizando o diagrama de Linus Pauling):
8 2 2 4
16 2 2 6 2 4
34
1 2 2
1 2 2 3 3
1
O s s p
S s s p s p
Se s
 
 
 
−
−
−
, , .
, , , , .
22 2 6 2 6 10 42 2 3 3 4 3 4, , , , , ², , . s p s p s d p
Veja que interessante: todos os elementos deste grupo 6A terminam com a confi-
guração p4 . Ainda, o oxigênio pertence ao período 2, e sua camada de valência
é a segunda. O enxofre pertence ao período 3, e sua camada de valência é a ter-
ceira. O selênio pertence ao período 4, e sua camada de valência é a quarta.
As semelhanças não finalizam por aí, vejamos a quantidade de elétrons pre-
sentes na camada de valência. Como fazer isso? Basta somarmos a quantidade 
de elétrons presentes na última camada, assim:
O
S
Se
 
 
 
= + =
= + =
= + =
4 2 6
4 2 6
4 2 6
Todos têm a mesma quantidade de elétrons na camada de valência. E isso traz 
uma informação valiosa para nós, pois conseguimos descobrir quantos elétrons 
eles precisam compartilhar com outros elementos para conseguir estabilidade. 
A regra geral (com exceção do hidrogênio H, Hélio He, e também dos elementos 
da família B – metais, que não obedecem a regra a seguir) é que as substâncias 
formadas atendam a regra do octeto, ou seja, tenham 8 elétrons em sua camada 
de valência, pois assim, adquirem a estabilidade. Neste grupo 6A, por exemplo, 
todos estes elementos tem a camada de valência com 6 elétrons, e para comple-
tar 8 elétrons, precisam receber ou compartilhar 2 elétrons. Analogamente, no 
grupo 7A, eles têm 7 elétrons na camada de valência, e precisam de 1 elétron para 
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adquirir estabilidade. No grupo 8A eles têm 8 elétrons na camada de valência, 
e não precisam de mais elétrons para adquirir a estabilidade, ou seja, os gases 
nobres são bastante estáveis, o que resulta em baixa reatividade desses elementos. 
Essa periodicidade é muito importante quando formos falar sobre as ligações e 
reações químicas para formar novos compostos. Sugiro que você sublinhe, des-
taque estes parágrafos, para que quando entrarmos no assunto reações e ligações 
químicas, vocês possam relembrar este conceito.
Resumindo, vimos que um grupo nos traz a configuração eletrônica da 
camada de valência, a quantidade de elétrons existentes nesta última camada, 
vimos também que cada período nos informa qual o número da última camada 
(número quântico principal) ou camada de valência. Como exercício, sugiro que 
façam a distribuição para outras famílias da tabela periódica para confirmarem 
estas “coincidências”.
A seguir destacamos uma outra coincidência ou periodicidade da tabela 
periódica, vejam na figura:
1s1 1s1
1A 8A
2A
3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B
3A 4A 5A 6A 7A
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
2p1
3p1
4p1
5p1
6p1
2p2
3p2
4p2
5p2
6p2
2p3
3p3
4p3
5p3
6p3
2p4
3p4
4p4
5p4
6p4
2p5
3p5
4p5
5p5
6p5
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
7s1
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
3d1
4d1
3d2
4d2
5d2
6d2
3d3
4d3
5d3
6d3
3d4
4d4
5d4
6d4
3d5
4d5
5d5
6d5
3d6
4d6
5d6
6d6
3d7
4d7
5d7
6d7
3d8
4d8
5d8
6d8
3d9
4d9
5d9
6d9
3d10
4d10
5d10
6d10
4f
4f1 4f2 4f3 4f4 4f5 4f6 4f7 4f8 4f9 4f10 4f11 4f12 4f13 4f14 5d1
5f1 5f2 5f3 5f4 5f5 5f6 5f7 5f8 5f9 5f10 5f11 5f12 5f13 5f14 6d1
5f7s2
fffff4ffffff5ff
dddd4dddd5dd4dddd4d5dddd6d5dddd
3d
4ddddd5d6d ppppppp
2
2
2
pppppppp3p45p
6
pppppppp3pp45p4pppppppp4ssssssssssssssss4s15s 3s45s2
Figura 10 – Último subnível ocupado em cada elemento da tabela
Fonte: Feltre (2004).
