Química Inorgânica - IFRJ

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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro 
Campus Maracanã 
Professor Rodrigo 
 
 
 
 
 
Química Inorgânica 
 
 
 
“I agree with Poincaré that ‘it is far better to foresee 
even without certainty than not to foresee at all’. ” 
Linus Pauling
 
 
2009/1 
IFRJ Química Inorgânica 
 I
Sumário 
 
1. O Modelo Atômico Moderno 1 
2. Configuração Eletrônica e Tabela Periódica 8 
3. Propriedades Periódicas 
3.1 – Carga Nuclear Efetiva (Z* ou Zeff) 3 
3.2 – Raio Atômico 13 
3.3 – Energia de Ionização (EI) 15 
3.4 – Afinidade Eletrônica (AE) 19 
3.5 – Eletronegatividade (χ) 20 
Exercícios 22 
4. A Regra do Octeto 23 
5. Ligação Iônica 25 
5.1 – Sólidos Iônicos 26 
5.2 – As Estruturas Cristalinas dos Sólidos Iônicos 
5.2.1 – A Estrutura do Cloreto de Sódio 28 
5.2.2 – Estrutura do Cloreto de Césio 28 
5.2.3 – A Estrutura da Esfarelita 29 
5.2.4 – Estrutura da Fluorita e da Antifluorita 29 
5.2.5 – Outras Estruturas 30 
5.3 – Energia do Retículo Cristalino (U0) 30 
5.4 – Raio Iônico 34 
5.5 – Regras de Fajans: Poder Polarizante e Polarizabilidade 35 
5.6 – Hidrólise de Cátions 36 
5.7 – Outras Conseqüências do Aumento do Caráter Covalente da Ligação 
Iônica 38 
Exercícios 40 
6. Ligação Covalente 41 
6.1 – Estruturas de Lewis 41 
6.2 – Teoria da Ligação de Valência 44 
6.2.1 – Hibridação dos Orbitais Atômicos 46 
6.2.1.1 – Hibridação do tipo sp3 46 
6.2.1.2 – Ligações π: Hibridação do tipo sp2 e sp 47 
6.2.1.3 – Expansão do Octeto 49 
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 II
6.3 – Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 52 
6.4 – Ressonância 55 
7. Conceitos Ácido-Base 
7.1 – De Arrhenius a Brønsted-Lowry 56 
7.2 – O Conceito ácido-base de Lewis 58 
Exercícios 61 
8. Compostos de Coordenação 
8.1 – Um breve histórico sobre Compostos de Coordenação 62 
8.2 – Classificação dos ligantes e nomenclatura de complexos 65 
8.3 – Isomeria em compostos de coordenação 68 
8.4 – A Teoria da Ligação de Valência Aplicada a Compostos de Coordenação 69 
8.5 – A Teoria do Campo Cristalino (TCC) 72 
8.6 – A Origem das Cores dos Compostos de Coordenação Segundo a TCC 77 
Exercícios 80 
Bibliografia 81 
Aulas Experimentais 82 
 
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 1
1. O Modelo Atômico Moderno 
 
 Em 1911, Ernest Rutherford propusera um novo modelo para o átomo baseado em 
seus resultados que contradiziam o modelo atômico proposto por J. J. Thomson. O modelo 
proposto por Thomson, com os elétrons grudados na massa positiva, levava a uma distribuição 
uniforme de cargas. Pensando nessa distribuição uniforme Rutherford desenvolveu um 
experimento onde partículas alfa (de carga positiva) seriam lançadas contra uma fina folha de 
ouro. Devido à natureza elétrica neutra do átomo de Thomson, a partícula alfa não sofreria 
qualquer perturbação em sua trajetória. Rutherford realizou a experiência com o polônio, um 
emissor de partículas alfa em uma caixa de chumbo com uma fenda. As partículas alfa ao 
atravessarem a fina folha de ouro se chocavam contra um anteparo fluorescente de sulfeto de 
zinco. A experiência revelou que grande parte das partículas alfa atravessava sem problemas 
a folha de ouro, mas foram observados grandes desvios e, de forma surpreendente, algumas 
partículas voltavam direto para a fonte emissora. 
 Para justificar esses resultados Rutherford propôs um novo modelo para o átomo, com 
um núcleo positivo de grande massa, porém muito pequeno em relação ao volume total do 
átomo e os elétrons descreveriam órbitas ao redor do núcleo. No entanto, o modelo para o 
átomo de Rutherford tinha um grande problema: não era estável segundo as leis da física 
conhecidas na época. 
 Como podiam um núcleo positivo e uma carga negativa, o elétron, estarem tão 
próximos e não se atraírem? O problema foi parcialmente resolvido com o movimento circular 
exercido pelo elétron. Ao descrever uma trajetória em torno do núcleo, havia uma força 
centrípeta que compensaria a força atrativa. Mas essa solução se mostrou insuficiente, caindo 
numa outra armadilha da física clássica. Do eletromagnetismo, qualquer carga acelerada, 
como o elétron, emitiria energia continuamente, tendo como conseqüência uma diminuição do 
raio da trajetória. Conforme o elétron emitisse energia, mais próximo do núcleo ele ficaria, até o 
momento onde o choque entre elétron e núcleo seria inevitável. E sobre essas condições o 
átomo proposto por Rutherford não poderia existir. 
 Entre o final do século XIX e o início do século XX, a física clássica já havia 
demonstrado diversas limitações. A instabilidade do átomo de Rutherford era mais uma, talvez 
a mais grave, afinal não se conseguia explicar porque um átomo poderia existir. Este impasse 
tinha que ser resolvido de alguma forma: ou mudaria o modelo ou mudaria a teoria. Em 1913, 
Niels Bohr mudou os dois. 
 Em 1900, para solucionar uma falha da física clássica Max Planck havia proposto – 
fruto de seu desespero, segundo suas próprias palavras – a hipótese quântica. Esta hipótese 
estabelecia que a energia era descontínua e que o processo de absorção e emissão acontecia 
segundo a equação: 
 
E = hυ (1) 
 
onde E é a energia envolvida, h é a constante de Planck (de valor de 6,63.10–34 J.s) e υ é uma 
frequência de radiação eletromagnética. Então, só era permitido absorver e emitir “pacotes” de 
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 2
energia múltiplos de hυ. A idéia desesperada de Planck foi usada por Albert Einstein em 1905 
para explicar o efeito fotoelétrico – um outro fenômeno que não encontrava explicação na física 
clássica. 
 Bohr, como Einstein, também usou a hipótese quântica de Planck para explicar porque 
os átomos eram estáveis, revolucionando o pensamento sobre átomos. Bohr fez dois 
postulados fundamentados nas idéias de Planck para o átomo de hidrogênio. O primeiro 
postulado “resolvia” a estabilidade dos átomos frente à física clássica. Bohr considerou que os 
elétrons nos átomos poderiam orbitar sem emitir radiações, mas nem todas as órbitas eram 
permitidas aos elétrons. Apenas as órbitas de energia dada pela equação abaixo eram 
permitidas: 
 
222
0
4
nh8
m.eE ∈−= (2) 
 
onde m é a massa do elétron, e é a carga do elétron, ∈0 é a constante elétrica de 
permissividade do vácuo, h é a constante de Planck e n é um número que só pode assumir 
valores inteiros (1, 2, 3, 4, ..., n). 
 No segundo postulado, Bohr estabeleceu que um elétron deixa seu estado fundamental 
(n = 1) se absorver uma quantidade de energia equivalente à diferença de energia entre o 
estado fundamental e o estado excitado. Assim, para o elétron passar da órbita n = 1 para a 
órbita n = 3, a quantidade de energia fornecida será exatamente igual à diferença de energia 
entre estas órbitas (Figura 1). Além disso, ao retornar ao estado fundamental, o elétron emite a 
mesma quantidade de energia absorvida antes para passar ao estado excitado. Com isso, Bohr 
deu um comportamento quântico ao elétron e, consequentemente, ao átomo. 
 O modelo atômico de Bohr, além de resolver o problema da instabilidade que surgiu no 
modelo atômico de Rutherford, também explicou os espectros que eram observados para os 
átomos, em especial, para o átomo de hidrogênio (Figura 2). 
 
Figura 1. Transição entre o estado fundamental (n=1) e o estado excitado (n=3). A quantidade de energia 
absorvida e emitida é igual à diferença de energia entre as órbitas. 
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 3
 É importante entender que o modelo de Bohr não é totalmente quântico. Em sua 
dedução, Bohr usou de elementos da física clássica para chegar até a quantização das órbitas 
dos elétrons, de forma que este modelo acabou
sendo reconhecido como um modelo 
transitório, que apontava para a necessidade de se chegar numa teoria mais geral para 
sistemas atômicos. 
 Por volta do ano de 1925, Werner Heisenberg e Erwin Schrödinger, separadamente, 
desenvolveram duas versões diferentes (porém equivalentes) da parte da física que trataria de 
maneira correta os átomos: a mecânica quântica. A versão de Schrödinger, também conhecida 
como mecânica ondulatória se tornou mais popular por uma série de facilidades em relação ao 
esquema de matrizes de Heisenberg e é por isso que vamos nos focar no modelo desenvolvido 
por Schrödinger. 
 Schrödinger começou a desenvolver sua teoria analisando as idéias do Príncipe 
francês Louis-Victor Pierre Raymond de Broglie, que propôs que a matéria, assim como a luz, 
apresentava um comportamento dual de onda-partícula. Para Schrödinger, o trabalho de Louis 
de Broglie pecava por não apresentar um tratamento matemático adequado. Para ele, se a 
matéria apresentava características ondulatórias, existiria uma função de onda (ψ) que 
descreveria e representaria a matéria. 
 
Figura 2. Espectro atômico do hidrogênio. Espectro de emissão (em cima) 
 e de absorção (em baixo). 
 
 Através da equação que leva o seu nome, Schrödinger desenvolveu um método para 
encontrar as funções de onda de diversos sistemas – em especial para a química, as funções 
de onda para o átomo de hidrogênio. As funções de onda para o átomo de hidrogênio 
dependem de alguns parâmetros, chamados números quânticos – sendo o mais importante 
deles o número quântico principal, n, que define a camada que o elétron está localizado. Um 
dado conjunto de números quânticos, define um orbital atômico.1 Dessa forma, abandonava-se 
a idéia de Bohr de elétrons em movimento ao redor do núcleo, substituindo-se pela idéia de 
densidade eletrônica em uma dada região no espaço. 
 A interpretação das funções de onda foi introduzida por Max Born. Ele percebeu que o 
quadrado da função de onda representava a probabilidade do evento representado por aquela 
 
1 É preciso entender de forma clara a diferença entre órbitas de orbitais. Órbita é a trajetória do elétron ao 
redor do núcleo e tem interpretação determinística. Orbital é a representação visual da função de onda e 
tem interpretação probabilística. 
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função de onda. Então, ao elevarmos as funções de onda dos elétrons ao quadrado, temos a 
probabilidade de se encontrar um elétron na região do espaço definida pelo orbital. Portanto: 
ψ = Função de onda, orbitais atômicos; 
ψ2 = Probabilidade de se encontrar o elétron na região do espaço definida pelo orbital. 
Na Figura 3 podemos acompanhar o comportamento de algumas funções de onda do 
tipo “s” de camadas diferentes em relação à distância r do núcleo. Pela Figura 3, percebe-se 
que o orbital s de número quântico principal n = 1, o orbital 1s, não corta o eixo x para nenhum 
ponto. Isto é, a função de onda não tem valor zero em nenhum ponto. Já para os outros dois 
orbitais, o 2s e o 3s, existem alguns pontos onde o valor da função é zero. Para o orbital 2s 
temos um ponto onde a função de onda tem valor zero. Já para o 3s, são dois os pontos onde 
a função passa pelo zero. Sempre que a função passa pelo valor zero, dizemos que ela trocou 
de fase. A função de onda do orbital 2s estava em valores positivos (fase positiva) e, ao passar 
no zero, foi para valores negativos (fase negativa). O orbital 3s, na primeira vez que passa no 
zero, muda da fase positiva para a negativa e, na segunda passagem por este valor, vai da 
fase negativa para a positiva. 
Se pensarmos em probabilidade, ψ2, uma função de onda como a do orbital 2s teria o 
comportamento semelhante ao mostrado na Figura 4. Como elevamos a função ao quadrado, a 
fase negativa se torna positiva. No entanto, o ponto onde a função tem valor zero, permanece 
no zero em ψ2. Portanto, o ponto onde a função de onda tem valor zero equivale à 
probabilidade zero de se encontrar o elétron. A conclusão disto é que, dependendo da função 
de onda, existirá uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar o elétron é nula. 
Esta região é chamada de região nodal. 
 
 
Figura 3. Comportamento dos orbitais atômicos do tipo s em função da distância r do núcleo. 
 
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Figura 4. Uma função de onda (ψ) e o quadrado desta função (ψ2) 
 
Voltando na Figura 3, a função de onda do orbital 1s não possui valor zero para 
nenhum ponto. Portanto, o orbital 1s não possui regiões nodais. Os orbitais 2s e 3s têm, 
respectivamente, uma e duas regiões nodais. Como é possível perceber, existe uma estreita 
relação entre o número quântico principal e o número de regiões nodais de uma função de 
onda. O número de regiões nodais pode ser definido por n – 1, onde n é o número quântico 
principal. Na Figura 5, as regiões nodais dos orbitais 2s e 3s estão destacadas. 
Além de definir quantas regiões nodais um orbital tem, o número quântico principal 
define também quantos subníveis uma camada (ou nível) tem. Ao primeiro nível, n = 1, só é 
permitido um subnível. No segundo, n = 2, são permitidos dois subníveis, a terceira camada 
tem três subníveis e assim por diante. Ou seja, o número de subníveis de cada nível é igual ao 
número quântico principal da camada. Cada subnível é formado por um conjunto de orbitais de 
mesmo tipo. O subnível s é formado por um orbital do tipo s. Já o subnível p é formado por três 
orbitais do tipo p. O subnível d é formado por cinco orbitais do tipo d. A Tabela 1 resume a 
relação entre alguns subníveis e os tipos de orbitais. 
 
Figura 5. Orbitais atômicos 1s, 2s e 3s e suas regiões nodais. 
 
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Tabela 1. Relação entre subníveis e orbitais. 
Subnível Tipo de orbital Número de Orbitais 
s s 1 
p p 3 
d d 5 
f f 7 
g g 9 
h h 11 
i i 13 
 
 O subnível s é formado por um orbital s e está presente em todas as camadas. O 
orbital s é caracterizado por ter uma forma esférica, como mostra a Figura 6. 
 
 
Figura 6. Forma espacial do orbital s. 
 
 O subnível p é formado por três orbitais do tipo p, que se localizam ao longo dos eixos 
x, y e z (Figura 7). Por este motivo, são chamados de orbitais px, py e pz. Como é possível ver 
na Figura 8, os orbitais p possuem planos nodais e, por isso, uma fase positiva e outra 
negativa. Outra característica interessante é que estes três orbitais têm a mesma energia. 
Orbitais de mesma energia são chamados de orbitais degenerados. O subnível p é 
encontrado a partir da segunda camada. 
 
 
Figura 7. Os três orbitais p e suas formas espaciais. 
 
 
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Figura 8. Orbital p e seu plano nodal. 
 
 Subnível d é formado por cinco orbitais do tipo d (Figura 9) e é encontrado a partir do 
terceiro nível. Assim como os orbitais p, os orbitais do tipo d são degenerados. No entanto, sob 
algumas condições, a degenerescência destes orbitais pode ser quebrada. 
 
Figura 9. Os cinco orbitais d e suas posições no espaço. 
 
O subnível f é permitido a partir do quarto nível energético. Ele é formado por sete 
orbitais degenerados do tipo f, que podem ser vistos na Figura 10. 
 Os subnívels g, h, i, e outros, existem teoricamente. Na prática, esse orbitais não são 
observados no estado fundamental dos átomos que se conhece atualmente. No entanto, 
experimentos de estados excitados podem detectá-los. 
Conhecendo-se como variam os níveis, subníveis e orbitais, constrói-se a configuração 
eletrônica dos átomos, assunto de grande importância para o entendimento da reatividade dos 
compostos. 
 
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Figura 10. Os sete
orbitais f e suas posições no espaço 
 
 
2. Configuração Eletrônica e Tabela Periódica 
 
 A configuração eletrônica de um átomo no estado fundamental, segue algumas regras 
que são conhecidas como o princípio de Aufbau. 
 A primeira das regras está relacionada com a ordem de ocupação dos orbitais pelos 
elétrons. A distribuição eletrônica começa no orbital de menor energia, o 1s, e os elétrons 
restantes entram no próximo orbital vazio de menor energia – até que todos os elétrons do 
átomo sejam distribuídos. A ordem de energia pode ser prevista pelo diagrama de Pauling: 
1s
2s
3s
2p
4s
3p
5s
4p
3d
6s
5p
4d
7s
6p
8s
7p
6d
7d
6f
5d
4f
5f 5g
7f
6g
7g
6h
7h 7i
(...)
(...) 
A distribuição dos elétrons segue a ordem das 
diagonais, indo de cima para baixo como indicam as 
setas. Dessa forma, a ordem de energia dos orbitais é: 
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<... 
Os orbitais marcados em azul são, normalmente, 
omitidos no diagrama de Pauling, pois os elementos 
conhecidos até então não têm elétrons suficientes para 
ocupar estes orbitais quando no estado fundamental. No 
entanto, com a síntese de novos elementos artificiais, 
isto pode mudar no futuro. 
 A segunda regra está relacionada com o Princípio da Exclusão de Pauli e pode ser 
enunciada de várias formas. A maneira mais fácil de entendê-lo é que o número máximo de 
elétrons que podem ocupar um mesmo orbital são dois – e neste caso, os spins dos elétrons 
devem ser necessariamente contrários. 
 A terceira regra é conhecida como Regra de Hund. Quando um subnível possui orbitais 
degenerados, primeiro ocupa-se todos os orbitais com um elétron para, então, entrar com 
segundo elétron. Um exemplo da Regra de Hund pode ser visto na Figura 11. 
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Viola a Regra de Hund
(a)
Segue a Regra de Hund
(b)
 
Figura 11. Duas possibilidades para a distribuição de 3 elétrons em um subnível p. (a) um exemplo onde a 
Regra de Hund não está sendo respeitada e (b) a maneira correta, seguindo a Regra de Hund. 
 
 Seguindo estas regras, chega-se à configuração eletrônica do estado fundamental dos 
átomos. Algumas exceções são observadas, como o cobre, prata, ouro, platina, molibidênio e 
grande parte dos elementos da série dos lantanídeos e actnídeos. Quando se determina a 
configuração eletrônica destes elementos se observa que um orbital de maior energia está 
ocupado no lugar de um de menor energia (segundo a prioridade do diagrama de Pauling). 
Alguns exemplos são mostrados na Tabela 2. 
 