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E36
Vemos que nos grupos ou famílias 1 e 2A temos os elementos cuja distribuição 
eletrônica finaliza no subnível s, nos grupos 3A a 8A, os subníveis terminados 
em p (com exceção do hélio, que termina em s, mas que foi colocado ali devido 
a sua semelhança com os elementos daquele grupo). Dos grupos 1B a 8B, ele-
mentos cuja distribuição eletrônica finaliza em d. E os elementos de transição 
interna que finalizando sua distribuição no subnível f.
PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS 
QUÍMICOS
Além das semelhanças que destacamos anteriormente, podemos ter também 
semelhança em termos das propriedades do raio atômico, eletronegatividade, 
afinidade eletrônica e potencial de ionização, que verificaremos a seguir.
Raio atômico
O raio atômico é a distância do núcleo de um átomo à sua eletrosfera na camada 
mais externa ou camada de valência. Como o elétron orbita em diversas posições, 
este não é um número fixo, e calculamos um valor médio para o raio atômico. 
Para tanto, esta distância é definida “[...] pela média da distância entre os cen-
tros dos núcleos de dois átomos vizinhos de um mesmo elemento numa ligação 
química em estado sólido” (BIGATÃO, 2016, p. 35).
O raio atômico possui uma periodicidade tanto em relação a sua família 
quanto ao seu período. Dentro de uma mesma família, o raio atômico aumenta 
com o incremento do número atômico Z, ou seja, de cima para baixo. A expli-
cação para isso é simples, o raio cresce de acordo com o aumento do número 
de camadas externas. 
Já para um mesmo período, o raio atômico aumenta da direita para esquerda, 
no sentido de decréscimo do número atômico. A explicação para tal fato está no 
fato de todos possuírem o mesmo número de camadas eletrônicas. Neste caso, 
“[...] quanto maior o número de elétrons na camada de valência, maior sua atra-
ção pelo núcleo, diminuindo assim o raio do átomo” (BIGATÃO, 2016, p. 36).
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A seguir é apresentado o que retratamos: 
Raio atômico
Figura 11 – Aumento do raio atômico
Fonte: Feltre (2004).
Eletronegatividade
A eletronegatividade é a capacidade que os átomos têm de atrair elétrons para pró-
ximo de si. Isso é um fenômeno importante para a ocorrência das reações químicas.
A escala de Pauling, bastante empregada nesta propriedade, define que a ele-
tronegatividade cresce nas famílias da tabela de baixo para cima, no sentido em 
que diminui o raio atômico. A explicação para tal fato está no aumento das inte-
rações do núcleo com a eletrosfera. Já em relação aos períodos, o aumento ocorre 
da esquerda para direita, no mesmo sentido do aumento do número atômico.
 A figura a seguir apresenta o sentido de crescimento da eletronegatividade 
dos elementos:
Eletronegatividade
Figura 12 – Aumento da eletronegatividade
Fonte: Feltre (2004).
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IU N I D A D E38
Eletropositividade
Uma característica oposta da eletronegatividade é a eletropositividade, que é a 
tendência que o átomo tem para perder elétrons em uma ligação química. Em 
relação a esta propriedade ela aumenta no sentido contrário da eletronegativi-
dade, seguindo a mesma relação do aumento do raio atômico. A explicação é 
simples, quanto maior o raio do átomo, mais facilmente ele perde seus elétrons 
da camada de valência (BIGATÃO, 2016).
A seguir observamos o sentido do aumento da eletropositividade na tabela periódica:
Eletropositividade
Figura 13 – Aumento da eletropositividade
Fonte: Feltre (2004).
Ligações Químicas e Geometria Molecular
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LIGAÇÕES QUÍMICAS E GEOMETRIA MOLECULAR
De acordo com De Boni e Goldani (2007), na natureza, todos os sistemas bus-
cam alcançar a maior estabilidade possível, árvores buscam ter raízes grandes 
e densas para lhe proporcionar estabilidade, a temperatura de um corpo mais 
quente é trocada com um corpo mais frio para atingir equilíbrio térmico, entre 
outros. Para os átomos não ocorre de forma diferente, a maior parte destes ele-
mentos não se apresentam isoladamente, mas sim ligados com outros átomos, 
atingindo assim uma configuração mais estável. Um exemplo fundamental para 
nossa sobrevivência é o oxigênio, cuja combinação entre átomos do mesmo ele-
mento formam O2 (oxigênio) e O3 (ozônio) ou se ligam a outros elementos, 
formando diversas substâncias: CO (monóxido de carbono), CO2 (dióxido de 
carbono), 2H O (água), SO2 (dióxido de enxofre). Neste ponto, é importante fri-
sarmos que o elemento químico ( O ) não se encontra na natureza em sua forma 
elementar, pois ele não tem estabilidade (BIGATÃO, 2016).
A estabilidade é obtida quando os átomos participantes atingem a regra do 
octeto, ou seja, completam, em sua camada de valência um total de 8 elétrons, 
obtendo uma configuração semelhante dos gases nobres. Em relação a estes gases, 
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E40
presentes na família 8A, que já possuem 8 elétrons em sua camada de valência, 
não precisam realizar ligações químicas pois já são estáveis e podem ser encontra-
dos na natureza em sua forma isolada (He Ne Ar Xe Kr e Rn, , , , ). Ainda, o 
hélio é um elemento que foge à regra do octeto, que fica estável com dois elétrons 
em sua camada de valência e por isso também se encontra nesta mesma família. 
Os demais elementos presentes na tabela não existem no formato isolado e 
precisam realizar ligações químicas para atingir a estabilidade. O tipo desta liga-
ção química vai depender da natureza das configurações químicas dos átomos 
que participam da ligação (BIGATÃO, 2016), que são influenciados por dois 
fatores principais: a força eletrostática existente entre cargas opostas e a tendên-
cia dos elétrons em formar pares.
Os demais elementos presentes na tabela não existem no formato isolado e 
precisam realizar ligações químicas para atingir a estabilidade. O tipo desta liga-
ção química vai depender da natureza das configurações químicas dos átomos 
que participam da ligação (BIGATÃO, 2016), que são influenciados por dois 
fatores principais: a força eletrostática existente entre cargas opostas e a tendên-
cia dos elétrons em formar pares.
Então, durante as ligações químicas, os átomos envolvidos a fim de adquirir 
a estabilidade podem doar seus elétrons, receber elétrons e até mesmo compar-
tilhar elétrons entre si, e a depender da forma como ocorre, teremos um tipo 
específico de ligação, que iremos tratar a seguir.
LIGAÇÃO IÔNICA
A ligação iônica ocorre entre elementos que possuem cargas elétricas opostas, 
chamados de cátions (carga positiva) e ânions (carga negativa), geralmente, obti-
das entre metais e não metais. Os metais têm grande tendência a perder elétrons, 
pois são bastante eletropositivos (lembre-se das propriedades da nossa tabela peri-
ódica), e quando perdem elétrons, ficam desbalanceados em termos do número 
de cargas positivas e negativas, ou seja, ficam com um menor número de car-
gas elétricas negativas, obtendo um caráter positivo, formando um íon positivo 
conhecido como cátion, por exemplo, o Na+ , que é um cátion do átomo sódio. 
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Da mesma forma, um não metal possui grande tendência a ganhar elétrons, 
pois tem uma maior eletronegatividade, e neste caso, se ele ganha elétrons, ele 
fica com um maior número de cargas negativas, formando um íon negativo cha-
mado de ânion, por exemplo, o ânion cloreto Cl−.