Tabela 2. Algumas exceções ao diagrama de Pauling. 
 Configuração eletrônica 
Elemento Diagrama de Pauling Experimental 
29Cu [Ar] 4s2 3d9 [Ar] 4s1 3d10 
42Mo [Kr] 5s2 4d4 [Kr] 5s1 4d5 
78Pt [Xe] 6s2 4f14 5d8 [Xe] 6s1 4f14 5d9 
 
 A configuração eletrônica dos elementos e a maneira que a Tabela Periódica está 
organizada têm grande relação. A Tabela Periódica moderna foi montada a partir da tabela 
feita por Mendeleev em 1869. Mendeleev colocou os 63 elementos que eram conhecidos 
naquela época em ordem crescente de massa atômica em linhas horizontais, que chamou de 
período. Os elementos com propriedades semelhantes foram organizados em linhas verticais, 
que foram chamadas de grupos ou famílias. 
 As propriedades dos elementos, principalmente a reatividade, estão relacionadas com 
a configuração eletrônica destes elementos. Portanto, nos grupos da Tabela Periódica estão 
elementos com configuração eletrônica semelhante. Fazendo a distribuição eletrônica do lítio, 
sódio, potássio e rubídio – todos do grupo 1 (ou 1A) – podemos perceber isso: 
3Li 1s2 2s1 19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 37Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 
Todos os elementos do grupo 1 da tabela têm seu último elétron ocupando um orbital s. 
A configuração eletrônica de todos termina com ns1, onde n é o período da tabela periódica que 
o elemento se encontra. 
Fazendo o mesmo para os elementos do grupo 2 da tabela, como o berílio, magnésio, 
cálcio e estrôncio, temos: 
4Be 1s2 2s2 20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 38Sr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 
 
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A configuração eletrônica dos elementos do grupo 2 na tabela termina com Xs2, onde X 
é o período da tabela periódica que o elemento se encontra. 
 Se fizermos isto para todos os grupos, iremos verificar que os elementos do mesmo 
grupo sempre têm o mesmo número de elétrons no mesmo subnível. Apenas o número da 
camada é que muda. Assim, podemos dividir a tabela periódica de acordo com os subníveis e 
número de elétrons, como mostra a Figura 12. 
 Uma vez que conhecemos a configuração eletrônica dos elementos e sua relação com 
a Tabela Periódica, podemos então avançar nossos estudos sobre as propriedades periódicas 
dos elementos. 
 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 
s1 p6 
 
s2 
 
p1 
 
p2 
 
p3 
 
p4 
 
p5 
 
 
 
d1 
 
d2 
 
d3 
 
d4 
 
d5 
 
d6 
 
d7 
 
d8 
 
d9 
 
d10 
 
 Bloco “p” 
Bloco 
“s” Bloco “d” 
 
 
 
 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 
 
 
 
Bloco “f” 
 
 
Figura 12. A Tabela Periódica e sua relação com a configuração eletrônica dos elementos. 
 
3. Propriedades Periódicas 
3.1 – Carga Nuclear Efetiva (Z* ou Zeff) 
 Considere um átomo com dois elétrons, como o mostrado na Figura 13. O elétron A 
está sobre influência direta do núcleo. Toda a carga nuclear irá atrair este elétron. Já o elétron 
B, não estará sob influência de toda a carga nuclear. De certa forma, o elétron A funciona como 
uma barreira da carga nuclear, atenuando-a. É como se uma parte da carga nuclear se 
perdesse ao atrair o elétron A, sobrando apenas uma fração da carga nuclear total para atrair o 
elétron B. Dizemos então que o elétron A blinda a carga nuclear para o elétron B. 
 
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Figura 13. Um núcleo e dois elétrons A e B. A influência do núcleo é diferente para os elétrons. 
 
 Dessa forma, define-se o termo carga nuclear efetiva (Z* ou Zeff) como sendo a fração 
da carga nuclear que chega ao elétron. Podemos expressar a carga nuclear efetiva como 
sendo: 
 
Z* = Z – σ (3) 
 
onde Z é a carga nuclear e σ representa a blindagem. 
 Consideremos um átomo com cinco elétrons. Entre o último elétron e o núcleo estão os 
quatro elétrons anteriores. Estes quatro elétrons estão blindando a carga nuclear para o último 
elétron que, portanto, terá o menor valor de Z* dentre os cinco elétrons deste átomo. Já o 
primeiro elétron não possui blindagem, logo Z* = Z. Portanto, um dado elétron é blindado por 
todos os elétrons de camadas anteriores a sua. 
 A eficiência da blindagem depende basicamente do número de elétrons e do tipo de 
orbitais que estão sendo ocupados. A influência do tipo dos orbitais na eficiência da blindagem 
está relacionada com o número de planos nodais que o orbital possui. Considere um orbital do 
tipo s, um do tipo p e um do tipo d. O orbital s, por ser esférico, blinda a carga nuclear em todas 
as direções (Figura 14a). Já o orbital p possui um plano nodal. Na posição do plano nodal, a 
probabilidade de se encontrar o elétron é nula. Dessa forma, existe uma posição no espaço 
onde a carga nuclear pode passar sem ser atenuada pelos elétrons. (Figura 14b). Da mesma 
forma, orbitais d possuem dois planos nodais que permitem a passagem da carga nuclear sem 
ser atenuada pelos elétrons (Figura 14c). Portanto, existe uma relação
direta entre o número 
de planos nodais (e os tipos de orbitais) e a eficiência da blindagem. Resumindo, a blindagem 
varia da seguinte maneira: orbitais s > orbitais p > orbitais d > orbitais f > ... 
 Embora a carga nuclear efetiva possa ser determinada (quantitativamente ou 
qualitativamente) para todos os elétrons de um átomo, normalmente o interesse principal está 
nos elétrons da camada de valência, pois são eles os maiores responsáveis pela reatividade e 
propriedade de um elemento. Dessa forma, a partir de agora, quando a carga nuclear efetiva 
for citada, esta se refere aos elétrons da camada de valência. 
 
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Figura 14. Representação esquemática da blindagem em relação ao tipo de orbitais. (a) Orbital s, por ser 
esférico, consegue blindar a carga nuclear igualmente em todas as direções; (b) Na posição do plano nodal 
do orbital p, a carga nuclear passa livremente (representada de vermelho na figura); (c) Em um orbital d tem-
se dois planos nodais, onde a carga nuclear não é blindada (em vermelho). 
 
 A carga nuclear efetiva varia nos períodos de maneira regular, aumentando da 
esquerda para a direita. Para compreender esta tendência, tomemos o segundo período da 
Tabela Periódica como referência. A carga nuclear, Z, aumenta do lítio (Z=3) para o neônio 
(Z=10). Fazendo a distribuição eletrônica dos elementos deste período, encontra-se: 
3Li 1s2 2s1 
4Be 1s2 2s2 
5B 1s2 2s2 2p1 
6C 1s2 2s2 2p2 
7N 1s2 2s2 2p3 
8O 1s2 2s2 2p4 
9F 1s2 2s2 2p5 
10Ne 1s2 2s2 2p6 
 
 Os orbitais sublinhados são os que devem ser considerados para o efeito de blindagem 
do último elétron. O lítio e o berílio têm a mesma blindagem, realizada pelos dois elétrons do 
orbital 1s. Como a carga nuclear do berílio (Z=4) é maior que a do lítio (Z=3), pela equação (3) 
pode-se verificar que a carga nuclear efetiva aumenta do lítio para o berílio. Indo para a direita 
no período, a blindagem tem uma mudança: a partir do boro, os elétrons do orbital 2s se juntam 
aos do orbital 1s no termo de blindagem para o orbital 2p. Do boro ao flúor, a blindagem é 
mesma, enquanto a carga nuclear aumenta. Portanto, teremos um aumento na carga nuclear 
efetiva ao seguirmos o aumento do número atômico em um mesmo período da Tabela 
Periódica. 
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Mas como comparar as cargas nucleares efetivas de elementos com blindagens 
diferentes, como, por exemplo, berílio e boro? Para isso, é necessário buscar parâmentros 
quantitativos para que se possa calcular de fato o termo de blindagem de cada elemento e, 
então, subtraí-lo da carga nuclear. Uma maneira de calcular o termo de blindagem foi proposta 
por John Clarke Slater, mas não iremos nos aprofundar em seu trabalho. Ao invés disso, 
analisaremos os valores calculados, apresentados na Tabela 3, para tirarmos algumas 
conclusões. 
 
Tabela 3. Valores de carga nuclear efetiva (Z*) para diferentes elementos. 
 Li Be B C N O F Ne 
Z 3 4 5 6 7 8 9 10 
Z*(2s) 1,28 1,91 2,58 3,22 3,85 4,49 5,13 5,76 
Z*(2p) – – 2,42 3,14 3,83 4,45 5,10 5,76 
 
Pelos valores apresentados na Tabela 3, pode-se verificar dois pontos principais. O 
primeiro é o da tendência de Z* aumentar ao longo do período. O segundo é que a eficiência 
da blindagem do orbital 2s para o orbital 2p não é muito grande. Os valores de Z*(2s) mostram 
que o orbital 1s blinda aproximadamente metade da carga nuclear. Ao comparar os valores de 
Z*(2s) com os de Z*(2p) verifica-se que a adição do orbital 2s na blindagem (presente no termo 
Z*(2p)) tem pouco peso. Por esta razão, utiliza-se a aproximação de que elétrons de uma 
mesma camada não blindam uns aos outros; de forma que a blindagem é exercida pelos 
elétrons das camadas anteriores. 
 Nos grupos, a situação é problemática. Adotando uma parte do grupo 1 da Tabela 
Periódica como caso de estudo, teremos a seguinte situação: 
3Li 1s2 2s1 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
37Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 
 
Como avaliar a tendência da variação de Z* se tanto a blindagem (orbitais sublinhados) 
quanto a carga nuclear estão variando de maneira significativa? Aqui, a análise só é possível 
em termos quantitativos. Para avaliar as propriedades periódicas nos grupos é mais 
conveniente usar um outro parâmetro para a atração núcleo-elétron: o raio atômico. 
 
3.2 – Raio Atômico 
 Desde o modelo atômico proposto por Rutherford, o tamanho do átomo está 
relacionado com a posição dos elétrons em relação ao núcleo. Portanto, define-se raio atômico 
como a distância entre o núcleo e o último elétron do átomo. 
 Como sabermos se um elétron está mais ou menos afastado do núcleo? Considere 
dois núcleos diferentes atraindo um elétron qualquer. O núcleo que atraí-lo com mais força, 
terá o menor raio, pois a distância entre este núcleo e o elétron será menor. Portanto, o raio de 
IFRJ Química Inorgânica 
 14
um átomo é uma função direta da capacidade do núcleo em atrair o seu último elétron e, como 
foi visto no item anterior, o melhor parâmetro desta força é a carga nuclear efetiva. 
 Na Figura 15 pode-se ver a relação entre o aumento da carga nuclear efetiva e a 
diminuição do raio atômico para os elementos do segundo e terceiro período da tabela 
periódica. Dentro dos períodos o raio atômico diminui da esquerda para a direita, 
acompanhando o aumento de Z*. 
 Nos grupos, o raio atômico aumenta conforme o número de camadas aumenta. 
Novamente, usaremos o grupo 1 como exemplo. A distribuição eletrônica de alguns dos 
elementos deste grupo é 
3Li 1s2 2s1 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
37Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 
 
Tem-se sempre o aumento de camadas de um elemento para o outro. Dessa forma, o 
último elétron está sempre uma camada além do que o último elétron do elemento anterior e, 
portanto, o raio atômico aumentará conforme o número de camadas cresce. 
 
0
1
2
3
4
5
6
7
2 4 6 8 10 12 14 16 18
Número atômico
Raio Atômico (angstrons)
Carga Nuclear Efetiva
Li C F Na Si Cl
 
Figura 15. Variação da carga nuclear efetiva e do raio atômico para o segundo e terceiro períodos da 
Tabela Periódica. 
 
Tanto o raio atômico como a carga nuclear efetiva são parâmetros para entender a 
variação de duas propriedades importantes dos átomos: a energia de ionização e a afinidade 
eletrônica. 
IFRJ Química Inorgânica 
 15
3.3 – Energia de Ionização (EI) 
 A energia de ionização é definida como a energia necessária para remover-se 1 mol de 
elétrons de 1 mol de átomos (ou íons) no estado gasoso, segundo a reação 
M(g) → M+(g) + 1e– 
 Para remover um elétron de um átomo é preciso dar energia ao sistema, dessa forma, 
a energia de ionização é sempre positiva. Como o raio atômico, a EI varia de acordo com a 
força com que o núcleo atrai o elétron. Quanto maior for força de atração, mais difícil é a 
retirada do elétron. Existem várias energias de ionização, dependendo de quantos elétrons o 
elemento já perdeu. Resumindo: 
 
M(g) → M+(g) + 1e– 1° EI 
M+(g) → M2+(g) + 1e– 2° EI 
M2+(g) → M3+(g) + 1e– 3° EI 
M3+(g) → M4+(g) + 1e– 4° EI 
M(n–1)+(g) → Mn+(g) + 1e– enésima EI 
 
 A EI sempre aumenta conforme mais elétrons são retirados, isto é 1° EI < 2° EI < 3° EI 
< 4° EI < ...< enésima EI. A explicação para isto é simples. Quando retiramos um elétron, 
fazendo do elemento um cátion, a atração do núcleo sobre os elétrons restantes aumenta. 
Assim, a saída do próximo elétron necessitará de mais energia que a do elétron anterior. 
 A variação da EI nos períodos segue uma tendência governada pela carga nuclear 
efetiva. Quanto maior Z*, maior será a EI e por isso, são os gases nobres os elementos com 
maiores
valores de energia de ionização. O mesmo raciocínio pode ser aplicado usando o raio 
atômico como referência. Se o raio atômico é menor, considera-se que o elétron está sendo 
mais atraído pelo núcleo. Então, para raios atômicos menores, teremos valores de EI maiores. 
Na Tabela 4 estão listadas as energias de ionização para alguns elementos da Tabela 
Periódica. Observando os valores da Tabela 4, vemos que a variação da EI ao longo do 
período não é constante. Quando passamos do grupo 15 para o 16, ao invés de observarmos o 
aumento na EI, acompanhando o aumento de Z* (ver Tabela 3), tem-se uma diminuição da EI. 
O mesmo ocorre entre os grupos 2 e 13. Precisa-se, então, compreender a natureza dessas 
anomalias. 
 Começaremos tentando compreender o problema entre o grupo 2 e o 13. Para isso, 
precisamos da configuração eletrônica dos elementos. Para o berílio e o boro: 
4Be 1s2 2s2 
5B 1s2 2s2 2p1 
 
O elétron que será removido no berílio está emparelhado no orbital 2s. Já no boro, o 
elétron retirado é o do orbital 2p. Essa questão está relacionada com a degenerescência dos 
orbitais do subnível 2p. O subnível 2p do boro, que possui três orbitais p degenerados, tem 
apenas um elétron em um dos orbitais. Manter três orbitais com a mesma energia pode ter um 
custo energético para o átomo. Se todos os orbitais de um mesmo subnível estiverem nas 
IFRJ Química Inorgânica 
 16
mesmas condições, isto é, ou todos desocupados ou todos com um elétron ou todos com dois 
elétrons, tem-se um equilíbrio de energia. Caso a ocupação não seja a mesma, como é o caso 
no subnível 2p do boro, há um custo energético. Aqui se pode utilizar uma analogia com uma 
balança de dois pratos. Se as massas nos dois pratos forem iguais, os pratos ficarão 
equilibrados naturalmente. Mas, se as massas forem diferentes, alguém terá que intervir, 
puxando o lado com menor massa para baixo, tentando manter os pratos equilibrados. Ou seja, 
há um custo energético para manter os pratos no mesmo nível. Tendo isto em mente, voltemos 
ao caso do berílio e do boro. O berílio irá perder um dos elétrons do orbital 2s. Já o boro, irá 
perder o elétron do subnível 2p, que possui três orbitais p que devem ter a mesma energia. 
Como só um dos três está ocupado, o custo para o átomo manter estes orbitais em um mesmo 
patamar energético é grande. Com a saída deste elétron, todos os orbitais 2p estarão 
desocupados, todos em uma mesma situação. Com a saída do elétron, não haverá mais um 
custo adicional para manter a degenerescência dos orbitais do subnível 2p. Por conta disso, a 
saída do elétron do boro demanda menos energia que a retirada do elétron do berílio, apesar 
da carga nuclear efetiva ser maior para o boro. Da mesma forma, isto acontece em outros 
períodos destes grupos. 
 
Tabela 4. Valores em eV da primeira energia de ionização de alguns elementos. 
Grupos 
1 2 13 14 15 16 17 18 
H 
13,60 
 He 
24,59 
 
Li 
5,32 
Be 
9,32 
B 
8,30 
C 
11,26 
N 
14,53 
O 
13,62 
F 
17,42 
Ne 
21,56 
 
Na 
5,14 
Mg 
7,64 
Al 
5,98 
Si 
8,15 
P 
10,48 
S 
10,36 
Cl 
12,97 
Ar 
15,76 
 
K 
4,34 
Ca 
6,11 
Ga 
6,00 
Ge 
7,90 
As 
9,81 
Se 
9,75 
Br 
11,81 
Kr 
14,00 
 
Este efeito do “equilíbrio dos orbitais” também é o responsável pela anomalia entre o 
grupo 15 e o 16. Usemos como exemplo o nitrogênio e o oxigênio. As configurações 
eletrônicas destes elementos são: 
7N 1s2 2s2 2p3 
8O 1s2 2s2 2p4 
 
O nitrogênio tem três elétrons no subnível 2p, um elétron para cada um dos orbitais. 
Então, estes orbitais estão equilibrados e não há um custo adicional para mantê-los 
degenerados. Já o oxigênio, possui quatro elétrons no subnível 2p, o que significa que um dos 
orbitais tem dois elétrons enquanto os outros dois têm um elétron cada. Portanto, existe um 
desequilíbrio entre os orbitais p do oxigênio e, assim como o boro no caso anterior, haverá um 
custo extra de energia para manter a degenerescência destes orbitais. Temos então os orbitais 
do nitrogênio “equilibrados” e os do oxigênio “desequilibrados” (Figura 16). 
IFRJ Química Inorgânica 
 17
(a)
 
(b)
 
Figura 16. A distribuição dos elétrons no subnível 2p para: (a) nitrogênio e (b) oxigênio. 
 
Se o nitrogênio perder um elétron, ele passará a uma situação de desequilíbrio. Em 
contrapartida, o oxigênio ao perder um elétron cai exatamente na situação do nitrogênio, com 
três elétrons para os três orbitais p. Portanto, a saída do elétron do nitrogênio é altamente 
desfavorável (quebra o “equilíbrio”), enquanto a saída do elétron do oxigênio torna os orbitais 
do subnível p “equilibrados”. Então, observa-se que as EIs para os elementos do grupo do 
nitrogênio são maiores que as do grupo do oxigênio, apesar da carga nuclear efetiva aumentar 
do grupo 15 para o 16. 
A variação ao longo dos grupos acompanha a variação do raio atômico. Raios maiores 
são um indicativo de forças de atração núcleo-elétron menores. A conseqüência é que o 
elétron estará menos preso ao átomo, sendo mais fácil retirá-lo. Por isso, a EI será menor 
quando se desce nos grupos. 
Um outro ponto interessante para se destacar sobre a variação da energia de ionização 
vem dos grupos 1, 2 e 13. A Tabela 5 mostra as três primeiras energias de ionização de alguns 
elementos destes grupos. 
 
Tabela 5. Os três primeiros potenciais de ionização em eV de alguns elementos. 
Grupos 
1 2 13 
Li 
5,32 
75,63 
122,4 
Be 
9,32 
18,21 
153,85 
B 
8,30 
25,15 
37,93 
 
Na 
5,14 
47,28 
71,63 
Mg 
7,64 
15,03 
80,14 
Al 
5,98 
18,83 
28,44 
 
K 
4,34 
31,62 
45,71 
Ca 
6,11 
11,87 
50,89 
Ga 
6,00 
20,51 
30,71 
 
 Nota-se que para a 1° EI, os menores valores no período são sempre dos elementos 
do grupo 1. Já para a 2° EI, os menores valores são os do grupo 2. E, para a 3° EI, os menores 
valores observados são os do grupo 13. Então, podemos dizer que os elementos do grupo 1 
perdem, preferencialmente um elétron. Enquanto os elementos do grupo 2 formam cátions do 
tipo M2+ com maior facilidade. Já os do grupo 13, são os que consomem menos energia para 
formar cátions M3+. Esta variação está diretamente relacionada com a configuração eletrônica 
IFRJ Química Inorgânica 
 18
destes elementos. Tomando como exemplo o terceiro período da tabela periódica (sódio, 
magnésio e alumínio) tem-se 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 
13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 
 Como são do terceiro período, todos irão perder primeiramente os elétrons da terceira 
camada. Como a carga nuclear efetiva do sódio é a menor dentre estes elementos, a saída do 
primeiro elétron do sódio demanda uma menor energia do que para os outros. 
Após a saída do primeiro elétron os elementos teriam a seguinte configuração: 
 
11Na+ 1s2 2s2 2p6 
12Mg+ 1s2 2s2 2p6 3s1 
13Al+ 1s2 2s2 2p6 3s2 
 
Na segunda energia de ionização, a saída do segundo elétron, tem-se uma situação 
diferente da anterior. O cátion sódio perderia um elétron da segunda camada, enquanto 
magnésio e alumínio ainda possuem elétrons na terceira camada. Isto significa que o sódio 
perderá um elétron de uma camada mais interna que magnésio e alumínio. Portanto, a energia 
para retirar o segundo elétron do sódio é muito maior que para os outros elementos aqui 
analisados. E isto irá se repetir para todos os elementos do grupo 1 quando comparados aos 
elementos do grupo 2 e 13. Da mesma forma, o magnésio, após a 2° EI terá uma camada a 
menos, enquanto o alumínio continuará tendo um elétron na terceira camada. Desta forma, a 
3° EI será menor para o alumínio do que para o sódio
e o magnésio. 
A Tabela 5 mostra ainda outro fato curioso. Avançando nos grupos, observa-se uma 
diminuição nos valores de EI – menos entre o alumínio e o gálio. A diminuição dos valores de 
EI dentro dos grupos é esperada, uma vez que o raio aumenta descendo nos grupos e, 
portanto, a energia de ionização deve diminuir. Portanto, é preciso entender por que isto não é 
observado entre os elementos alumínio e gálio. Assim como as outras variações não 
esperadas, a razão para a anomalia reside na configuração eletrônica destes elementos: 
 
13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
31Ga 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p1 
 
O gálio possui elétrons em orbitais do tipo d. Como exposto anteriormente, orbitais 
deste tipo têm pouca eficiência na blindagem dos próximos elétrons. Dez dos dezoito elétrons 
que o gálio tem a mais que o alumínio tem pouco efeito para a blindagem. Portanto, a 
blindagem do gálio varia de maneira discreta quando confrontada com o aumento do número 
de elétrons. Se a blindagem não varia de maneira significativa devido a estes dez elétrons em 
orbitais d, o mesmo não pode ser dito sobre a carga nuclear do gálio. Os dezoito prótons a 
mais fazem a força de atração do núcleo do gálio ser muito maior do que a do alumínio. A 
soma dos dois fatores (grande aumento na carga nuclear e um aumento relativamente 
pequeno da blindagem) faz a carga nuclear efetiva do gálio ser maior que a do alumínio. 
IFRJ Química Inorgânica 
 19
Assim, a energia para retirar um elétron do gálio é maior que no alumínio, apesar do gálio ter 
uma camada a mais. 
Alguns desses efeitos eletrônicos são observados também no ganho de elétrons, como 
será visto adiante. 
 
3.4 – Afinidade Eletrônica (AE) 
 A energia de ionização representa o quão fácil (ou difícil) um átomo perde um elétron. 
Já a afinidade eletrônica mede a tendência de um átomo se tornar um ânion. 
 A afinidade eletrônica pode ser definida como sendo a energia envolvida na reação de 
1 mol de átomos no estado gasoso com 1 mol de elétrons: 
M(g) + 1e–→ M–(g) 
 
 Ao contrário da EI, que é sempre positiva, o ganho de elétrons pode ter valores 
positivos ou negativos. A afinidade eletrônica definida nestes termos também é chamada de 
entalpia de ganho de elétron (ΔHge). Outra definição da afinidade eletrônica é considerá-la o 
oposto da entalpia de ganho de elétrons, isto é 
AE = – ΔHge 
e será esta definição que usaremos aqui. Assim, valores positivos de AE significam liberação 
de energia enquanto valores negativos representam processos onde há absorção de energia 
ao se ganhar o elétron. 
Quanto maior for a AE, maior é a tendência do átomo de ganhar um elétron. Esta 
tendência seguirá, basicamente, três parâmetros: a configuração eletrônica, a carga nuclear 
efetiva e o raio atômico. A configuração eletrônica dos elementos terá a mesma influência que 
para o caso da EI. Para orbitais degenerados, como os do tipo p, haverá um custo adicional de 
energia se a distribuição eletrônica não é simétrica. Já a carga nuclear efetiva funciona como 
um parâmetro de atração ao elétron que irá entrar no átomo. Quanto maior for Z*, mais fácil é a 
entrada do elétron, portanto, maiores serão os valores de afinidade eletrônica. O raio atômico 
tem um papel importante para a afinidade eletrônica. A entrada de um novo elétron em um 
subnível sofrerá repulsão dos elétrons que já o ocupam. Quanto mais elétrons, maior a 
repulsão. Se o raio atômico for grande, a repulsão será minimizada, pois os elétrons podem se 
dispersar em um volume maior. Para átomos com raios menores, a repulsão será mais forte, 
dificultando a entrada do elétron. A Tabela 6 mostra os valores de afinidades eletrônicas para 
alguns átomos. 
Pode-se perceber que a tendência seria a AE aumentar ao longo do período, 
acompanhando o aumento de Z*. É possível verificar algumas exceções a esta tendência, 
como o grupo 2 e o grupo 15, além do grupo 18. Como foi dito antes, a explicação para os 
valores de EI (Tabela 4) mais altos que o esperado está relacionada com a distribuição 
simétrica dos elétrons em orbitais degenerados. A saída de um elétron quebra este arranjo 
simétrico (para o nitrogênio, Figura 16a). Da mesma forma, a entrada de um elétron também 
produz um desequilíbrio na distribuição dos elétrons nestes orbitais. Portanto, a entrada de um 
novo elétron será altamente desfavorável, o que leva aos valores negativos para alguns dos 
IFRJ Química Inorgânica 
 20
elementos (como o nitrogênio, berílio e magnésio) ou valores próximos de zero para alguns 
outros elementos. 
 
Tabela 6. Valores de afinidade eletrônica (em eV) para alguns elementos. 
Grupos 
1 2 13 14 15 16 17 18 
H 
0,754 
 He 
– 0,5 
 
Li 
0,618 
Be 
< 0 
B 
0,277 
C 
1,263 
N 
– 0,07 
O 
1,461 
F 
3,399 
Ne 
– 1,2 
 
Na 
0,548 
Mg 
< 0 
Al 
0,441 
Si 
1,385 
P 
0,747 
S 
2,077 
Cl 
3,617 
Ar 
– 1,0 
 
K 
0,502 
Ca 
0,02 
Ga 
0,30 
Ge 
1,2 
As 
0,81 
Se 
2,021 
Br 
3,365 
Kr 
– 1,0 
 
Rb 
0,486 
Sr 
0,05 
In 
0,3 
Sn 
1,2 
Sb 
1,07 
Te 
1,971 
I 
3,059 
Xe 
– 0,8 
 
A influência do raio atômico é mais sutil e menos constante. Pode-se usar o flúor e o 
cloro como exemplos para ilustrar isto. O cloro é maior que o flúor e, por isso, o elétron que 
entrará no átomo será menos atraído pelo núcleo. Consequentemente a entrada do elétron 
seria menos favorecida. No entanto, com o aumento do raio atômico, ao mesmo tempo em que 
o elétron fica mais distante do núcleo também ficará distante dos outros elétrons do cloro, 
diminuindo a repulsão. No caso do flúor, a atração do núcleo ao elétron que irá entrar é grande, 
já que o raio é menor que o do cloro. Mas, se o raio é pequeno, a repulsão dos outros elétrons 
em relação ao novo elétron também é grande. Então, temos no cloro uma menor atração, mas 
também uma menor repulsão, enquanto o flúor tem maior atração e repulsão. O resultado 
deste quebra-cabeça energético é que a entrada do elétron para o átomo de cloro é mais 
favorecida que para o flúor. Portanto, entre flúor e cloro, a repulsão é o fator determinante. 
Mas, se continuarmos descendo no grupo, veremos que a atração passará a governar o valor 
da AE. 
 Por conta de todas essas variáveis, a afinidade eletrônica é uma propriedade de difícil 
previsão quando comparada com a energia de ionização, a carga nuclear efetiva ou o raio 
atômico. 
Um outro ponto importante a ser destacado, são os valores negativos para as 
afinidades eletrônicas dos gases nobres. Isto indica que é preciso dar energia aos elementos 
do grupo 18 para que aceitem o elétron. Curiosamente são os elementos desse mesmo grupo, 
que apresentam os maiores valores de energia de ionização nos períodos. 
 
3.5 – Eletronegatividade (χ) 
 Em uma ligação química com elementos diferentes, um atrai mais os elétrons que o 
outro. A eletronegatividade é a propriedade que representa a força de atração de um átomo 
IFRJ Química Inorgânica 
 21
pelos elétrons de uma ligação. Esta propriedade está diretamente relacionada com as outras 
duas aqui apresentadas: a energia de ionização e a afinidade eletrônica. 
 Um elemento eletronegativo é aquele que: 1) não perde elétrons com facilidade – ou 
seja, tem um valor elevado de EI; 2) aceita elétrons com facilidade – valores elevados de AE. 
Ao contrário da EI e AE, não existe uma medida experimental para a eletronegatividade; ao 
invés de uma definição experimental, têm-se diversas definições teóricas para a 
eletronegatividade. Uma definição bastante usada e muito ilustrativa é a proposta por Mulliken: 
 ( )
2
AEEI
M
+=χ (4) 
 
 Uma outra escala de eletronegatividade,
muito mais popular que a de Mulliken, foi 
proposta por Pauling, que levou em consideração que a eletronegatividade não era uma 
propriedade de um átomo isolado. Com isso, os valores da escala de Pauling são ligeiramente 
mais coerentes que os de Mulliken. A Tabela 7 mostra alguns valores de eletronegatividade 
para ambas as escalas. 
 
Tabela 7. Eletronegatividades de Pauling (P) e Mulliken (M) de alguns átomos. 
Grupos 
1 2 13 14 15 16 17 18 
Li 
0,98 (P) 
1,28 (M) 
Be 
1,57 (P) 
1,99 (M) 
B 
2,04 (P) 
1,83 (M) 
C 
2,55 (P) 
2,67 (M) 
N 
3,04 (P) 
3,08 (M) 
O 
3,44 (P) 
3,22 (M) 
F 
3,98 (P) 
4,43 (M) 
He 
– 
5,5 (M) 
Na 
0,93 (P) 
1,21 (M) 
Mg 
1,31 (P) 
1,63 (M) 
Al 
1,61 (P) 
1,37 (M) 
Si 
1,90 (P) 
2,03 (M) 
P 
2,19 (P) 
2,39 (M) 
S 
2,58 (P) 
2,65 (M) 
Cl 
3,16 (P) 
3,54 (M) 
Ne 
– 
4,60 (M) 
 
 É importante lembrar que o uso da eletronegatividade só faz sentido ao se tratar de 
fenômenos relacionados às ligações químicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 22
Exercícios 
1 – Defina orbital. 
 
2 – Qual é a interpretação de Max Born para a função de onda? 
 
3 – Defina o que é região nodal. Qual sua relação com o número quântico principal? 
 
4 – Dê a definição da Regra de Hund e do Princípio da Exclusão de Pauli. 
 
5 – Explique o que é blindagem e como esse parâmetro varia com o tipo dos orbitais. 
 
6 – Defina carga nuclear efetiva. 
 
7 – Explique como a carga nuclear efetiva varia ao longo de um período da tabela periódica. 
 
8 – Qual a relação entre a carga nuclear efetiva e o raio atômico? 
 
9 – Explique porque o raio atômico diminui do Boro para o Flúor. 
 
10 – Explique porque a primeira energia de ionização do Lítio é menor que o do Berílio. 
 
11 – Consulte a Tabela 4 e explique: 
a) a variação da energia de ionização ao longo dos períodos; 
b) a variação da energia de ionização ao longo dos grupos. 
 
12 – Explique a variação da energia de ionização entre os grupos 15 e 16. 
 
13 – Qual o significado físico dos valores positivos ou negativos da afinidade eletrônica? 
 
14 – Por que a energia de ionização é sempre positiva? 
 
15 – Por que a afinidade eletrônica do nitrogênio é negativa? 
 
16 – Sabe-se que os gases nobres, em sua grande maioria, são inertes. Relacione esse 
comportamento com a energia de ionização e a afinidade eletrônica destes elementos. 
 
17 – Defina eletronegatividade. 
 
18 – Por que não existem valores de eletronegatividade de Pauling para o hélio e o neônio? 
 
 
 
 
 
 
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 23
4. A Regra do Octeto 
 
 Os gases nobres apresentam valores altos de EI e valores negativos de AE, o que 
significa que não perdem ou ganham elétrons com facilidade. Some isto ao fato de serem 
praticamente inertes (ainda hoje existem poucos compostos formados por gases nobres) e 
têm-se alguns elementos com propriedades intrigantes para os cientistas da época. Tão 
intrigantes que a inércia química dos gases nobres foi considerada um modelo de estabilidade 
para os outros elementos da Tabela Periódica. Os átomos se combinavam para atingirem a 
estabilidade de um gás nobre e, portanto, chegar a um estado de menor energia. Esta foi a 
proposta de Gilbert N. Lewis. 
 Gilbert Lewis foi um homem de idéias simples, porém extremamente úteis. Primeiro 
propôs uma nova divisão para as substâncias como polares e não polares ao invés de 
inorgânicas e orgânicas. Seguindo essa idéia de substâncias polares e não polares, ele 
concluiu certas coisas interessantes. As diferentes propriedades que estas substâncias 
apresentavam estavam ligadas à mobilidade dos elétrons da molécula. Ele escreveu: 
 “Se então considerarmos moléculas não polares como sendo aquelas onde os elétrons 
pertencentes a um átomo em particular estão restritos de tal forma que eles não podem se 
afastar muito de suas posições normais, enquanto nas moléculas polares os elétrons, tendo 
mais mobilidade, se separam na molécula formando partes positivas e negativas, então todas 
as propriedades diferentes entre os dois tipos de compostos tornam-se dependentes dessa 
hipótese(...)” (Traduzido de LEWIS, 1916). 
 Hoje essa idéia é um conceito bem sólido para os químicos. No entanto, numa época 
onde Niels Bohr tinha acabado de propor seu modelo atômico de órbitas quantizadas, atribuir 
as propriedades de substâncias químicas à mobilidade dos elétrons era algo revolucionário. No 
entanto, sua outra idéia, sobre o “átomo cúbico” teria um impacto ainda maior na química, pois 
explicaria porque os elementos se ligam uns com os outros da maneira que o fazem. 
 Era sabido na época que a diferença entre a valência máxima positiva e negativa de 
um elemento era, frequentemente, oito (e nunca mais que oito). Lewis então propôs a idéia do 
“Átomo Cúbico” (Figura 17), que sustenta que quando os átomos possuem oito elétrons – um 
em cada vértice de um cubo – tem-se uma situação de grande estabilidade. 
Por conta disso, o flúor (Figura 17g) recebe um elétron, apresentando uma carga 
negativa em seus compostos. E é claro, todos os gases nobres possuem todos os vértices dos 
cubos preenchidos com elétrons. É preciso lembrar que a mecânica quântica de Schrödinger, 
que traria os conceitos de orbitais e configuração eletrônica, só apareceria dez anos depois das 
primeiras idéias de Lewis. No entanto, nem a introdução de uma nova teoria do átomo mudou o 
foco central das idéias de Lewis. É claro que se abandonou a idéia de elétrons localizados em 
vértices de cubos, completamente incompatível com o caráter probabilístico da mecânica 
quântica, mas a estabilidade através dos oito elétrons se manteve. Mudou-se também o nome 
de “Átomo Cúbico” para a conhecida Regra do Octeto. 
 
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 24
Li
(a) (b)
Be
(c) (d)
(e) (f) (g) (h)
B C
N O F Ne 
Figura 17. Exemplos da idéia de Lewis sobre do “Átomo Cúbico.” 
 
 A Regra do Octeto está relacionada com o número de elétrons na camada de valência. 
Um átomo qualquer estará mais estável quando ficar com oito elétrons em sua camada de 
valência – que é o número de elétrons da camada de valência dos gases nobres. A exceção 
feita a esta regra é o hélio, que só possui apenas dois elétrons. Os átomos próximos a este gás 
nobre, como hidrogênio, lítio e berílio, seguirão a sua configuração eletrônica. Ou seja, a Regra 
do Octeto pressupõe que um átomo alcança a estabilidade máxima quando está com a 
configuração eletrônica do gás nobre mais próximo a ele. Selecionando o segundo e terceiro 
períodos da Tabela Periódica: 
 
 2He 
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 
 
 As configurações eletrônicas dos gases nobres He, Ne e Ar são: 
2He 1s2 
10Ne 1s2 2s2 2p6 
18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
 Enquanto para os outros elementos mostrados acima: 
3Li 1s2 2s1 
4Be 1s2 2s2 
5B 1s2 2s2 2p1 
6C 1s2 2s2 2p2 
7N 1s2 2s2 2p3 
8O 1s2 2s2 2p4 
9F 1s2 2s2 2p5 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 
13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
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 25
14Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 
15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
Pode-se acompanhar que os elementos lítio, berílio e boro irão perder seus elétrons 
para chegar à configuração eletrônica do hélio. Do carbono até o alumínio, tem-se elementos 
que atingirão a configuração eletrônica do neônio. Do silício ao cloro, elétrons serão ganhos 
para chegar-se até a configuração eletrônica do argônio. 
Segundo a Regra do Octeto, o lítio, sódio e os outros elementos do grupo 1, perderão 
um elétron, formando cátions de carga +1. Já os do
grupo 2, perderão dois elétrons, formando 
cátions de carga +2. Por sua vez, os elementos do grupo 3, perderão três elétrons. Tal 
observação é coerente com os valores de energia de ionização apresentados anteriormente na 
Tabela 5. Os elementos do grupo 1 têm a menor 1° EI, pois, perdendo apenas um elétron, eles 
chegam à configuração de gás nobre. Da mesma forma, a 2° EI é menor no grupo 2 porque os 
elementos deste grupo “precisam” perder dois elétrons e a 3° EI é menor no grupo 3 já que é 
necessária a saída de três elétrons destes átomos para que se chegue até a configuração 
estável dos gases nobres. 
Alguns elementos formarão cátions enquanto outros formarão ânions para alcançar a 
estabilidade na configuração eletrônica. Uma conseqüência lógica disto é que, se um elemento 
necessita perder elétrons e outro ganhar, a transferência de elétrons será altamente favorável, 
como no caso do sódio (que precisa perder um) e do cloro (que precisa ganhar um). O sódio se 
tornará um cátion e o cloro um ânion, estabilizando a ambos durante este processo. Mas, 
existem outros casos, como nos óxidos de nitrogênio, NOx, onde ambos os elementos 
necessitam ganhar elétrons para chegar na configuração eletrônica mais estável. Neste caso, 
não haverá a formação de cátions e ânions, pois isto não traria a estabilidade para os átomos. 
Portanto, a ligação química terá diferentes aspectos de acordo com os elementos envolvidos 
nela. 
 