Então, quando estes dois íons se encontram (o cátion se encontra com o 
ânion), há uma atração entre as cargas opostas, formando a ligação iônica. Para 
entender melhor vamos explicar melhor com os nossos exemplos tomados acima. 
O metal sódio 11Na e o não metal cloro 17Cl , tem a seguinte distribuição ele-
trônica (pelo diagrama de Linus Pauling):
11 2 2 6 1
17 2 2 6 52
1 2 2 3
1 2 2 3 3
Na s s p s
Cl s s p s p
 
 
 
 
−
−
.
.
Vejam, que através da distribuição eletrônica do cloro, percebemos que na camada 
de valência M (ou camada 3) o sódio tem 1 elétron, e na camada anterior L (ou 
camada 2), ele tem 8 elétrons (2+6). Se ele perder 1 elétron da última camada 
ele fica com 8 elétrons na camada anterior, atinge a regra do octeto e torna-se 
estável. Então, o sódio precisa perder 1 elétron, e sua representação é Na1+, ou 
seja, o cátion sódio. 
Uma alternativa para realizar a mesma análise é utilizar a tabela periódica. Os 
elementos da família 1A e 2A, tendem a perder 1 e 2 elétrons, respectivamente. 
Neste caso, a representação do íon sódio com carga positiva é Na+.
Verificando a distribuição eletrônica do cloro, percebemos que ele tem na 
camada de valência M (ou camada 3) 7 elétrons (2+5), portando, se ganhar 1 
elétron, atinge a regra do octeto, ficando com 8 elétrons e atinge a estabilidade. 
Sua representação é Cl−, ou seja, o ânion cloreto.
Uma alternativa para realizar a mesma análise é utilizar a tabela periódica. 
Os elementos da família 3A, tem três elétrons na camada de valência, precisam 
perde-los para ficar com 8 elétrons na camada anterior. Os elementos da família 
4A, 5A, 6A, 7A precisam de 4, 3, 2 e 1 elétrons para atingirem a regra do octeto 
e atingir a estabilidade. Percebam, que o número da família da tabela periódica 
indica a quantidade de elétrons que precisam ser cedidos ou recebidos para atin-
gir a estabilidade. Então, em nosso exemplo, o cloro pertence à família 7A, e 
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E42
precisa ganhar 1 elétron para adquirir a estabilidade e sua representação é Cl− .
Nesta condição destes dois átomos, o sódio necessitando doar 1 elétron, e o 
cloreto necessitando ganhar 1 elétron, eles realizam uma ligação do tipo iônica, 
que é quando há doação de elétrons de um elemento para o outro e formam o 
composto NaCl , chamado de cloreto de sódio. 
No sólido do tipo iônico formado NaCl , que é chamado de cloreto de 
sódio, os íons sódio e cloreto estão organizados nas três dimensões, conforme 
representação a seguir, onde cada Na+ tem seis Cl− que estão próximos e, de 
maneira análoga, cada Cl− está próximo de seis Na+. Tridimensionalmente, a 
estrutura originada demonstra um retículo cristalino.
Sal NaCl 
Na
Cl-
+
Figura 14 – Retículo cristalino do cloreto de sódio
Fonte: Feltre (2004).
As propriedades deste composto diferem muito dos elementos originais. O sódio 
é um metal brilhante que queima espontaneamente em contato com a água. O 
cloro é um gás venenoso que foi usado durante a 1ª Guerra Mundial. Apesar 
disso, nós utilizamos cloreto de sódio em nossos alimentos. Assim, fica claro 
que as propriedades do átomo mudam quando se tornam íons (UCKO, 1992). 
Neste exemplo do sal de cozinha foi simples construir sua fórmula iônica, e 
para ficarmos expert, vamos treinar com mais um exemplo: a ligação entre o Mg 
(Magnésio) e Cl (cloro). Neste exemplo não iremos fazer a distribuição eletrô-
nica por Linus Pauling e sim usar as regras que conhecemos da tabela periódica. 