5. Ligação Iônica 
 A ligação iônica é, fundamentalmente, a atração eletrostática entre um cátion e um 
ânion de um dado composto. Um exemplo é o cloreto de sódio, onde há o cátion Na+ e o ânion 
Cl–, que se atraem mutuamente. 
 Como foi dito anteriormente, ela se forma pela conveniência de um dado elemento 
perder um elétron e outro ganhar. Dessa forma, tem-se: 
 
 11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Na Cl
 
 
 
 
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 26
que irão formar um par iônico: 
11Na+ = 1s2 2s2 2p6 17Cl– = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Na Cl
+
 
 
 O NaCl, como se sabe, é um sólido na temperatura ambiente. Como é formado 
ligações iônicas, o NaCl e diversos outros sólidos formados por íons, são chamado de sólidos 
iônicos. Os sólidos iônicos possuem características que os diferenciam de outros sólidos. Uma 
barra de ferro ou aço ou uma bolinha de naftalina são sólidas, mas têm características muito 
diferentes do NaCl. As propriedades características de sólidos iônicos estão relacionadas com 
a natureza iônica de suas ligações. 
 
5.1 – Sólidos Iônicos 
 Algumas características são comuns a diversos sólidos iônicos, como a baixa 
condutividade elétrica, o alto ponto de fusão, a solubilidade, a dureza e clivagem. 
 A baixa condutividade elétrica observada em compostos iônicos no estado sólido se 
deve, principalmente, a falta de mobilidade existente no estado sólido, uma vez que a 
condutividade está ligada diretamente à presença e mobilidade de íons. No entanto, uma vez 
fundidos, os compostos iônicos conduzem eletricidade. Infelizmente a quantidade de energia 
necessária para fundir um sólido iônico é, normalmente, elevada. 
 Os altos pontos de fusão dos sólidos iônicos se devem a dois fatores. O primeiro deles 
está relacionado com a força da ligação iônica. Sendo uma ligação relativamente forte, a 
energia necessária para separar os íons é grande. O segundo fator está no número de ligações 
que devem ser quebradas. A ligação iônica em um sólido iônico é dita multidirecional, isto é, se 
propaga em todas as direções. Portanto, um íon positivo está ligado a vários outros íons 
negativos que também estarão ligados a alguns outros íons positivos e assim por diante, num 
grande arranjo tridimensional. Portanto, para se fundir um sólido iônico, não basta quebrar a 
ligação de um único par iônico. 
 Quando solúveis, os sólidos iônicos liberam íons em solução e, por este motivo, são 
bons condutores uma vez dissolvidos. Uma outra característica é que a solubilidade dos 
sólidos iônicos aumenta com o aumento da constante diéletrica (permissividade elétrica) do 
solvente. Isto pode ser explicado utilizando o modelo da atração eletrostática entre os íons. A 
energia de atração entre o cátion e o ânion é dada pela Lei de Coulomb: 
 
r
qqE
...4
.
επ
−+
= (5) 
 
onde E é a energia, q+ e q– são as cargas do cátion e do ânion respectivamente, ε é a 
constante de permissividade do meio e r é a distância entre o cátion e o ânion. 
 A Tabela 8 mostra os valores da constante de permissividade elétrica para alguns 
solventes normalmente utilizados. Como solubilizar é separar os íons, quanto menor for a 
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 27
energia dada pela equação (5), maior será a tendência de o sólido ser solúvel. Portanto, ao 
aumentarmos o valor de ε do meio, estaremos diminuindo a atração entre os íons do sólido 
iônico. Isto explica a solubilidade destes sólidos em água, que possui uma constante de 
permissividade elétrica alta. 
 
Tabela 8. Constantes de permissividade elétrica de alguns meios. 
Meio ε (C2/J.m) 
Vácuo 8,85.10–12 
Água 7,25.10–10 
Acetonitrila 2,90.10–10 
Amônia 2,20.10–10 
 
 Uma outra maneira de entender este mesmo fenômeno é considerando os dipolos 
existentes nos solventes. Quanto maior é a constante de permissividade elétrica, mais intenso 
é o dipolo. Como os íons têm carga, a existência de pólos positivos e negativos no solvente 
favorece a dissociação. 
Os sólidos iônicos costumam ser duros, porém quebradiços. Estes sólidos possuem 
cristais característicos e, também, planos de clivagem característicos. A clivagem é um dos 
métodos preliminares de se identificar minerais. Os planos de clivagem podem ser explicados 
utilizando o modelo mostrado na Figura 18. Um sólido iônico (Figura 18a) é golpeado em um 
local de seu cristal (Figura 18b). Suas camadas se modificarão de forma que íons de mesma 
carga têm suas distâncias diminuídas, o que leva a grande repulsão dentro do sólido (Figura 
18c). A repulsão é tanta que há a quebra do sólido (Figura 18d). 
 
(a)
(b)
(c)
(d)
 
Figura 18. O modelo de clivagem nos sólidos iônicos. 
 
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 28
Embora tenham propriedades gerais semelhantes, os sólidos iônicos apresentam 
diversas estruturas cristalinas. Como o arranjo tridimensional dos elementos no cristal irá 
influenciar diretamente algumas propriedades, é preciso se conhecer um pouco destas 
estruturas cristalinas. 
 
5.2 – As Estruturas Cristalinas dos Sólidos Iônicos 
5.2.1 – A Estrutura do Cloreto de Sódio 
 O cloreto de sódio apresenta uma estrutura cristalina com célula unitária cúbica de face 
centrada (cfc) (Figura 19). Cada átomo de sódio está ligado, diretamente, a seis átomos de 
cloro; assim como cada átomo de cloro se liga a seis outros átomos de sódio, em arranjo 
octaédrico, formando assim a estrutura tridimensional. Como existem seis átomos de cloro 
ligado ao um de sódio, diz-se que o número de coordenação (NC) do sódio é seis. Nesta 
estrutura, o NC do cloro também é seis. 
 
 
Figura 19. A estrutura cristalina do cloreto de sódio em visão frontal e em perspectiva. 
 
Um outro fator importante é a proporção entre sódio e cloro dentro da célula unitária. 
Considere que os átomos de sódio sejam os vermelhos na Figura 19. Apenas 1/8 dos átomos 
localizados no vértice do cubo está do lado de dentro da célula unitária. Como são oito os 
vértices, tem-se um átomo do lado dentro. Cada átomo na face do cubo está com metade do 
átomo do lado de dentro e a outra metade do lado de fora. Então, como são seis faces, a soma 
total dá três átomos. Assim, o total de átomos de sódio dentro da célula unitária é de
quatro 
átomos (um dos vértices e três dos átomos da face). Fazendo o mesmo para os átomos de 
cloro, chegaremos a conclusão que existem os mesmos quatro átomos. Portanto, a proporção 
é de 4:4, como deveríamos esperar, o número de átomos de sódio é igual ao número de 
átomos de cloro. 
Outros sólidos iônicos que possuem a mesma estrutura do cloreto de sódio são: LiCl, 
KBr, KCl, KI, RbI, AgCl, AgBr, MgO, CaO, TiO, FeO, etc. 
 
5.2.2 – Estrutura do Cloreto de Césio 
 O cloreto de césio apresenta uma cristalização distinta da do cloreto de sódio 
possivelmente pelo seu maior raio em relação ao sódio. Sua estrutura é cúbica e o número de 
coordenação, tanto do cátion quanto do ânion, é oito para sólidos com este arranjo cristalino 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 29
(Figura 20). A proporção cátion-ânion na célula unitária é de 1:1. São exemplos de outros 
sólidos com esta estrutura o CsBr, CsI, CsCN, CaS, etc. 
 
 
Figura 20. A estrutura cristalina do cloreto de césio em perspectiva. 
 
5.2.3 – A Estrutura da Esfarelita 
 A esfarelita, mineral do sulfeto de zinco, também conhecido como blenda possui um 
empacotamento cfc com os átomos de enxofre ocupando os vértices e faces do cubo e os de 
zinco formando um tetraedro dentro da célula unitária (Figura 21). O número de coordenação 
de ambos é quatro, em arranjo tetraédrico. A proporção de átomos de zinco e de enxofre na 
célula unitária é semelhante àquela observada para o cloreto de sódio: 4:4. 
O cloreto de cobre (I), sulfeto de cádmio e sulfeto de mercúrio (II) são alguns exemplos 
de sólidos iônicos que cristalizam desta forma. 
O sulfeto de zinco também pode cristalizar de outra forma, conhecida como wurtzita. 
Na wurtzita há um empacotamento hexagonal expandido, sendo muito diferente da estrutura da 
blenda. Como este é um empacotamento menos comum, não se detalhará seus aspectos. 
 
 
Figura 21. A estrutura cristalina do ZnS em perspectiva, destacando o tetraedro dos átomos de zinco e um 
dos tetraedros entre o zinco e átomos de enxofre. 
 
5.2.4 – Estrutura da Fluorita e da Antifluorita 
 A fluorita, CaF2, apresenta um cristal com empacotamento cfc, com a célula unitária 
contendo um cubo interno (Figura 22). Os átomos de cálcio ocupam o cubo externo e, portanto, 
existe um total de quatro átomos de cálcio na célula unitária. Os átomos de flúor formam o 
cubo interno e todos estão dentro da célula unitária e, portanto, a proporção entre cálcio e flúor 
na célula unitária é de 4:8. O número de coordenação para cálcio e flúor também são 
diferentes. Cada cálcio está ligado a oito átomos de flúor, enquanto o NC observado para o 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 30
flúor é quatro. São exemplos de sólidos iônicos com estrutura da fluorita: UO2, BaCl2, CaCl2, 
HgF2, PbO2, etc. 
 Na estrutura da antifluorita tem-se a posição de cátions e ânions invertida. Os 
seguintes sólidos iônicos são exemplos da estrutura da antifluorita: K2O, K2S, Li2O, Na2O, 
Na2S, etc. 
 
 
Figura 22. A estrutura cristalina do fluoreto de cálcio em visão frontal e em perspectiva. 
 
5.2.5 – Outras Estruturas 
 Apenas as estruturas mais comuns foram comentadas com detalhes, mas existem 
diversas outras estruturas de sólidos iônicos, como a do rutilo, do arseneto de níquel ou da 
wurtzita (Consulte livros de mineralogia para mais detalhes do assunto). 
 
5.3 – Energia do Retículo Cristalino (U0) 
 Define-se energia do retículo cristalino como a energia liberada quando os íons de um 
composto iônico no estado gasoso formam um cristal, como mostra a equação abaixo. 
 
M+(g) + X–(g) → MX(s) (6) 
 
Para calcular esta energia, precisam-se levar em conta todos os aspectos envolvidos 
na equação (6). Como já foi discutido, o modelo de força eletrostática é adequado para 
descrever a atração entre os íons. Portanto, começaremos a análise com a equação (5), 
apenas trocando as cargas dos íons pelo número de carga destes (Z+ e Z–) multiplicado pela 
carga do elétron (e) e com o valor da constante de permissividade elétrica no vácuo (ε0) uma 
vez que se está no estado gasoso. Com isso, tem-se: 
 
r
eZZEcoulomb ...4
..
0
2
επ
−+
= (7) 
 
 A equação (7), da Energia de Coulomb, representa a atração de um par iônico. Quanto 
maior é o número de carga dos íons, maior é a atração. Da mesma forma, quanto maior é a 
distância r entre os íons, menor é a atração e quanto menor for a distância, maior é a atração. 
Para distâncias muito pequenas, a Energia de Coulomb torna-se cada vez menor (lembre-se 
que esta energia é negativa! Mais atração = energia mais negativa). A Figura 23 mostra o perfil 
de energia obtido com a equação (7). O mínimo de energia será para distâncias cada vez 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 31
menores; e quando a distância tende a zero, a energia é infinitamente negativa. Isto, claro, é 
impossível. O problema desta análise é considerar somente a atração entre os íons. Cátions e 
ânions possuem elétrons que se repelem mutuamente conforme a distância entre o par iônico 
diminui. Portanto, é preciso levar em conta a repulsão dos íons no cálculo da energia do 
retículo cristalino. Para grandes valores de r, a repulsão será mínima, próxima de zero. A 
repulsão irá aumentar conforme os íons se aproximam. Para distâncias muito pequenas, a 
repulsão tenderá ao infinito, como mostra a Figura 24. Além da distância entre os íons, a 
repulsão dependerá também do número de elétrons do sistema. Quanto maior o número de 
elétrons, maior será a repulsão. Na Tabela 9 estão resumidos os fatores de repulsão em 
função do número de elétrons do sistema. 
 
 
Figura 23. Gráfico da energia de Coulomb para um par iônico em função da distância entre os íons 
 
Então, para uma descrição correta da ligação iônica e para calcular a energia do 
retículo cristalino, é preciso levar em consideração tanto a atração quanto a repulsão. 
Reescrevendo a equação (7) com o termo de repulsão (n): 
 
⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛ −=
−+
nr
eZZEtotal
11.
...4
..
0
2
επ (8) 
 
 Mas a equação (8) ainda deixa de fora aspectos importantes como, por exemplo, a 
estrutura cristalina dos sólidos iônicos. Como as estruturas são diferentes, desde o arranjo 
espacial até o número de coordenação, as forças atuantes em cada átomo serão diferentes. 
Portanto, é preciso considerar-se este fator geométrico nos cálculos. Isto se faz introduzindo a 
constante de Madelung (A), que terá um valor para cada estrutura cristalina (Tabela 10). 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 32
 
Figura 24. Energias de atração e repulsão em função da distância entre os íons. 
 
Tabela 9. Fatores de repulsão. 
Configuração eletrônica do íon Fator de Repulsão (n) 
He 5 
Ne 7 
Ar, Cu+ 9 
Kr, Ag+ 10 
Xe, Au+ 12 
 
Tabela 10. Constante de Madelung para algumas estruturas cristalinas. 
Estrutura Cristalina Constante de Madelung (A) 
Cloreto de Sódio 1,74756 
Cloreto de Césio 1,76267 
Esfarelita 1,63806 
Wurtzita 1,64132 
Fluorita 2,51939 
 
 A equação (8) mostra a energia da ligação para um par de íons. No entanto um par de 
íons não forma um cristal. O cloreto de sódio, para citar um exemplo, precisa de no mínino 4 
pares de íons para formar uma célula unitária de seu cristal. Por isso, precisa-se considerar um 
grande número de íons para se ter a energia do retículo cristalino. Introduzindo a constante de 
Avogadro (N) na equação (8), obtém-se o valor para um mol do sólido iônico. A equação (8) 
com as constantes de Madelung e de Avogadro torna-se: 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 33
⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛ −=
−+
nr
eZZANU 11.
...4
..
00
2
0 επ (9) 
 
onde r0 é a distância de ligação entre o cátion e o ânion no retículo cristalino. A Figura 25 
mostra
o resultado da equação (9) de maneira gráfica. Através da equação (9), tendo o valor 
da distância da ligação ou dos raios iônicos, pode-se calcular o valor da energia do retículo 
cristalino para um sólido iônico. 
 
 
Figura 25. Perfil energético de uma ligação iônica em função da distância entre os íons. Há um mínimo de 
energia, que corresponde à energia do retículo cristalino, quando se atinge o comprimento de ligação. 
 
Por exemplo, a energia do retículo cristalino do cloreto de sódio pode ser calculada 
facilmente apenas sabendo os raios iônicos típicos dos íons sódio (114 pm) e cloreto (167 pm). 
A distância entre os íons, r0, será a soma entre os raios iônicos: 
 
r0 = 114 pm + 167 pm = 281 pm (10) 
 
 
 O fator de Madelung para a estrutura cloreto de sódio pode ser encontrado na Tabela 
10. Para usarmos o fator de repulsão, é preciso conhecer a configuração eletrônica do íon e 
consultar a Tabela 9. O íon sódio, Na+, tem a seguinte configuração eletrônica: 
11Na+ = 1s2 2s2 2p6 
que é a mesma configuração eletrônica do Ne. Portanto, o fator de repulsão para o sódio é 
igual a sete. O cloreto, Cl–, tem a seguinte configuração eletrônica: 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 34
17Cl– = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
que é a configuração eletrônica do Ar. Segundo a Tabela 9, o fator de repulsão neste caso é 
igual a nove. Então, o fator de repulsão (n) para o cloreto de sódio será a média daqueles 
encontrados para seus íons: 
 
8
2
97 =+=n (11) 
 
 Reunindo todos os dados e constantes para o NaCl: 
A = 174756 n = 8 r0 = 2,81.10-10 m 
Z+ = +1 Z– = –1 N = 6,02.1023 /mol 
e = 1,602.10–19 C ε0 = 8,85.10–12 C2/J.m 
 
e substituindo os valores na equação (9), 
U0 = – 754 kJ/mol 
 O valor “experimental” para a energia do retículo cristalino do NaCl é – 787 kJ/mol. Isto 
significa que se pode estimar a energia do retículo cristalino com erro muito pequeno (4,2%) 
através da equação (9). 
 A energia do retículo cristalino pode ser utilizada como uma medida da estabilidade do 
agregado iônico. Quanto mais energia for liberada durante a formação do retículo cristalino, 
mais forte é a ligação entre os íons. Isto implica que, para separá-los, será preciso mais 
energia. 
Considere dois sólidos iônicos, MX e MZ. Suponha que o sólido MX tenha um valor de 
U0 de – 500 kJ/mol enquanto o MZ libera 800 kJ/mol quando se forma. Se as energias de 
hidratação dos íons X– e Z– são semelhantes, pode-se supor que o sólido MZ tenha uma 
solubilidade inferior ao MX, uma vez que para separar seus íons é necessária uma quantidade 
muito maior de energia. Da mesma forma, MZ terá um ponto de fusão maior que MX. Portanto, 
conhecendo-se a energia do retículo cristalino é possível estimar o comportamento de sólidos 
iônicos para diferentes propriedades. 
 
5.4 – Raio Iônico 
 Quando um átomo perde ou ganha elétrons, seu tamanho varia em relação ao do 
átomo neutro. Então, o raio atômico não serve como parâmetro para o tamanho dos íons. Ao 
perder um ou mais elétrons, o tamanho do átomo diminui porque uma camada antes ocupada 
pode ficar sem elétrons (casos dos grupos 1 e 2) e também por conta da maior atração 
exercida pelo excesso de prótons em relação ao número menor de elétrons. Logo, quanto 
maior for a carga do cátion, menor será seu raio. 
 No caso contrário, quando são formados ânions, o raio aumenta. A atração do núcleo 
para cada elétron diminui, uma vez que existem mais elétrons para “dividir” a força de atração 
do núcleo. Outro motivo é a repulsão entre os elétrons. Quanto maior for o número de elétrons 
em excesso, maior será a repulsão. Portanto, quanto maior for a carga do ânion, maior será o 
raio iônico. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 35
A medida de raios iônicos é muito mais complicada que a de raios atômicos. Fatores 
como a estrutura dos sólidos iônicos, número de coordenação e caráter covalente devem ser 
levados em conta. 
 