Se você ainda não se sentir confortável, faça a distribuição eletrônica, os resul-
tados serão os mesmos.
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O magnésio está na família 2A, conforme mencionamos, os metais desta famí-
lia tendem a perder 2 elétrons para atingir a estabilidade e completar a regra do 
octeto. Sua representação na forma de íon é Mg2+, ou seja, o cátion magnésio.
O cloro está na família 7A, precisa ganhar 1 elétron para atingir a estabili-
dade, e sua representação é Cl1−, ou seja, o ânion cloreto.
Temos então um composto que precisa doar elétrons (metal) e outro que 
precisa receber elétrons (não metal), tratando-se, portanto, de uma ligação do 
tipo iônica.
Agora neste ponto surge uma indagação, um elemento precisa perder dois 
elétrons, e o outro só precisa ganhar 1 elétron, como proceder? Simples, preci-
saremos de 2 íons cloretos, assim, o cátion magnésio consegue doar seus dois 
elétrons. Porém, na fórmula iônica precisamos quantificar o número de átomos, 
que é feito com um subscrito:
Antes da reação: Mg2+ e Cl1−
Depois da reação: MgCl2
Para não sobrar dúvidas, indico utilizar a seguinte regra:
Mg2+ Cl1-
Figura 15 – Regra 
Fonte: os autores.
Ou seja, a carga do ânion desce como a quantidade de cátions que serão neces-
sários, no caso 1, não precisa representar, e a carga do cátion desce como a 
quantidade de ânions que serão necessários, no caso, 2.
Para aniquilar com todas as dúvidas vamos para mais um exemplo, reação 
entre o alumínio (13 Al ) e o oxigênio ( 8O ). O alumínio (metal) está na família 
3A, precisa perder 3 elétrons: Al3+ , cátion alumínio. O oxigênio (não metal) 
está na família 6A, precisa ganhar 2 elétrons: O2− , ânion óxido. Temos um ele-
mento querendo doar, outro querendo receber, ou ainda, uma reação entre um 
metal e um não metal, então, teremos uma ligação do tipo iônica:
Al 3+ O2-
Figura 16 – Ligação do tipo iônica
Fonte: os autores. 
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IU N I D A D E44
E o composto iônico formado será o Al O2 3 , ou seja, o óxido de alumínio.
[...] os compostos iônicos apresentam algumas características em co-
mum: são sólidos na temperatura ambiente e formam retículos crista-
linos; possuem elevados pontos de fusão e ebulição; quando fundidos 
ou em solução aquosa são bons condutores de eletricidade; são solúveis 
em água; são duros e quebradiços (BIGATÃO, 2016, p. 41).
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
A ligação covalente ocorre quando dois átomos possuem tendências semelhan-
tes de ganhar. Nestas condições, ao contrário da ligação iônica, a transferência 
total de um elétron não acontece, ocorrendo o compartilhamento dos elétrons 
entre os átomos participantes da reação. Os pares eletrônicos que se formam neste 
processo de compartilhamento são constituídos por um elétron de cada átomo 
e pertencem simultaneamente a ambos os átomos ligados. Portanto, não ocorre 
ganho e perdas de elétrons e as estruturas formadas após a reação são eletrica-
mente neutras (BIGATÃO, 2016). 
Os conjuntos formados por meio de ligações covalentes são “[...] chamadas 
de moléculas, por isso a ligação covalente é também chamada ligação molecular. 
Assim, as substâncias formadas por ligação covalente são chamadas substâncias 
moleculares e podem ser sólidas, líquidas e gasosas” (BIGATÃO, 2016, p. 43). “A 
ligação covalente geralmente ocorre entre não metal e não metal, hidrogênio e 
não metal e hidrogênio com hidrogênio” (BIGATÃO, 2016, p. 43). 
Vamos tomar como exemplo dois átomos de hidrogênio. Este elemento 
encontra-se, geralmente, a parte da tabela periódica, ou acima da família 1A. 