5.5 – Regras de Fajans: Poder Polarizante e Polarizabilidade 
 O poder polarizante representa o quanto um íon pode polarizar a nuvem eletrônica de 
um outro íon em sua direção. Ou seja, o quanto um núcleo de um átomo atrai os elétrons de 
outro átomo. Tanto o cátion, como o ânion, polarizam um ao outro. Normalmente costuma-se 
tratar de poder polarizante apenas para cátions, uma vez que o efeito do poder polarizante dos 
ânions em cátions são muito mais fracos. O poder polarizante depende de dois parâmetros 
principais: o raio iônico e a carga do cátion. Para avaliar corretamente o efeito de cada 
parâmetro no poder polarizante, variaremos um de cada vez (embora este seja um exercício 
puramente teórico). 
Primeiramente, considere dois cátios de mesma carga, Mn+, mas de raios iônicos 
diferentes. Segundo a equação (7) uma mesma carga, quando em distâncias diferentes, terá 
forças de atrações diferentes. Como a força (ou a energia de atração) é inversamente 
proporcional à distância. Para o cátion de menor raio a força do núcleo será mais atuante na 
periferia do núcleo. Portanto, quanto menor for o raio iônico do cátion, maior será seu poder 
polarizante. 
Da mesma forma, considere dois cátions de cargas diferentes, mas com o mesmo raio 
iônico. A variável da equação (7) agora é Z+. A força de atração aumentará sempre que a carga 
aumentar. Portanto, o cátion de maior carga atrairá os elétrons do ânion de forma mais efetiva. 
Mas, é preciso que se lembre, carga e raio iônico estão intimamente ligados. Portanto, 
quando a carga do cátion aumenta, o raio diminui. Assim, para melhor descrever o poder 
polarizante, usa-se a razão carga-raio dos cátios. Cátions de elevada razão carga-raio, são 
mais polarizantes que cátions de razão carga-raio pequena. 
A polarizabilidade pode ser descrita como o inverso do poder polarizante. É quanto um 
íon se permite polarizar na presença de outro íon. Novamente, esta medida é dependente da 
carga e do raio do ânion. Ânions grandes, dos últimos períodos da Tabela Periódica, são muito 
polarizáveis. Da mesma forma, ânions de carga elevada (em módulo) tendem a ser mais 
polarizáveis, uma vez que seus elétrons não estão sofrendo grande atração do próprio núcleo. 
O que acontece quando temos um cátion com grande poder polarizante e um ânion 
extremamente polarizável? Quando o ânion se deixa polarizar, seus elétrons vão à direção ao 
cátion, dando um caráter covalente a esta ligação. Então, o poder polarizante e a 
polarizabilidade são importantes parâmetros na análise de da ligação iônica. Sabe-se que 
existe um grau de covalência nas ligações iônicas e isto é governado por estes dois 
parâmetros. Fajans resumiu estas idéias em quatro regras, que são conhecidas como Regras 
de Fajans: 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 36
1) Um cátion pequeno favorece a covalência. 
Em íons pequenos a carga positiva se concentra em um pequeno volume. Com isto o 
íon se torna altamente polarizante e, por isso, tenderá a distorcer mais o ânion. 
2) Um ânion grande favorece a covalência. 
Íons grandes são altamente polarizáveis, já que os elétrons de periferia estão afastados 
da influência próprio núcleo, ficando suscetíveis a influência de núcleos vizinhos, como os do 
cátion. 
3) Carga elevada (em módulo), em qualquer um dos íons, favorece a covalência. 
Como foi visto, a carga elevada aumenta o poder polarizante do cátion e também a 
polarizabilidade do ânion. 
4) O poder polarizante de cátions sem a configuração de gases nobres favorece a 
covalência. 
Este é um aspecto interessante. Os cátions sem a configuração de gases nobres, são, 
normalmente, elementos dos blocos d ou f da Tabela Periódica. Neste caso, a péssima 
blindagem dos orbitais do tipo d e/ou f causa um grande aumento na carga nuclear efetiva 
destes cátions.
A consequência é que seu poder polarizante é ainda maior que de um cátion 
com configuração de gás nobre. 
 
5.6 – Hidrólise de Cátions 
 Uma vez que grande parte da química é feita em meio aquoso, temos que conhecer as 
propriedades dos compostos neste meio. O estudo da dissociação em meio aquoso trouxe 
vários conceitos novos e muito importantes para o dia a dia da química. O mais importante 
destes conceitos é, sem dúvida, o de ácidos e bases. O Sueco Svante Arrhenius definiu um 
ácido como composto que, em água, liberava íons H+, enquanto uma base liberaria íons OH–. 
Mais de 20 anos depois, o dinamarquês Johannes N. Brønsted e o inglês Thomas M. Lowry, 
separadamente, formularam novas idéias sobre ácidos e bases. O conceito de ácido é de uma 
substância capaz de doar um próton (comumente tratado como o íon H+) enquanto a base é a 
substância que irá acomodar o próton. Como as reações ácido-base de Brønsted-Lowry são 
reações em equilíbrio, podem-se determinar as constantes de destes equilíbrios e, então, 
montar uma escala chamada de pH, para classificar as substâncias como ácidas, neutras ou 
básicas. No meio aquoso, um ácido segundo Brønsted e Lowry se comporta da seguinte forma: 
 
HA + H2O H3O+ + A– (12) 
 
enquanto uma base apresentaria a seguinte reação: 
 
B + H2O HB+ + OH– (13) 
 
 Considere o ânion A–, a base conjugada do ácido HA na reação (12). Ao dissolvermos 
um sal MA em água, o ânion A– sofrerá um processo que chamamos de hidrólise, representado 
na equação abaixo (considerando que M+ é um íon espectador). 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 37
A– + H2O HA + OH– (14) 
 
 Da mesma forma, o ácido conjugado HB+ sofrerá uma hidrólise se um sal HBX for 
dissolvido em água (considerando X– um íon espectador): 
 
HB+ + H2O H3O+ + B (15) 
 
 Na reação (14) a hidrólise é do tipo básica enquanto na reação (15) a hidrólise foi 
ácida. Se, por exemplo, o sal fosse formado pelo cátion HB+ e o ânion A- teríamos os dois tipos 
de hidrólise acontecendo. Mas, nem todos os cátions e ânions apresentam reações de 
hidrólise. Por exemplo, as bases conjugadas de ácidos fortes não se comportam como o ânion 
A–. O mesmo se aplica para cátions de bases fortes: não apresentam hidrólise. No entanto, a 
hidrólise de cátions é um processo menos trivial do que para os ânions. A questão vai além de 
ser derivado de uma base forte ou fraca. Como explicar que uma solução de cloreto férrico ou 
de alumínio tem pH ácido? 
 Quando um sólido iônico é dissolvido, há a quebra da ligação entre cátion e ânion, mas 
também há a formação de ligações entre soluto e solvente. Isto é, os cátions e os ânions 
formam ligações (em grande parte intermoleculares) com o as moléculas do solvente, o que 
chamamos de solvatação. Quando o solvente é a água, chamamos este processo de 
hidratação. A água é um solvente sabidamente polar, então, suas partes positivas, os 
hidrogênios, se aproximam dos ânions enquanto a parte negativa, o oxigênio, interage com os 
cátions. Para os cátions há a formação de espécies chamadas de complexos aquo-íons, 
tipicamente na proporção de um cátion para seis moléculas de água como mostra a Figura 28. 
É a partir desses aquo-íons que o fenômeno de hidrólise acontece. 
 
M
H2O
H2O OH2
OH2
OH2
OH2
n+
[M(H2O)6]
n+
 
Figura 26. Um aquo-íon de um cátion de carga +n, com número de coordenação igual a seis. 
 
 Dependendo das características do cátion Mn+, a interação com o oxigênio da água 
pode ser intensa. Tão intensa a ponto de o oxigênio preferir uma ligação com o cátion do que 
com um dos hidrogênios. Quanto mais o cátion atrair o par de elétrons, isto é, quanto maior for 
o poder polarizante do cátion, mais intensa será a interação. Conforme a interação cátion-
oxigênio se torna forte, a ligação oxigênio-hidrogênio enfraquece, até que a ligação se rompe, 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 38
liberando um íon H+ para o meio. Isto faz do aquo-íon [M(H2O)6]n+ um ácido de Brønsted. Para 
uma solução de cloreto férrico, existirão os seguintes equilíbrios em solução: 
 
[Fe(H2O)6]3+(aq) + H2O(l) [Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) + H3O+(aq) 
[Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) + H2O(l) [Fe(H2O)4(OH)2]+(aq) + H3O+(aq) 
 
[Fe(H2O)4(OH)2]+(aq) + H2O(l) [Fe(H2O)3(OH)3](s) + H3O+(aq) 
 
O hidróxido de férrico, [Fe(H2O)3(OH)3], é um precipitado cor ferrugem que, 
normalmente, está presente nas soluções de ferro (III). Para evitar sua formação, adiciona-se 
um pouco de ácido à solução, deslocando as reações de equilíbrio no sentido inverso. De 
maneira contrária, a adição de base favorece a formação do hidróxido. 
Dependendo do cátion, os hidróxidos podem apresentar comportamento anfótero. Um 
composto é dito anfótero quando reage tanto com ácidos como com bases. O hidróxido de 
alumínio, insolúvel, quando em presença de ácidos ou bases, se dissolvendo segundo as 
reações abaixo: 
 
Al(OH)3 + 3H3O+ Al3+ + 6H2O 
 
Al(OH)3 + OH– [Al(OH)4]– 
 
um processo semelhante ao do hidróxido de zinco: 
 
Zn(OH)2 + 2H3O+ Zn2+ + 4H2O 
 
Zn(OH)2 + OH– [Zn(OH)3]– 
 
O mesmo tipo de reação é observado para óxidos e/ou hidróxidos de berílio, gálio, 
ferro (III), cromo (III) e outros. 
 
5.7 – Outras Conseqüências do Aumento do Caráter Covalente da Ligação Iônica 
 Podem-se observar outras conseqüências do aumento do caráter covalente das 
ligações iônicas. Exemplos deste fator aparecem em propriedades como o ponto de fusão e 
ebulição, solubilidade e estabilidade térmica. 
 A Tabela 11 reúne os pontos de fusão de alguns compostos para a análise do 
efeito da polarização da ligação iônica. 
É possível perceber que o ponto de fusão é menor nos compostos com maior caráter 
covalente. Comparando-se compostos do mesmo ânion e com cátions de um mesmo grupo 
(mesma carga), percebe-se o este efeito mais facilmente. O BeCl2 possui um ponto de fusão 
menor que o CaCl2. Segundo as regras de Fajans, cátions com menor raio, favorecem a 
covalência. Da mesma forma, comparando-se compostos de mesmo cátion e ânions de um 
mesmo grupo, como os haletos de lítio ou potássio, tem-se que quanto maior for o raio do 
ânion, maior é o caráter covalente da ligação iônica, menor será o ponto de fusão. 
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 39
Tabela 11. Pontos de fusão de alguns compostos. 
Composto Ponto de Fusão Composto Ponto de Fusão 
BeCl2 405 °C NaBr 747 °C 
CaCl2 782 °C MgBr2 700 °C 
HgCl2 276 °C AlBr3 97,5 °C 
LiF 845 °C KCl 771 °C 
LiCl 605 °C KBr 734 °C 
LiI 449 °C KI 681 °C 
 
Um outro fator importante a ser considerado é a carga dos íons. A comparação entre 
os brometos de sódio, magnésio e alumínio mostram que o cátion com o maior poder 
polarizante – portanto maior razão carga/raio – terá o menor ponto de fusão. 
Há ainda o último fator evidenciado por Fajans, cátions sem a configuração de gás 
nobre possuem maior poder polarizante aumentando o caráter covalente da ligação iônica. Ao 
analisar os valores de ponto de fusão dos cloretos de cátions +2, BeCl2, CaCl2 e HgCl2 nota-se 
que o ponto de fusão do último é menor, caracterizando um acentuado caráter molecular. 
Embora seja claro o efeito da polarização da ligação iônica, deve-se tomar cuidado 
neste tipo de análise, afinal a fusão de compostos não é uma função apenas do caráter da 
ligação. Um exemplo claro é visto na Tabela 11. O brometo de sódio tem ponto de fusão maior 
que o brometo de potássio, embora o cátion sódio seja menor que o cátion potássio (o que 
aumentaria o caráter covalente). É conveniente lembrar que além de favorecer a covalência, 
um cátion menor também diminui a energia do retículo cristalino, estabilizando o composto 
iônico no estado sólido, como se pode analisar pela equação (9). Desta forma, nem sempre a 
covalência será o fator determinante,
principalmente nos casos onde o poder polarizante não é 
tão pronunciado, como para os cátions sódio e potássio. 
Também se pode correlacionar a polarização da ligação iônica com a temperatura de 
decomposição de carbonatos. Os carbonatos de metais alcalinos terrosos se decompõem na 
seguinte ordem: BeCO3 (instável), MgCO3 (350 °C), CaCO3 (900 °C), SrCO3 (1290 °C) e 
BaCO3 (1360 °C). Este comportamento pode ser explicado com base na polarização do íon 
carbonato pelos cátions, forçando sua decomposição no óxido e em CO2. Dessa forma, quanto 
maior for o poder polarizante do cátion, mais fácil é a decomposição do carbonato. Este 
argumento pode ser usado também para explicar a baixa temperatura de decomposição de 
carbonatos como os de cádmio e chumbo (II) (por volta de 350 °C). Uma vez que são cátions 
sem a configuração de gás nobre, possuem alto poder polarizante e, portanto, facilitam a 
decomposição. O mesmo raciocínio pode ser usado para a decomposição de nitratos, sulfatos 
e fosfatos. 
 
 
 
 
 
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 40
Exercícios 
1 – A Regra do Octeto é baseada em algumas propriedades atípicas dos elementos do grupo 
18. Quais são estas propriedades e que relação elas têm com oito elétrons? 
 
2 – Por que os compostos iônicos não conduzem eletricidade no estado sólido, mas o fazem 
quando dissolvidos ou fundidos? 
 
3 – Explique porque compostos iônicos possuem pontos de fusão elevados quando 
comparados com compostos covalentes. 
 
4 – Os haletos de potássio apresentam os seguintes valores de solubilidade em água à 10°C: 
KCl = 30g/100g de água; KBr = 60g/100g de água; KI = 135g/100g de água. Sabendo que 
todos têm a estrutura cristalina do cloreto de sódio, explique o aumento da solubilidade destes 
compostos utilizando para isso a energia do retículo cristalino. 
DADOS: Raios iônicos: K+ = 152 pm; Cl– = 167 pm; Br– = 182 pm e I– = 206 pm. 
 
5 – Calcule a densidade do cloreto de sódio (estrutura na Figura 19). 
Dados: 
Cl– = 167 pm 
Na+ = 113 pm (N.C.=4); 116 pm (N.C.=6); 132 pm (N.C. = 8); 153 pm (N.C.=12). 
 
6 – Defina polarizabilidade e poder polarizante. 
 
 
7 – Segundo as regras de Fajans, a ligação entre um cátion pequeno e um ânion grande será 
mais covalente que a ligação entre um cátion grande e um ânion grande. Explique este efeito. 
 
8 – A tabela a seguir mostra a comparação entre a soma dos raios iônicos do cátion Ag+ e os 
haletos (r++r–) e os valores experimentais observados. 
 
Composto r++r– (pm) rexperimental (pm) erro 
AgF 248 246 0,81 % 
AgCl 296 277 6,86 % 
AgBr 311 289 7,61 % 
AgI 320 281 13,88 % 
 
Os raios iônicos utilizados para a soma “r++r–” foram compilados por Shannon e Prewitt 
(Shannon, R. D. Acta Crystallogr., A32, 751 – 767, 1976) baseados em dados experimentais. 
Compostos iônicos como fluoretos e óxidos foram usados para determinar os raios de cátions 
enquanto o raio dos ânions, como os haletos, foi extraído de compostos iônicos com os metais 
alcalinos. 
Com base nesta informação e de posse com os dados da tabela, explique as razões 
que levam ao erro crescente entre os dados teóricos (r++r–) e os dados experimentais. 
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 41
6. Ligação Covalente 
 Como foi discutido no final do item 4, a ligação entre sódio e cloreto tem características 
diferentes de uma ligação num óxido de nitrogênio, NOx, uma vez que nem o oxigênio nem o 
nitrogênio têm tendência a doar elétrons um ao outro. Portanto, para este tipo de ligação, não é 
adequado tratar os átomos como íons, e o modelo eletrostático tão útil para descrever as 
propriedades de compostos iônicos, não pode ser utilizado. Para descrever as ligações 
covalentes – aquelas onde há o compartilhamento de elétrons numa ligação – existem diversos 
modelos. Desde o mais simples, proposto por Lewis até a Teoria dos Orbitais Moleculares (que 
não será abordada). 
 
6.1 – Estruturas de Lewis 
 Lewis fez a proposta mais simples para descrever as ligações covalentes. Os 
compostos dividem elétrons até que ambos respeitem a regra do octeto. Para isto, poderiam 
fazer ligações simples (com dois elétrons), duplas (duas de dois elétrons) ou até triplas (três de 
dois elétrons). Ele desenvolveu uma série de regras para construir as “Estruturas de Lewis”, 
que nada mais são que as representações das ligações nas moléculas. Para exemplificar estas 
regras, usaremos o CH4 e o NO2–. 
 
1) Identifique o átomo central 
 Normalmente, o átomo central é aquele que fará o maior número de ligações (maior 
valência) ou o átomo que está em menor quantidade na molécula. Quando existem dois 
elementos nestas condições, o de menor eletronegatividade é o mais indicado para atuar como 
átomo central. 
 Na molécula de CH4, estes dois critérios convergem para o átomo de carbono, que 
precisa fazer quatro ligações para completar o octeto enquanto o hidrogênio só precisa de uma 
ligação. No ânion nitrito os dois critérios também convergem para o nitrogênio, que tem 
valência de três ligações ao invés de duas do oxigênio. 
 
2) Ligar os outros átomos ao átomo central até seu limite máximo (valência) 
 Uma vez que o átomo central esteja identificado, ligue-o aos outros átomos, conforme 
mostra a Figura 27. Cuidado para não ultrapassar a valência do átomo central (como colocar 5 
ligações para o carbono). 
 
H C
H
H
H
O N O
 
Figura 27. Segunda regra para a construção da estrutura de Lewis. 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 42
 
3) Se a valência do átomo central esgotar e ainda restarem átomos, ligue-os aos átomos 
ligados ao átomo central. 
 Nas espécies usadas exemplo, não existe este caso. Isto é necessário nas moléculas 
de HClO4, H2SO4 ou H3PO4. 
 
4) Contagem do número de elétrons da molécula 
 O próximo passo é saber quantos elétrons de valência existem na molécula. Para isso, 
somam-se todos os elétrons da camada de valência de cada átomo. Para cada carga positiva 
que a molécula tiver, um elétron é retirado do total. Em contrapartida, para cada carga 
negativa, um elétron é somado ao total. O número de elétrons na estrutura de Lewis deve ser 
igual à soma do número de elétrons de valência dos elementos que formam a estrutura. 
 O CH4 é formado de um carbono (6C = 1s2 2s2 2p2) que possui quatro elétrons na 
camada de valência e de quatro hidrogênios (1H = 1s1) cada um com um elétron na camada de 
valência. Como é uma molécula neutra, o número total de elétrons será: 
1 átomo de Carbono + 4 átomos de Hidrogênio = CH4 
4 elétrons + 4 x 1 elétron = 8 elétrons 
 
 O NO2– é formado por um nitrogênio (7N = 1s2 2s2 2p3), que tem cinco elétrons na 
camada de valência e de dois oxigênios (8O = 1s2 2s2 2p4) cada um com seis elétrons na última 
camada. Fora isso, a molécula tem uma carga negativa. O número total de elétrons é: 
1 átomo de Nitrogênio + 2 átomos de Oxigênio + 1 carga negativa = NO2– 
5 elétrons + 2 x 6 elétrons + 1 elétron = 18 elétrons 
 
5) Complete os octetos e conte os elétrons da molécula 
 Uma vez com os átomos ligados ao átomo central, devem-se completar os octetos. 
Cada ligação conta como dois elétrons. Então, um átomo com três ligações, precisará de mais 
dois elétrons. Um átomo que só faz uma ligação precisará de mais seis elétrons (com exceção 
dos átomos que só precisam de dois elétrons, como o hidrogênio). Uma vez completo todos os 
octetos, deve-se contar o número de elétrons na molécula. Se o número for igual ao 
encontrado no passo 4, a estrutura já está definida. Se o número for diferente, é preciso fazer 
ligações múltiplas entre os átomos. 
 Na Figura 27, para o CH4, vemos que existem quatro ligações, num total de oito 
elétrons para o átomo de carbono. Cada átomo de hidrogênio está participando
de uma 
ligação, de forma que todos têm dois elétrons. Então, estão todos respeitando a regra do 
octeto. Logo, não é preciso adicionar nenhum elétron na estrutura, tampouco realizar ligações 
múltiplas, já que o número e elétrons do passo 4 coincide com o da estrutura (4 ligações = 8 
elétrons). 
 Já para o ânion NO2–, é preciso completar o octeto. Na Figura 27 vemos que o 
nitrogênio faz duas ligações, num total de quatro elétrons. Portanto, é preciso se adicionar mais 
quatro elétrons ao nitrogênio para que este fique com o octeto completo (Figura 28a). Os 
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 43
oxigênios precisam de mais seis elétrons cada um, já que estão com apenas uma ligação 
simples (Figura 28b). 
 
O N O
(a)
 
O N O
(b)
 
Figura 28. (a) Os quatro elétrons para completar o octeto do nitrogênio e (b) os seis elétrons para 
completar o octeto dos oxigênios. 
 
 Ao completar o octeto e contar o número de elétrons na estrutura de Lewis verifica-se 
que existem vinte elétrons (Figura 28b). No passo quatro calculou-se que o ânion NO2– deveria 
ter apenas dezoito elétrons. Para reduzir o número de elétrons em uma estrutura de Lewis, 
fazem-se ligações duplas ou triplas. Fazendo uma ligação dupla entre o átomo de nitrogênio e 
de oxigênio, chega-se a uma estrutura com apenas dezoito elétrons (Figura 29). 
 
O N O
 
Figura 29. Estrutura de Lewis para o NO2–. 
 
6) Determine as cargas formais 
 Com a estrutura montada, devem-se determinar as cargas formais. É preciso ter em 
mente que as cargas formais não são os números de oxidação dos átomos. Para determinar as 
cargas formais precisa-se da configuração eletrônica de um dado átomo e do número de 
elétrons deste mesmo átomo na estrutura de Lewis. O número de elétrons na estrutura de 
Lewis é feito da seguinte forma (procedimento apenas para determinar a carga formal!): 
contam-se os elétrons não-ligantes normalmente enquanto que cada ligação conta como um 
elétron para cada átomo que participa da ligação. A eletronegatividade dos elementos 
participantes da ligação não é considerada! 
A carga formal será a diferença entre o número de elétrons que o átomo tem em sua 
camada de valência determinada por sua configuração eletrônica e o número de elétrons 
presente na estrutura de Lewis. O somatório das cargas formais de todos os átomos da 
estrutura de Lewis deve ser igual à carga apresentada pela molécula (ou íon). 
No CH4 o carbono faz quatro ligações (Figura 27). Portanto, o número de elétrons na 
estrutura de Lewis, para o carbono, será de quatro elétrons. Como este é o número de elétrons 
de sua camada de valência, a carga forma para o átomo de carbono nesta molécula será igual 
a zero. Da mesma forma, os átomos de hidrogênio fazem uma só ligação. Então, cada um 
possui um elétron na estrutura de Lewis. Como este também é o número de elétrons em sua 
camada de valência, as cargas formais para os átomos de hidrogênio têm valor igual a zero. 
Avançando para o NO2–, o nitrogênio faz três ligações e tem dois elétrons não ligantes 
(Figura 29), um total de cinco elétrons. Este também é o número de elétrons em sua camada 
de valência, por isso, o nitrogênio tem carga forma igual a zero. Como os átomos de oxigênio 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 44
são diferentes na estrutura da Figura 29, precisam ser tratados de forma diferente. Começando 
pelo oxigênio da dupla (duas ligações e quatro elétrons não ligantes), tem-se um total de seis 
elétrons. O mesmo número de elétrons em sua camada de valência – então a carga formal 
para este oxigênio é zero. O segundo oxigênio faz uma ligação e tem mais seis elétrons não 
ligantes, um total de sete elétrons na estrutura de Lewis. Como o oxigênio só possui seis na 
camada de valência, a carga formal para este oxigênio é de –1 (carga formal: 6 – 7 = –1). 
O somatório das cargas formais dos átomos que forma NO2– coincide com a carga total 
do ânion (c.f. = 0 + 0 + (–1) = –1). Isto indica que a estrutura de Lewis está coerente. 
Como as estruturas de Lewis para as moléculas derivam de um modelo muito simples, 
elas têm diversos problemas. O primeiro deles é não prever a geometria espacial da molécula, 
parâmetro fundamental em muitas propriedades. Outro fator é sua limitação a moléculas que 
respeitem a regra do octeto. Apenas com as idéias de Lewis não é possível explicar porque 
alguns átomos conseguem ir além do octeto. Um outro problema pode ser visto na estrutura do 
NO2–. Na estrutura da Figura 29, um dos oxigênios faz uma ligação dupla e outro faz uma 
ligação simples. Como os dois oxigênios são iguais, as ligações poderiam estar invertidas. 
Qual seria a estrutura certa? Nenhuma? As duas? Cada uma estaria certa em 50%? A solução 
para alguns destes problemas veio com a Teoria da Ligação de Valência. 
 
6.2 – Teoria da Ligação de Valência 
 A Teoria da Ligação de Valência (TLV) cresceu diretamente das idéias de Lewis sobre 
o emparelhamento de elétrons de dois diferentes átomos. Em 1927, W. Heitler e F. London 
propuseram um modelo baseado na recém formulada mecânica quântica para tratar a molécula 
de hidrogênio. Este tratamento quântico ficou conhecido como método da ligação de valência e 
foi desenvolvido nos anos seguintes, principalmente por Linus Pauling e John C. Slater. Não 
serão abordados aqui os aspectos matemáticos da TLV, apenas suas consequências e os 
avanços que trouxe para o entendimento da ligação química. 
 A idéia central da TLV vem do entrosamento dos orbitais atômicos de cada átomo para 
formar ligações químicas. Se os orbitais se encontram de maneira frontal (Figura 30a), tem-se 
uma ligação do tipo sigma (σ). Se os orbitais estão paralelos (Figura 30b), forma-se uma 
ligação do tipo π. 
 
 
 
 
Figura 30. (a) Ligação σ entre orbitais do tipo s e p e (b) Ligação π entre dois orbitais do tipo p. 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 45
Usaremos a molécula do CH4 para compreender estas idéias. As configurações 
eletrônicas dos átomos desta molécula são: 
6C = 1s2 2s2 2p2 1H = 1s1 
considerando apenas as camadas de valência de ambos os átomos, tem-se: 
2s 2p
Para o Carbono:
 
4 orbitais 
 1s
Para os 4 Hidrogênios:
 
 
Sabe-se que o carbono fará uma ligação com cada hidrogênio (Figura 27) e como é 
preciso um elétron de cada um dos átomos para formar estas ligações, os elétrons 
emparelhados no orbital 2s do carbono precisarão ser desemparelhados. Além disso, um 
desses elétrons precisará ser excitado até o orbital p vazio. Isto é chamado de promoção do 
elétron. Por conta da promoção do elétron, o carbono estará com quatro orbitais com um 
elétron cada, podendo então ligar-se a quatro outros átomos. Então, as ligações do CH4 se 
formam da seguinte maneira: 
2s 2p
1s 1s 1s 1s
Carbono
Hidrogênios
 
 
 Segundo a TLV, tem-se uma ligação entre dois orbitais do tipo s e três ligações entre 
orbitais s do hidrogênio e os do tipo p do carbono (Figura 31). Uma conclusão disto é que uma 
das ligações do metano será diferente das demais, já que os orbitais envolvidos são diferentes. 
Porém, resultados experimentais dizem o contrário: todas as ligações entre carbono e 
hidrogênio na molécula de CH4 são iguais em comprimento e em termos energéticos. Para 
justificar observações como esta, foi introduzido um novo conceito dentro da TLV: o de 
hibridação dos orbitais atômicos. 
 
 
Figura 31. Tipos diferentes de ligações: (a) entre dois orbitais s e (b) entre um orbital s e um p. 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 46
6.2.1 – Hibridação dos Orbitais Atômicos 
 Voltemos à etapa de promoção de um dos elétrons do orbital 2s para o orbital vazio do 
subnível 2p. Existe um gasto de energia para promover o elétron para um orbital de maior 
energia, que
será compensado depois com a formação da ligação. Este gasto de energia seria 
inexistente se os orbitais dos subníveis 2s e 2p tivessem a mesma energia. No entanto, só 
orbitais do mesmo tipo podem ser degenerados. 
 Aqui entra uma particularidade dos orbitais. Como são as representações espaciais das 
funções de onda, estas podem ser combinadas de diversas maneiras, de forma que a energia 
total da molécula seja minimizada. A combinação das funções de onda dá origem a outras 
funções, que geram outros orbitais, que são as combinações dos orbitais iniciais. Este é o 
fundamento da hibridação dos orbitais atômicos. Eles se combinam de forma a minimizar a 
energia da molécula e, por fim, justificar as observações experimentais. 
 
6.2.1.1 – Hibridação do tipo sp3 
 Na hibridação do tipo sp3 um orbital do tipo s irá se combinar com três orbitais do tipo p 
que formarão quatro orbitais híbridos do tipo sp3. É este o tipo de hibridação com os orbitais do 
carbono no metano, para citar um exemplo. No carbono do metano, representa-se a hibridação 
da seguinte maneira: 
2s 2p
4 orbitais híbridos do tipo sp3 
 
São estes quatro orbitais híbridos do tipo sp3 do carbono que irão se ligar aos quatro 
átomos de hidrogênio. Com o modelo da hibridação, todos os orbitais do carbono envolvidos 
nas ligações com os átomos de hidrogênio são iguais, explicando porque as quatro ligações no 
metano são idênticas. 
A hibridação dos orbitais também define a geometria da molécula. Como os orbitais se 
combinam buscando minimizar a energia do sistema, eles se distribuem no espaço tentando 
minimizar as repulsões entre as ligações. Isto é, eles se afastarão o máximo possível um do 
outro. Se houvessem duas ligações, o ângulo entre elas seria de 180°. Com quatro ligações 
(quatro orbitais do tipo sp3) a maior distância possível é encontrada quando o ângulo entre as 
ligações é de 109,47°. Este arranjo espacial é chamado de tetraedro (Figura 32). O tetraedro 
tem quatro faces triangulares e quatro vértices. O átomo central, o carbono no CH4, se 
posiciona no centro do tetraedro enquanto os outros átomos, os de hidrogênio neste exemplo, 
ocupam os vértices do tetraedro (Figura 33). 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 47
 
 
Figura 32. O tetraedro. 
 
HH
H
H
C
 
H
C
H
H
H
109,47o
 
Figura 33. Algumas maneiras de visualizar a geometria tetraédrica do CH4. 
 
6.2.1.2 – Ligações π: Hibridação do tipo sp2 e sp 
 As ligações π têm uma particularidade: os orbitais que formarão este tipo de ligação 
precisam estar paralelos. Por esta razão, os orbitais que participarão de uma ligação do tipo π 
não podem ser híbridos. Tomemos as móleculas de eteno (C2H4) e o dióxido de carbono (CO2) 
como exemplos. Suas estruturas de Lewis são mostradas na Figura 34. Cada carbono da 
molécula de eteno tem uma ligação do tipo π e três do tipo σ. No dióxido de carbono são duas 
ligações π para um só carbono. Então, cada carbono do eteno terá que “reservar” um dos 
orbitais p para fazer a ligação π. Da mesma forma, o carbono do CO2 terá de “reservar” dois de 
seus orbitais do tipo p. 
 
C C
H
H
H
H
O C O
 
Figura 34. As estruturas de Lewis do eteno e do dióxido de carbono. 
 
Então, a hibridação dos carbonos seria do tipo sp2, conforme o esquema abaixo: 
2s 2p 2s 2p Ligação π
1 orbital s + 2 orbitais p
 = 
 3 orbitais híbridos sp2 
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 48
 São os três orbitais híbridos do tipo sp2 que farão as três ligações σ de cada carbono 
na molécula de eteno. Estas ligações definem um plano e têm um ângulo de 120° entre elas. 
Este arranjo é chamado de trigonal plano (ou trigonal planar) e a ligação π é perpendicular ao 
plano das ligações σ (Figura 35). 
 
C
C
HH
HH
120o
Orbitais p não hibridizados que
formarão a ligação π
 
Figura 35. A geometria trigonal plana e a posição dos orbitais p não hibridizados. 
 
Já para a molécula de dióxido de carbono, a hibridação será do tipo sp, uma vez que 
apenas um dos orbitais p estará disponível para combinar-se com o orbital s: 
2s 2p 2s 2p
Para duas
ligações π1 orbital s + 1 orbital p
 =
 2 orbitais híbridos sp 
 
 As duas ligações σ, formadas pelos orbitais híbridos sp, estarão separadas por um 
ângulo de 180°, dando origem a uma geometria angular (Figura 36). As ligações π são 
perpendiculares entre si (como os orbitais p não hibridizados). Na Figura 36, uma das ligações 
π é formada ao longo do eixo z (orbitais p azuis) enquanto a outra é formada no eixo x (orbitais 
p vermelhos). 
 
O C O
180o
CO O
zzz
y
x
x x
 
Figura 36. A geometria linear com os orbitais híbridos sp e as ligações π. 
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 49
 As hibridações do tipo sp3, sp2 e sp descrevem de maneira correta os compostos onde 
o átomo central é um elemento que segue a regra do octeto. Moléculas que têm como átomo 
central elementos do segundo período da Tabela Periódica apresentarão uma destas 
hibridações citadas acima. No entanto, a formação de orbitais híbridos com apenas orbitais do 
tipo s e p não conseguem explicar a existência de alguns compostos, como o PCl5 ou o SF6. 
 
6.2.1.3 – Expansão do Octeto 
 Tanto o PCl5 como o SF6 são exemplos de compostos onde o átomo central ultrapassa 
o número de ligações esperado pela regra do octeto. Para formar um maior número de 
ligações, os átomos centrais precisam de mais orbitais disponíveis que os do tipo s e p. E a 
partir do terceiro período da Tabela Periódica estes novos orbitais, do tipo d, estão disponíveis. 
Para melhor entender este fenômeno, deve-se olhar em particular cada caso. 
 O fósforo é o átomo central da molécula de PCl5. Situado no grupo 15, o mesmo do 
nitrogênio, no bloco p da Tabela Periódica, o fósforo precisaria de três ligações para completar 
o octeto. E isso é observado em alguns de seus compostos como nas moléculas de PH3 ou 
PCl3. A configuração eletrônica do fósforo é: 
 
15P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
 
É a partir da terceira camada que o subnível d começa, estando disponível para 
hibridizar com os orbitais do subnível 3s e 3p do fósforo. Aqui está a razão central da expansão 
do octeto. Átomos que tenham orbitais d vazios em suas camadas de valência podem usá-los 
para fazer um número maior de ligações. Como estes orbitais d vazios têm energias próximas a 
dos outros orbitais preenchidos da camada de valência, a hibridação com orbitais de um 
subnível vazio não tem um custo energético muito grande. No final, a energia liberada com o 
maior número de ligações compensará o gasto na hibridação. 
É por isso que os elementos do segundo período não expandem o octeto, pois em suas 
camadas de valência (a segunda), não existem subníveis com orbitais vazios de energia 
próxima da dos ocupados. A hibridação do fósforo pode ser vista na Figura 37. 
Com cinco orbitais híbridos do tipo sp3d, o fósforo pode fazer as cinco ligações 
observadas no composto PCl5. Na hibridação do tipo sp3d tem-se um arranjo espacial 
bipiramidal triangular, pois a figura corresponde a duas pirâmides que dividem a mesma base 
triangular (Figura 38). As ligações da base das pirâmides (ligações equatoriais) estão 
separadas por ângulos de 120° entre si e por um ângulo de 90° com as ligações axiais (Figura 
39). 
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 50
3s
3p
3d
E
E
1 orbital s + 3 orbitais p + 1 orbital d
5 orbitais híbridos sp3d
4 orbitais do tipo d
 não hibridizados
 
Figura 37. A hibridação sp3d do fósforo. 
 
Cl
ClCl
P
Cl
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Cl
Cl
 
Figura 38. A geometria bipiramidal triangular em diversas representações. 
 
Cl
ClCl
P
Cl
Cl
90o
120o
Figura 39. Ângulos da geometria bipiramidal triangular. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 51
O caso do enxofre no SF6 será semelhante ao observado para o fósforo no PCl5. A 
diferença está no número de ligações e no número de elétrons do enxofre em relação ao 
fósforo. A configuração eletrônica do enxofre é 
 
16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
 
Como precisa formar uma ligação a mais do que o fósforo no PCl5, o enxofre usará um 
orbital d a mais, formando seis orbitais híbridos, do tipo sp3d2 (Figura 40). 
 
3s
3p
3d
E
E
1 orbital s + 3 orbitais p + 2orbitais d
6 orbitais híbridos sp3d2
3 orbitais do tipo d
 não hibridizados
 
Figura 40. A hibridação sp3d2 do enxofre. 
 
A distribuição das ligações no espaço segue um arranjo octaédrico (Figura 41). Um 
octaedro pode ser descrito como sendo duas pirâmides unidas por uma base quadrada. Todas 
as ligações fazem ângulos de 90° entre elas. 
Existem outros tipos de hibridação de orbitais, mas ou não são muito comuns ou são 
pequenas variações dos tipos que foram apresentados, como a hibridação sd3 que apresenta 
as mesmas características da sp3, mas usa orbitais d ao invés dos orbitais p. De toda forma, 
estas variações também são incomuns. 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 52
F
F
F
F
F
F
S F
F
F
F S
F
F
S
F
F F
F
F
F
 
Figura 41. Diferentes maneiras de se representar um octaedro. 
 