Ele, conforme mencionado acima, é uma exceção, e precisa apenas de 1 elétron 
para ficar com um total de 2 elétrons e adquirir a configuração do Hélio e ficar 
estável. Assim, os dois átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons para 
ficar estáveis (BIGATÃO, 2016).
Quanto a representação, a ligação covalente pode ser representada pela fór-
mula estrutural plana: H H − , em que o traço representa o par de elétrons 
compartilhados. A fórmula molecular é H2 (BIGATÃO, 2016).
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É importante frisar que um composto é considerado molecular, ou ainda, 
chamado de molécula somente se possuir ligações covalentes em sua estrutura.
Vamos fazer agora outro exemplo, entre dois átomos de cloro. O cloro (17Cl )
pertence à família 7A, ou seja, precisa ganhar 1 elétron para atingir a regra do octeto 
e adquirir estabilidade. Como temos dois não metais que necessitam ganhar elé-
trons, eles irão compartilhar, cada um 1 elétron, e então, terão a quantidade final 
total de 8 elétrons na camada de valência. Por serem dois não metais e por compar-
tilharem os elétrons, formaram uma ligação covalente, formando a molécula do gás 
cloro Cl2 ou Cl Cl − . Deixamos aqui o desafio para você fazer a distribuição
eletrônica deste átomo e verificar a quantidade de elétrons que existe na camada de 
valência (última camada) e comprovar que ele realmente precisa de 1 elétron para 
ficar com 8 elétrons nesta camada. 
Abaixo temos uma representação didática do compartilhamento de elétrons 
entre os dois átomos de cloro. Para representar desta forma basta distribuir em 
volta do átomo os elétrons presentes na camada de valência e fazer uma ligação 
entre 1 elétron de cada átomo para representar a ligação:
Cl Cl
Figura 17 – Ligação covalente entre o gás cloro
Fonte: Bigatão (2016).
Outro exemplo de ligação covalente é entre átomos diferentes oxigênio (8O) e hidro-
gênio (1 H ). Já vimos acima que o hidrogênio precisa de apenas 1 elétron para ficar 
estável. O oxigênio pertence à família 6A, ou seja, necessita de dois elétrons para 
ficar estável. Então, para isso ser possível, serão necessários dois átomos de hidro-
gênio, formando a molécula da água H O2 . A figura abaixo representa esta ligação:
O
H
HO
H
H
Figura 18 – Ligação covalente entre oxigênio e hidrogênio.
Fonte: Bigatão (2016).
ÁTOMOS: O MUNDO QUÂNTICO
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IU N I D A D E46
Podemos verificar que a água faz duas ligações covalentes para atingir a estabilidade 
de seus elementos. A primeira representação é a fórmula estrutural plana, a segunda 
representação é a de Lewis, e a representação H2O é a representação molecular.
LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA OU DATIVA
A ligação covalente do tipo coordenada ou dativa é um caso especial da ligação 
covalente. Continua a ser covalente, pois ocorre entre não metais mediante ao 
compartilhamento de elétrons. A diferença neste tipo de ligação é que um dos 
elementos atinge a regra do octeto, tornando-se estável e ainda assim compar-
tilha elétrons de sua estrutura para o outro elemento para que este também se 
torne estável. Para entendermos melhor este tipo de ligação, vamos tomar como 
exemplo o monóxido de carbono (CO) (BIGATÃO, 2016).
O carbono pertence à família 4A, ou seja, necessita de 4 elétrons para atin-
gir a regra do octeto e adquirir a estabilidade. O oxigênio pertence à família 
6A, e necessita de 1 par de elétrons para ficar estável. Neste exemplo o oxigênio 
compartilha 1 par de elétrons com o carbono, e desta forma, adquiri a 
estabili-dade. O carbono, que compartilhou 1 par de elétrons com o oxigênio, 
fica com um total de 6 elétrons em sua camada de valência, e necessita de 
mais 1 par de elétrons para ficar com 8 elétrons. O oxigênio realiza este 
compartilhamento unilateral, e a molécula monóxido de carbono é formada, 
conforme demonstra a figura abaixo:
C O
Figura 19 – Ligação covalente dativa entre carbono e oxigênio 
Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
Ligações Químicas e Geometria Molecular
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A representação na forma estrutural plana porser feita por um traço que repre-
senta os compartilhamentos de pares de elétrons, conforme é demonstrado a seguir:
C O
112.8 pm
Figura 20 – Ligação covalente dativa entre carbono e oxigênio 
Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
Para treinarmos ainda mais vamos considerar mais um exemplo, a molécula dió-
xido de enxofre (SO2). Tanto o enxofre (S), quanto o oxigênio (O) pertencem 
a família 6A, e como sabemos, necessitam compartilhar 1 par de elétrons para 
completar o octeto e atingir a estabilidade. Entre os pares enxofre e oxigênio, 
há o compartilhamento de um par de elétrons, e ambos, completam a regra do 
octeto, ficando estável. No entanto, ainda há um enxofre que necessita de um par 
de elétrons. Então, o oxigênio compartilha seu par de elétrons com este enxo-
fre, sem receber o par de elétrons do enxofre, formando desta forma, a molécula 
dióxido de enxofre, conforme demonstra a figura abaixo:
O S O
Figura 21 – Fórmula de Lewis para representação do SO2
Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
A representação estrutural é dada conforme segue:
O
S
O
Figura 22 – Fórmula estrutural plana para representação do SO2
Fonte: adaptada de De Boni e Goldani (2007).
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A seguir, temos o Quadro 1 que demonstra as principais diferenças entre a liga-
ção iônica e covalente:
Quadro 1 – Diferenças entre a ligação covalente e dativa 
LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO COVALENTE
Ocorre entre metal e não metal Ocorre entre não metal e não metal
Transferência de elétrons Compartilhamento de elétrons
Elevados pontos de fusão e ebulição Baixos pontos de fusão e ebulição
Conduz corrente elétrica Não conduz corrente elétrica
Formam retículos cristalinos Formam moléculas
Sólidos a temperatura ambiente Sólidos, líquidos ou gases a temperatura ambiente
Fonte: adaptado de De Boni e Goldani (2007).
LIGAÇÃO METÁLICA
Conforme o próprio nome sugere, este tipo de ligação ocorre entre metais. Os 
metais não exercem uma grande força pelos elétrons que estão presentes em sua 
camada de valência, e assim, quando mais de um metal se liga, os elétrons desta 
última camada ficam livres e percorrem toda a extensão do metal. Daí está a 
explicação dos fios metálicos serem utilizados para conduzir energia. A mobili-
dade eletrônica existente os torna bons condutores de energia. 
Em termos das ligações, os metais tendem a doar seus elétrons para se tor-
narem estáveis, ou seja, são cátions (doam elétrons e adquirem a carga positiva). 
Os elétrons que são perdidos durante a ligação ficam livres e são atraídos por 
outros elementos metálicos, que também desprendem seus elétrons, e assim 
sucessivamente. Portanto, os metais apresentam uma estrutura geral eletrica-
mente neutra (a soma das cargas de todos os elementos presentes se torna nula), 
sendo que são constituídos por cátions em posições ordenadas, que possuem 
seus elétrons na camada de valência livres e que se movimentam por todo o 
metal (BIGATÃO, 2016).
Ligações Químicas e Geometria Molecular
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Alguns autores citam que os metais formam um modelo conhecido como 
sendo um “mar de elétrons”, em que existe um amontoado organizado de cátions 
mergulhados neste mar de elétrons. Assim, a regra do octeto vista até aqui não 
explica este tipo de ligação, ou seja, não se aplica a regra do octeto, conforme 
comentamos anteriormente. 
As características da ligação metálica são o brilho, elevada condutividade 
elétrica e térmica, elevados pontos de fusão e ebulição, alta densidade, maleabi-
lidade e ductilidade e resistência a tração.