6.3 – Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
 No início dos anos 40, N.V. Sidgwick e H.M. Powell fizeram um levantamento das 
estruturas das moléculas até então conhecidas e perceberam que era possível prever suas 
formas aproximadas a partir do número de pares de elétrons na camada de valência do átomo 
central da molécula. Anos mais tarde, em 1957, R.J. Gillespie e R.S. Nyholm aperfeiçoaram as 
idéias de Sidgwick e Powell e desenvolveram o que se chamou de Modelo da Repulsão dos 
Pares Eletrônicos da Camada de Valência (ou Modelo VSEPR, sigla do inglês Valence Shell 
Electron Pair Repulsion). 
 O modelo da VSEPR é extremamente útil para se determinar a geometria das 
moléculas partindo apenas da estrutura de Lewis. Além disso, é mais simples usar o modelo 
VSEPR que a teoria da hibridação, sendo que ambos darão, obrigatoriamente, o mesmo 
resultado para as estruturas moleculares. De certa maneira, é mais fácil usar a teoria VSEPR 
para descobrir a hibridação a partir da geometria do que o contrário. 
 A teoria da VSEPR é bem simples e sustenta que o arranjo das moléculas no espaço é 
determinado pelas repulsões entre os pares de elétrons presentes no nível de valência, uma 
vez que qualquer par de elétrons, ligante ou não ligante, ocupa espaço e repelem um ao outro. 
Pares de elétrons isolados repelem mais que os que participam de uma ligação, uma 
vez que só são atraídos por um núcleo, enquanto que os pares ligantes são atraídos por dois 
núcleos. Por conta dessa maior repulsão, eles “ocupam mais espaço” que os demais e, com 
isso, causam distorções no arranjo espacial da molécula. 
As ligações duplas apresentam maior repulsão que as simples, pois a densidade 
eletrônica entre os dois átomos envolvidos é maior quando há ligações múltiplas. Pelo menos 
motivo, a ligação tripla apresenta maior repulsão que a dupla. Embora sejam consideradas em 
termos repulsivos, as ligações π não são consideradas como pares de elétrons ligantes para a 
definição da geometria molecular. Isto é, se um átomo central tem três ligações σ e uma do tipo 
π, para o modelo da VSEPR só devem-se contar apenas três pares de elétrons, uma vez que o 
par que forma a ligação π estará restrito ao espaço definido pela ligação σ. A repulsão aumenta 
conforme a sequência: ligações simples < ligações duplas < ligações triplas < pares isolados. O 
par de elétrons de maior repulsão afasta os outros pares de elétrons de si. 
Também é preciso definir a diferença entre o arranjo espacial de uma molécula e sua 
geometria. O arranjo espacial leva em conta qualquer par de elétrons, ligante ou isolado. Está 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 53
diretamente ligado à hibridação do átomo central. Por outro lado, a geometria só leva em 
consideração as posições nucleares, isto é, só os átomos e ligações são considerados. Os 
pares de elétrons que não participam de ligações são ignorados na geometria molecular. No 
entanto, ambos os conceitos estão relacionados. A geometria da molécula é dependente do 
arranjo espacial (e da hibridação). 
A Tabela 12 mostra a relação entre o número de pares de elétrons, arranjos espaciais, 
hibridação e a geometria das moléculas. A Figura 42 mostra alguns os exemplos citados na 
Tabela 12. 
 
Tabela 12. Relação entre número de pares de elétrons e parâmetros da geometria molecular. 
Legenda: M = átomo central, L = pares de elétrons de ligações σ e E = pares de elétrons não 
ligantes. 
N° de pares 
de elétrons 
Tipo de 
molécula 
Arranjo 
espacial Hibridação Geometria Exemplo 
2 ML2 Linear sp Linear BeH2 
3 ML3 Trigonal Planar 
sp2 Trigonal 
Planar 
BCl3 
3 ML2E Trigonal Planar 
sp2 Angular SO2 
4 ML4 Tetraédrico sp3 Tetraédrica CH4 
4 ML3E Tetraédrico sp3 Piramidal NH3 
4 ML2E2 Tetraédrico sp3 Angular H2O 
5 ML5 Bipiramidal Trigonal 
sp3d Bipiramidal 
Trigonal 
PCl5 
5 ML4E Bipiramidal Trigonal 
sp3d Tetraédro 
Distorcido 
TeCl4 
5 ML3E2 Bipiramidal Trigonal 
sp3d Forma de “T” ClF3 
5 ML2E3 Bipiramidal Trigonal 
sp3d Linear I3– 
6 ML6 Octaédrico sp3d2 Octaédrica SF6 
6 ML5E Octaédrico sp3d2 Piramidal de Base 
Quadrada 
BrF5 
6 ML4E2 Octaédrico sp3d2 Quadrado Planar 
XeF4 
 
Uma forma simples de compreender como funciona o modelo VSEPR é analisando o 
caso do CH4, NH3 e H2O. Na Figura 43 estão representadas as estruturas de Lewis para estas 
moléculas. Em todas as moléculas o átomo central tem quatro pares de elétrons: no CH4 são 
quatro pares ligantes; no NH3 um não ligante e três ligantes e na molécula de H2O são dois de 
cada tipo. Então, nas três moléculas, o arranjo espacial será tetraédrico. Este arranjo define a 
hibridação do tipo sp3 para todas as moléculas. A geometria molecular, como já foi dito, 
depende apenas dos átomos (ou dos pares ligantes). Portanto o metano tem geometria 
tetraédrica, a amônia tem geometria piramidal, e a água é angular. Na amônia, como a 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 54
repulsão do par de elétrons não ligante é maior, os demais ângulos serão menores, em torno 
de 107° entre as ligações, como mostra a Figura 44. Na água a repulsão será ainda maior, pois 
são dois os pares não ligantes. Por isso, o valor do ângulo entre as ligações da água será o 
menor observado entre estas moléculas, por volta de 104,5° (Figura 45). 
 
Be HH
Cl
B
Cl Cl
H
C
H
H
H
N
H
H
H
S
O O
O
H
H
Cl
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Te
Cl
Cl
Cl
I
I
I
F
Cl
F
F
S
F
F F
F
F
F
Br
F
F F
F
F
Xe
F
F F
F
 
Figura 42. Estruturas das moléculas citadas na Tabela 11. 
 
H C
H
H
H H N
H
H H O H
 
Figura 43. As estruturas de Lewis das moléculas de CH4, NH3 e H2O. 
 
 Com uma teoria de argumentos simples como a TLV e a VSEPR pode-se prever, 
partindo-se das estruturas de Lewis, a geometria molecular e a hibridação das moléculas. Mas 
isto ainda não é suficiente para compreender o comportamento de todas as moléculas que se 
conhece. O “problema” do íon nitrito, NO2–, de ter duas estruturas equivalentes (comentado 
anteriormente na página 44) é muito comum e tem grande importância nas propriedades 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 55
destas moléculas. A Teoria da Ligação de Valência propôs uma primeira explicação
para este 
fenômeno, que hoje é conhecido por ressonância. 
 
N
H
H
H
Maior Repulsão
107o
 
Figura 44. A geometria da amônia e seus ângulos. 
 
O
HH
 Grande
Repulsão
Repulsão
 
Figura 45. A geometria da água e seus ângulos. 
 
6.4 – Ressonância 
Na Figura 46 podem ser vistas algumas moléculas que possuem mais de uma estrutura 
de Lewis equivalente. 
 
N O
O
N O
O
C O
O
O 2
C O
O
O 2
C O
O
O 2
S O
O
S O
O
 
Figura 46. Algumas moléculas com mais de uma estrutura de Lewis. 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 56
Uma só estrutura é insuficiente para descrever estas moléculas, de forma que a 
estrutura “real” da molécula seria uma mistura de todas estas estruturas, uma média de todos 
os estados. A “média” dessas estruturas é chamada de estrutura de ressonância (Figura 49). A 
ressonância é a explicação para interessantes fenômenos nas moléculas. O caso mais 
representativo deste fenômeno vem do benzeno e a grande estabilidade de seu conjunto de 
ligações insaturadas quando comparado a outras moléculas contendo insaturações onde não 
existe a ressonância. Tem-se, então, que a ressonância é um efeito estabilizador, 
principalmente em sistemas com ligações π conjugadas ou em íons onde a carga é distribuída 
por vários elementos. Alguns outros exemplos são os carboxilatos, ânions e cátions vinílicos e 
outras substâncias aromáticas como o benzeno. 
Por conta deste efeito, tem-se uma última regra para a construção das estruturas de 
Lewis: considerar todas as estruturas de ressonância de uma espécie. A estrutura mais 
representativa é, normalmente, a que tem os valores de cargas formais mais próximos a zero. 
 
N O
O
C O
O
O 2
S O
O
 
Figura 49. Estrutura de ressonância para o nitrito, carbonato e dióxido de enxofre. 
 
 
7. Conceitos Ácido-Base 
 
7.1 – De Arrhenius a Brønsted-Lowry 
A primeira teoria ácido-base foi proposta pelo sueco Svante Arrhenius. Em seus 
estudos de condutividade em solução aquosa, dentre outras coisas, ele convencionou que uma 
substância seria considerada um ácido se originasse íons H+. Por outro lado, uma base daria 
origem a íons OH–. Foi o primeiro sentido químico para ácidos e bases. O modelo de Arrhenius 
carregava o “problema” de apenas tratar de sistemas aquosos. No entanto, suas idéias sobre 
os íons H+ e OH– foram o início da caracterização de ácidos e bases. A história diz que as 
idéias de Arrhenius não foram bem aceitas no início, e em seu exame de doutorado sua nota 
foi a menor possível para a aprovação. Como a ciência nunca está parada, a situação se 
modificou e, por seu trabalho sobre de dissociação de eletrólitos, Arrhenius foi laureado com o 
Prêmio Nobel de Química de 1903. 
Em 1923, o dinamarquês Johannes N. Brønsted e o inglês Thomas M. Lowry 
apresentaram suas idéias sobre ácidos e bases. A particularidade deste modelo é que eles 
trabalharam de maneira independente e chegaram numa mesma formulação, numa mesma 
época. O conceito ácido-base de Brønsted-Lowry pode ser considerado uma extensão das 
idéias de Arrhenius. A primeira vantagem da teoria de Brønsted-Lowry é que ela não é restrita 
ao meio aquoso. Além disto, uma nova definição de ácido e base é proposta. É chamada de 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 57
ácido uma espécie capaz de doar um próton (o íon H+), enquanto a base é a espécie que irá 
receber o próton. A partir desta definição, chegava-se a novos conceitos, como o de ácidos e 
bases conjugados. Numa reação ácido-base, teríamos dois pares de ácidos e bases 
conjugadas. Na equação 
 
ácido1 + base2 base conjugada1 + ácido conjugado2 (16) 
 
o ácido1 transfere um próton para a base2 e assim origina a base conjugada1. Da mesma 
forma, a base2 ao ser protonada, origina o ácido conjugado2. A equação (16) mostra o 
equilíbrio entre duas reações ácido-base. 
O parâmetro termodinâmico energia livre de Gibbs, ΔG, indica o sentido preferencial da 
reação num equilíbrio. Além de ΔG, também é muito utilizada a constante de equilíbrio do 
sistema. Para simplificar a notação, a equação (16) será escrita da forma 
 
HA + B A + HB+ (17) 
 
A constante de equilíbrio, Kc, para esta reação é 
 
[B][HA]
][HB][AK c ⋅
⋅=
+−
 (18) 
 
Para o estado gasoso, a constante de equilíbrioc e o parâmetro ΔG se relacionam por 
ΔG = –RT.ln Kc (19) 
 
onde R é a constante dos gases ideais e T a temperatura. Para uma melhor análise, extraindo-
se o logaritmo em (19), encontra-se: 
 
Kc = e–ΔG/RT (20) 
 
Dessa forma é mais simples entender a dependência entre ΔG e Kc. Se o valor de ΔG é 
negativo, o valor de Kc será sempre maior que um. Neste caso, o sentido direto é o favorecido. 
Por outro lado, se ΔG é positivo, Kc terá valores menores que um, ou seja, a reação mais 
favorecida é a do sentido inverso. Dessa forma estabeleceu-se o conceito de força de ácidos e 
bases. O ácido HA será mais forte que HB+ se o Kc da reação (17) for maior que um. Da 
mesma forma que B será uma base mais forte que A–. Portanto, um ácido forte terá uma base 
conjugada fraca e vice e versa. 
Em meio aquoso, as constantes de equilíbrio de ácidos e bases foram medidas em 
relação à água. A forma de dedução para a constante é a mesma feita para o Kc. Considerando 
um sistema aquoso e um ácido HA, tem-se: 
 
HA + H2O A + H3O
+
 (21) 
 
 
c Normalmente para o estado gasoso a constante de equilíbrio é denotada Kp. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 58
Como a água é o solvente, sua concentração é muito maior que as das outras espécies 
envolvidas no equilíbrio. Desta forma, convencionou-se que a concentração da água é 
constante em relação às outras espécies do equilíbrio. A expressão da constante de equilíbrio 
para esta reação será: 
 
O][H[HA]
]O[H][A
K
2
3
c ⋅
⋅=
+−
 ⇒ 
[HA]
]O[H][A
O][HK 32c
+− ⋅=⋅ ⇒ 
[HA]
]O[H][A
K 3a
+− ⋅= (22) 
 
Uma outra forma de se expressar estas constantes é usar o valor de pKa e pKb, que são 
definidos como 
 
pKa = –log Ka (23) 
 
pKb = – log Kb (24) 
 
Neste caso, quanto menor o valor de pKa (ou pKb) mais forte é o ácido (ou base). 
 
7.2 – O Conceito ácido-base de Lewis 
O modelo ácido-base de Brønsted-Lowry demonstrou uma grande evolução em relação 
ao de Arrhenius. Um outro conceito ácido-base, proposto por Gilbert Lewis, é ainda mais 
completo. Segundo Brønsted-Lowry ácidos eram as espécies que transferiam íons H+ para as 
bases que, por sua vez, nada mais eram que ânions ou espécies neutras com alguma 
característica especial. Foi Lewis quem percebeu essa característica, de que a base só poderia 
receber o íon hidrogênio do ácido se tivesse ao menos um par de elétrons para uma nova 
ligação. Ademais, ter um par de elétrons disponível era o requisito para formar ligações com 
cátions. A visão de Lewis para a situação era muito clara: não era a transferência do íon 
hidrogênio que era importante e sim a disponibilidade dos elétrons na base. Portanto, era 
preciso uma nova definição para ácidos e bases. E foi assim que Lewis definiu uma base como 
sendo uma espécie doadora de par de elétrons enquanto o ácido é a espécie que receberia o 
par de elétrons. Embora Lewis tenha introduzido seu conceito no mesmo ano de que Brønsted 
e Lowry, suas idéias só tiveram a devida atenção a partir da década de 30. 
O modelo de Lewis pode ser aplicado a uma série inimaginável de reações químicas. 
Um exemplo seria em reações orgânicas. As reações de substituição eletrofílica ou nucleofílica 
são simplesmente reações entre um ácido e uma base de Lewis. Também as de eliminação e 
adição. Um exemplo clássico disto são as reações de alquilação
de Friedel-Crafts (Figura 50). 
Neste tipo de reação há uma grande seqüência de reações intermediárias que podem ser 
interpretadas como reações ácido-base de Lewis. 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 59
C2H5 Cl AlCl3 C2H5Cl AlCl3+
+ C2H5 Cl AlCl3 H
C2H5
+ Cl AlCl3
C2H5
++ AlCl3 HCl
 
Figura 50. Uma alquilação de Friedel-Crafts. Na primeira etapa, o cloroetano (C2H5Cl), faz o papel da base 
de Lewis através do átomo de cloro. O cloreto de alumínio (AlCl3) é o ácido de Lewis, e tem papel de 
catalisador nesta reação. Na segunda etapa, o benzeno atua como base de Lewis, enquanto que o 
composto C2H5ClAlCl3, através do carbono, é o ácido. Na terceira etapa, temos novamente o cloro, ou 
mais precisamente o AlCl4– como base de Lewis e o hidrogênio como ácido de Lewis. 
 
 Para o estudo de química inorgânica as idéias de Lewis são fundamentais. Os metais 
são facilmente identificados como ácidos de Lewis. Nas reações de formação de complexos, os 
ligantes são as bases de Lewis que irão doar o par eletrônico para o metal central. Nem só com 
metais isso é observado. Reações deste tipo também são vistas com ametais e semi-metais, 
como por exemplo, em compostos de enxofre, silício e boro. Estes são apenas alguns 
exemplos de reações envolvendo ácidos e bases de Lewis, mas qualquer reação que envolva 
doação de par de elétrons pode ser interpretada como sendo uma reação ácido-base de Lewis. 
O exemplo da formação do oleum é muito importante na discussão de ácidos e bases. 
Nesta reação, o anidrido sulfúrico, SO3, é o ácido de Lewis que receberá o par de elétrons do 
ácido sulfúrico, a base de Lewis nesta reação (Figura 51). Vemos aqui o ácido sulfúrico, um 
ácido forte em meio aquoso segundo Brønsted-Lowry, atuando como uma base segundo 
Lewis. Este comportamento é, talvez, o mais ilustrativo do que realmente são os conceitos 
ácido-base. 
 
S
O
O O
O
S
OH
OHO
 
Figura 51. A formação do Oleum, que envolve a dissolução de SO3 em ácido sulfúrico é um exemplo 
interessante de reação ácido-base de Lewis. Aqui o ácido sulfúrico é a base de Lewis, enquanto o SO3 é o 
ácido. 
 
 Sistematizar o estudo de força de ácidos e bases de Lewis é uma tarefa mais 
complicada do que para o conceito de Brønsted-Lowry. Isto se deve ao fato de que no conceito 
de Brønsted-Lowry o ácido é sempre fixo (o íon H+) e quanto maior afinidade da base em 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 60
relação a este íon, mais forte ela é. No conceito ácido-base de Lewis, o ácido pode ser uma 
infinidade de compostos ou íons. E a particularidade de cada sistema influenciaria na 
construção de uma “escala de força” para ácidos ou bases de Lewis. De maneira geral, pode-
se dizer que quanto mais fácil é para uma espécie a doação de elétrons, mais forte é a base de 
Lewis. Enquanto que, para um ácido, o inverso é verdadeiro. Quanto mais ávido por elétrons 
for a espécie, mais forte será o ácido de Lewis. 
Existem outros conceitos ácido-base, uns com aplicação restrita, outros com aplicação 
mais ampla. Assim como no caso da TLV e da TOM, não há um conceito certo e o outro 
errado. Não existe um ácido absoluto, dependendo do modelo que se escolhe, o 
comportamento pode variar. Vale citar uma frase encontrada no início do capítulo sobre ácidos 
e bases do livro de James E. Huheey: 
“Podemos fazer um ácido ser o que quisermos – a diferença ente os vários conceitos ácido-
base não está em qual é o certo, mas qual é o mais conveniente para o uso em uma situação 
particular.” 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 61
Exercícios 
1 – Descreva como a Teoria da Ligação de Valência explica a formação de uma ligação 
covalente entre dois átomos. 
 
2 – Escreva as estruturas de Lewis para as moléculas de NH3 e H2O e também para os íons 
NH4+ e H3O+. Construa o diagrama dos orbitais atômicos para os átomos centrais, mostrando a 
hibridação em cada caso e explique que mudanças a entrada do íon H+ nas moléculas trará 
para os ângulos de ligação destes íons em relação às moléculas neutras. 
 
3 – Por que os elementos a partir do terceiro período da tabela periódica podem expandir o 
octeto e os do segundo período não o fazem? 
 