Um exemplo de ligação metálica é representado pelo Ferro. Neste tipo de 
ligação representamos os elementos participantes, sem indicar a quantidade, 
pois conforme afirmamos, estes não seguem a regra do octeto.
As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ain-
da incluir não metais, mas sempre com predominância dos elementos 
metálicos. Na produção de ligas metálicas, os componentes metálicos 
e não metálicos são fundidos, em seguida, resfriados e solidificados. 
O produto formado apresenta propriedades físicas e químicas muito 
diferentes de seus metais puros, tornando-se mais resistentes para apli-
cações práticas em geral. As ligas de maior aplicação no nosso cotidia-
no são o aço comum (liga de ferro e carbono), o aço inoxidável (liga 
de ferro, carbono, cromo e níquel), o bronze (liga de cobre e estanho), 
entre outras (BIGATÃO, 2016, p. 47).
GEOMETRIA MOLECULAR
Entendemos algumas das reações químicas básicas e agora estamos interessa-
dos em saber como estes átomos se rearranjam no espaço após a ocorrência da 
ligação química. O estudo da geometria molecular é importante pois influencia 
em muitas de suas propriedades físicas e químicas dos compostos, tais como os 
pontos de fusão e ebulição (BIGATÃO, 2016). Além disso, por meio da geome-
tria dos compostos somos capazes de predizer se a molécula é polar (ou seja, tem 
carga positiva ou negativa), ou apolar (é neutra). Este conceito é importante no 
campo da química por nos permitir prescrever a solubilidade de um composto 
em outro, pelo estudo da polaridade.
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Já nos sistemas vivos, as diversas reações químicas que nos fornecem ener-
gia e nos mantém vivos dependem de um entrelaçamento preciso e complexo 
entre as moléculas, justificando nosso interesse em entender a geometria dos 
compostos (BIGATAO, 2016).
Em uma molécula, formada por ligações covalentes, um átomo central, 
ligado a vários átomos ao seu redor, as ligações e os pares de elétrons isolados 
(sem ligação) se orientam no espaço de maneira que as repulsões entre elétrons 
seja a menor possível (repulsões entre cargas iguais), enquanto que as atrações 
entre o elétron e núcleo sejam maximizadas. Este método que determina a orien-
tação no espaço é chamado de Repulsão entre os pares eletrônicos da camada de 
valência ou Método VSEPR (BIGATÃO, 2016).
Um exemplo desta distribuição espacial podemos vislumbrar na molécula 
de metano (CH4). O carbono, pertencente à família 4A necessita de 4 elétrons, 
enquanto que o hidrogênio necessita de apenas 1. Então, 4 hidrogênios fazem 
a ligação com o carbono, e todos eles completam a regra do octeto. A figura a 
seguir demonstra a configuração espacial desta molécula:
Figura 23 – Geometria espacial do metano (CH4)
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
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Neste caso, sem pares eletrônicos livres na camada de valência do átomo cen-
tral (carbono), os átomos de hidrogênio se distanciam de tal maneira que ficam 
mais distantes uns dos outros.
Em outros casos sobram elétrons na camada de valência do átomo central, 
como é o caso da molécula de água. O oxigênio, pertencente à família 6ª, neces-
sita compartilhar um par de elétron. Compartilha 1 elétron com um átomo de 
hidrogênio, e outro elétron com outro hidrogênio. Sobram neste compartilha-
mento, no átomo central, 2 pares de elétrons na camada de valência. Estes pares 
de elétrons ficam distribuídos no espaço de tal forma que ficam em uma distân-
cia que minimiza sua repulsão, conforme demonstra a figura a seguir:
H
O
H
Figura 24 – Estrutura de Lewis e Geometria espacial da água
Fonte: adaptada de Feltre (2004).
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Essa teoria VSEPR explica a estrutura espacial das moléculas, pois leva em con-
sideração que todas as moléculas possuem geometrias espaciais originadas de 
um conjunto