4 – Escreva as estruturas de Lewis para cada espécie abaixo. Escreva também as cargas 
formais para cada átomo, a hibridação do átomo central e a geometria de cada espécie. 
a) H2O b) SO2 c) PCl3 d) PCl5 e) BrF5 f) O3 
g) NO2– h) NO2+ i) NH3 j) CH2O k) CO2 l) I3– 
m) SO3 n) CH3+ o) ClF3 p) BH3 q) SF6 r) XeF4 
s) NO3– t) SO42– u) CO32– v) PO43– x) TeCl4 z) TeCl6 
 
5 – Escreva todas as estruturas de ressonância para os íons SO42– e NO3– e para as moléculas 
SO3 e XeO3. Escreva o híbrido de ressonância e escolha a estrutura de Lewis mais significativa 
para cada espécie. 
 
6 – Identifique que moléculas ou íons do exercício 4 possuem átomos centrais que poderiam 
atuar como bases de Lewis. 
 
7 – Nas reações abaixo, identifique o ácido e a base de Lewis: 
a) HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
b) BH3 + NaH → NaBH4 
c) CsF + SF4 → Cs[SF5] 
 
8 – Em reações de substituição nucleofílica de primeira ordem há a formação de carbocátions. 
A estabilidade dos carbocátions segue a seguinte ordem: 
C(CH3)3+ > CH(CH3)2+ > CH2CH3+ > CH3+ 
 Explique porque a estabilidade diminui – ou seja, a reatividade aumenta – quando o 
número de grupos alquila ligados ao carbono positivo diminui. 
 
9 – Use argumentos da Teoria da Ligação de Valência para mostrar que os compostos de boro 
do tipo BX3 (X = H, Cl, Br e I) são ácidos de Lewis. Qual deve ser o ácido mais forte dentre os 
citados? 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 62
8. Compostos de Coordenação 
8.1 – Um breve histórico sobre Compostos de Coordenação 
Atribui-se a Alfred Werner o início do estudo com compostos de coordenação. Werner 
estudava sais que possuíam seis moléculas de amônia em sua fórmula química como o 
CoCl2.6NH3. Outros como C.W. Blomstrand e P.T. Cleve além de S.M. Jørgensen também 
tentaram desvendar a possível estrutura desses compostos. A sugestão inicial, feita por 
Blomstrand, era de que as moléculas de amônia estariam ligadas como numa corrente (Figura 
52a). 
Um grande número de compostos contendo diferentes números de amônia foi sintetizado, 
como a série de compostos CoCl3.xNH3 (onde x = 3, 4, 5 ou 6), tornando a questão estrutural um 
desafio para os pesquisadores. Alguns experimentos feitos pelo grupo de Werner com estes 
compostos mostrou alguns fatos interessantes. Através da precipitação com sais de prata sabia-se 
que o comportamento dos ânions destes compostos era diferente dependendo do número de 
moléculas de amônia presentes no composto. As reações abaixo mostram este comportamento: 
CoCl3.6NH3 + Ag+ (em excesso) → 3 AgCl (s) 
CoCl3.5NH3 + Ag+ (em excesso) → 2 AgCl (s) 
CoCl3.4NH3 + Ag+ (em excesso) → 1 AgCl (s) 
Para explicar esses resultados, foi proposto que o íon cloreto poderia estar ligado 
diretamente ao cátion colbato III e nesta condição ele não precipitaria. Portanto, se o ânion está 
ligado ao metal, sua ligação é mais forte; enquanto que se o ânion está no final da “corrente” de 
amônia, sua ligação é mais fraca. Jørgensen propôs então um outro modelo para as ligações em 
compostos deste tipo, onde o cloreto poderia trocar de posição com a amônia, se ligando 
diretamente ao metal (Figura 52b). Assim, ao perder uma molécula de amônia, o cloreto iria se ligar 
ao cobalto III, não precipitando com adição de íons prata. 
 
 a) 
Co
NH3 NH3 NH3 Cl
NH3 NH3 NH3 Cl
 
 b) 
Co NH3 NH3 NH3 XNH3
H3NX
H3NX 
Figura 52. a) Proposta de representação da molécula de CoCl2.6NH3. A amônia e cloreto numa disposição 
em
corrente. b) Modelo proposto por Jørgensen para um composto com cobalto III. Em negrito estão as 
moléculas que podem trocar de posição. 
 
O modelo proposto por Jørgensen permitia entender a característica dos ânions presentes 
nestes compostos. Pois às vezes só havia um deles ligado diretamente ao metal, às vezes dois e 
às vezes nenhum. No entanto, este modelo ainda seria abalado pela constatação de Werner, que 
mais de dois ânions poderiam estar ligados diretamente ao metal. Desta forma, ele concluiu que as 
moléculas de amônia não poderiam estar ligadas numa corrente. Além disso, Werner se deparou 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 63
com outro resultado intrigante. Os compostos de cobalto III com amônia tinham cores diferentes, 
como mostra a Tabela 13. 
 
Tabela 13. Compostos CoCl3.xNH3 (onde x = 4, 5 ou 6) e suas cores. 
Composto Cor 
CoCl3.6NH3 Amarelo 
CoCl3.5NH3 Roxo 
CoCl3.4NH3 Verde 
CoCl3.4NH3 Violeta 
 
O fato do composto CoCl3.4NH3 ter duas cores indicava a presença de isômeros. Portanto, 
a estrutura destes compostos deveria explicar também este fato. A estrutura proposta por 
Jørgensen (Figura 52b) não era capaz de atender as últimas observações feitas por Werner. O 
arranjo em corrente deveria ser abandonado em favor de um outro. Werner propôs uma estrutura 
diferente, um arranjo onde as seis moléculas de amônia estariam ligadas diretamente ao metal 
(Figura 53). Este arranjo possibilitaria a ligação de um, dois ou três íons cloretos, trocando de 
posição com as moléculas de amônia. 
 
NH3
NH3
NH3
H3N
H3N
H3N
M
X
X
X
 
Figura 53. Proposta de Werner para a estrutura de hexamino sais. M representa um metal de carga +3 e X 
um ânion de carga –1. 
 
O grande problema desta proposta era o número de ligações feitas pelo metal, que ia 
contra as idéias de ligação daquele período. Nesta época Lewis ainda não havia proposto seu 
modelo de ligações químicas e a valência era tratada como uma capacidade dos átomos de se 
combinarem. Segundo esta definição de valência, um metal com carga positiva de três, deveria se 
combinar três vezes com um outro composto que fosse monovalente. É aqui que se percebe como 
a idéia de Werner foi revolucionária. Ele percebeu que para explicar o comportamento destes 
compostos era preciso romper com o conceito de valência (ao observar os outros dois modelos 
propostos, nas Figuras 52a e 52b, vê-se claramente o acordo com o conceito de valência da 
época). Esta capacidade adicional do metal em fazer mais ligações foi chamada por Werner de 
“valência secundária”, enquanto conceito original foi chamado de “valência primária”. Hoje em dia, 
os termos cunhados por Werner são chamados de número de coordenação (valência secundária) 
e estado de oxidação (valência primária). 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 64
Além de sais de cobalto, Wener também utilizou sais de cromo III para formar compostos 
com amônia, que foram chamados de complexos. Werner observou a troca de moléculas de 
amônia por moléculas de água e concluiu que os sais hidratados também eram complexos. O 
composto CrCl3.4H2O, assim como o CoCl3.4NH3, apresenta duas cores: verde-escuro e azul 
violáceo. Werner conseguiu demonstrar que o cloreto de cromo (III) azul era um composto com 
formula [Cr(H2O)6]Cl3 (seis moléculas de água estavam ligadas diretamente ao cromo). Já no 
verde, a fórmula poderia ser escrita como [CrCl2(H2O)4]Cl.2H2O (dois cloretos estão ligados 
diretamente ao metal). Novamente, um complexo com fórmula química do tipo [MA4B2] 
apresentava isomeria. A síntese de outros complexos com esta estequiometria levava sempre à 
mesma conclusão: dois isômeros. Era preciso descobrir que geometria possibilitaria a formação de 
isômeros. 
Werner postulou que os seis ligantes iriam se distribuir de maneira simétrica ao redor do 
metal. Desta forma, ele chegou a três estruturas básicas: um hexágono planar, uma forma 
prismática e de um octaedro (Figura 54). Em um complexo com todos os seis ligantes iguais, não 
haveria como diferenciar as estruturas, visto que todas as posições seriam equivalentes. No 
entanto, com ligantes diferentes, em proporções diferentes, isto poderia ser feito. O número de 
isômeros de um complexo formado por um metal (M) e dois ligantes diferentes (A e B), de fórmula 
[MA4B2] era conhecido de isômeros e apenas uma das estruturas levava ao número correto de 
isômeros: um hexágono planar apresentaria três os isômeros. O mesmo número de isômeros seria 
encontrado para a forma prismática. Já na estrutura octaédrica, um complexo de fórmula MA4B2 
teria apenas dois isômeros. Em um complexo de fórmula MA3B3 se observaria exatamente o 
mesmo número de isômeros para cada uma das diferentes estruturas. Bastaria Werner investigar 
quantos isômeros eram formados em complexos do tipo MA3B3. O resultado observado foi que o 
número de isômeros era sempre dois, independente de metais e ligantes. Desta forma, Werner 
teve argumentos sólidos para propor que os complexos formados por seis ligantes tinham 
geometria octaédrica. 
Em 1917, Werner ganhou o prêmio Nobel de química “pelo seu trabalho na ligação de 
átomos em moléculas, o qual trouxe uma nova luz nas recentes investigações e abriu um novo 
campo de pesquisa especialmente em química inorgânica”. 
Embora brilhante, o trabalho de Werner não esgotava as perguntas deixadas pelos 
complexos. Por que as cores diferentes? Como estes compostos realmente são formados? Por 
que alguns são mais estáveis que outros? Estas perguntas encontrariam suas respostas em 
diferentes modelos propostos para explicar a formação dessa nova classe de compostos: os 
complexos ou compostos de coordenação. 
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 65
A
A
AA
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
A
(i) (ii) (iii) 
Figura 54. As estruturas propostas por Werner para um complexo MA6. (i) Um hexágono plano, (ii) em forma 
de prisma e (iii) o octaedro. O metal (omitido nas figuras) se posiciona no centro das estruturas. 
 
8.2 – Classificação dos ligantes e nomenclatura de complexos 
 Os ligantes são classificados, principalmente, de acordo com o número de ligações que 
podem fazer com o metal. Existem ligantes monodentados, que são aqueles que fazem somente 
uma ligação e ligantes ditos quelantes, onde há mais de um ponto de coordenação com o metal. 
Os ligantes quelantes também são chamados de ligantes polidentados. Existem diversos tipos, 
como os bidentados (dois pontos de coordenação), tridentados (três pontos de coordenação) ou 
tetradentados (quatro pontos de coordenação) e assim por diante. Existem também ligantes do tipo 
ambidentados. São ligantes que possuem dois pontos de coordenação, mas não é possível usá-los 
juntos com o mesmo metal. Isto é, ou se ligam por um dos pontos ou pelo outro. São, portanto, 
ligantes monodentados, mas com mais de uma opção de coordenação. São clássicos ligantes 
ambidentados o SCN–, que pode se ligar pelo enxofre ou pelo nitrogênio e, também, o NO2– que 
pode se ligar tanto pelo nitrogênio como pelo oxigênio. A Figura 55 mostra a estrutura de alguns 
ligantes comuns em compostos de coordenação. 
A nomenclatura de complexos segue uma sistemática própria definida pela IUPAC. As 
regras básicas são: 
a) O nome do ânion antecede ao do cátion. 
b) Quando há vários ligantes iguais são usados os prefixos di, tri, tetra, penta, etc para indicar a 
quantidade de cada ligante. A exceção desta regra se dá quando o nome do ligante já contém a 
indicação de um número, como por exemplo, etilenodiamina ou bipiridina. Nestes casos usam-se 
outros prefixos para indicar o número de ligantes: bis, tris e tetraquis, como nome do ligante sendo 
colocado entre parênteses. O uso destes prefixos está
resumido na Tabela 14. 
c) Ao escrever o nome do complexo, os ligantes são citados em ordem alfabética, qualquer que 
seja a sua carga e não levando o prefixo em consideração. O nome do metal deve seguir os dos 
ligantes, com a indicação de seu estado de oxidação entre parênteses, utilizando algarismos 
romanos. Não há espaço entre nenhum dos nomes, prefixos ou parênteses. 
Os ligantes e seus nomes para o uso em nomenclatura de compostos de coordenação, 
bem como abreviações, estão listados na Tabela 15. 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 66
OO
Acetilacetonato (acac)
N N
Bipiridina (bipy)
H2N
O
O
Glicinato (gly)
H2N NH2
Etilenodiamina (en)
O
O
O
O
(CH3COCHCOCH3) (NC5H4)2
Oxalato (ox)
NH2CH2CO2
NH2CH2CH2NH2 C2O4
2
N
Piridina (py)
NC5H5
N
O O
N
O O
ou
Nitrito ou Nitro
NO2
N N
O
O
O
OO
O
O
O
Etilenodiaminotetraacetato (edta ou Y)
S C N
S C N
ou
Tiocianato SCN
 ou 
Isotiocianato NCS
Figura 55. Alguns ligantes importantes para os compostos de coordenação. Em vermelho os átomos que se 
coordenam ao metal e entre parênteses as abreviações para alguns dos ligantes. 
 
 
Tabela 14. Prefixos para indicar o número de ligantes. 
Prefixos Número de ligantes Prefixos Número de ligantes 
Mono (opicional) 1 Hepta 7 
Di, bis 2 Octa 8 
Tri, tris 3 Nona 9 
Tetra, tetraquis 4 Deca 10 
Penta, pentaquis 5 Undeca 11 
Hexa 6 Dodeca 12 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 67
d) Ao escrever a fórmula química de um composto de coordenação, deve-se agrupar o metal e 
ligantes com colchetes. O metal é escrito primeiro, seguido dos ligantes em ordem de carga. 
Primeiro os negativos, seguido dos neutros e, então, os positivos. No caso de dois ou mais ligantes 
de cada tipo, considera-se a ordem alfabética de acordo com o símbolo do elemento coordenado 
ao metal. 
e) O nome de íons complexos positivos ou de complexos neutros não sofre qualquer alteração. 
f) Ao nome de íons complexos negativos deve ser adicionado o sufixo “ato”. 
Existem outras regras, para complexos com mais de um centro metálico ou para ligantes 
em ponte, mas estas regras ou complexos deste tipo não serão abordados. 
 
Tabela 15. Nome de alguns ligantes para nomenclatura dos complexos.1 
Espécie Nome no complexo Espécie Nome no complexo 
Fluoreto (F–) Fluoro Piridina (py) Piridino 
Cloreto (Cl–) Cloro Bipiridina (bipy) Bipiridino 
Brometo (Br–) Bromo Etilenodiamina (en) Etilenodiamino 
Iodeto (I–) Iodo 
Cianeto (CN–) Ciano 
Trifenilfosfina 
(P(C6H5)3)2 
Trifenilfosfino 
Amideto (NH2–) Amido Água (H2O) Aquo 
Hidroxido (OH–) Hidroxo Amônia (NH3) Amin3 
Óxido (O2–) Oxo 
Peróxido (O22–) Peroxo 
Monóxido de carbono 
(CO) 
Carbonil 
Acetato (CH3COO–) Acetato Óxido Nítrico (NO) Nitrosil 
Acetilacetonato (acac) Acetilacetonato Gás oxigênio (O2) Dioxigênio 
Carbonato (CO32–) Carbonato Gás nitrogênio (N2) Dinitrogênio 
Glicinato (gly) Glicinato Hidreto (H-) Hidrido 
Nitrato (NO3–) Nitrato Tiocianato (SCN–) Tiocianato4 
Sulfato (SO42–) Sulfato Tiocianato (NCS–) Isotiocianato5 
Oxalato (ox) Oxalato Nitrito (ONO–) Nitrito6 
Fenil (C6H5*, Ph ou φ) Fenil Nitrito (NO2–) Nitro7 
1 O ligante etilenodiaminotetraacetato, edta, permanece com o mesmo nome. 2 P(C6H5)3, PPh3 ou Pφ3. 3 
Também se encontra o uso de “amino”. 4 Quando ligado pelo enxofre. 5 Quando ligado pelo nitrogênio. 6 
Quando ligado pelo oxigênio. 7 Quando ligado pelo nitrogênio. 
 
Por exemplo, os complexos [Co(NO2)3(NH3)3] e K4[Fe(CN)6] são nomeados, segundo as 
regras citadas, como triamintrinitrocobalto(III) e hexacianoferrato(II) de potássio, respectivamente. 
Analisando cada caso separadamente, começando pela fórmula química do [Co(NO2)3(NH3)3], 
como o NO2– é um ânion e a amônia é uma molécula neutra, o primeiro aparece antes na fórmula 
química. O NO2– é um ligante ambidentado e, portanto, tem duas opções de coordenação. Da 
maneira que a fórmula está escrita, nota-se que é o nitrogênio que está ligado ao metal – o que 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 68
leva ao nome nitro. A amônia, NH3, quando coordenada recebe o nome de amin e, portanto, vem 
antes no nome do complexo. Como são três espécies NO2– e NH3, usa-se o prefixo “tri”. Por fim, o 
estado de oxidação do cobalto é descoberto pelo somatório das cargas. O complexo como um todo 
é neutro e cada íon nitrito possui carga –1, dando um total de três cargas negativas. Portanto, o 
cobalto no complexo citado acima deverá ser +3. 
O outro composto, normalmente chamado de ferrocianeto de potássio, possui um cátion 
(K+) que não faz parte do íon complexo, que é a parte abrigada entre os colchetes: [Fe(CN)6]4–. 
Como cada íon cianeto tem carga –1 o estado de oxidação para o ferro é +2. Sendo seis o número 
de ligantes, usa-se o prefixo “hexa” antes de “ciano”, que é a nomenclatura para o íon cianeto 
quando coordenado. Por se tratar de um ânion, é preciso adicionar o sufixo “ato” ao final do nome. 
 
8.3 – Isomeria em compostos de coordenação 
 Existem diversas formas de isomeria em compostos de coordenação, mas o foco aqui será 
apenas em dois tipos de isomeria: a geométrica e a de ligação. 
 A isomeria geométrica vem de diferentes arranjos com os mesmos ligantes em um 
complexo octaédrico ou quadrado planar. O primeiro caso de isomeria em geometria octaédrica 
vem de complexos com fórmula química MA4B2. Como se pode ver na Figura 56, há dois arranjos 
para esta fórmula. Este arranjo faz lembrar o caso de isomeria cis- e trans- de compostos 
orgânicos cíclicos. E este é da mesma forma que chamamos estes isômeros. O isômero trans- 
apresenta os mesmos ligantes (B) em lados opostos em relação a um plano contendo os outros 
ligantes. No isômero cis-, os ligantes iguais estão em posições adjacentes no octaedro. Complexos 
com geometria quadrado planar também apresentarão este tipo de isomeria, mas para complexos 
do tipo MA2B2. A denominação cis- ou trans- para o complexo deve vir antes do nome do mesmo. 
 
B
A
A
A M
B
A
A
A
A
A M
B
B
Isômero cis Isômero trans 
Figura 56. Isomeria geométrica em complexos do tipo MA4B2. 
 
 Nos complexos octaédricos ainda existe outro tipo de isomeria, para compostos com dois 
tipos de ligantes, de fórmula MA3B3. A Figura 57 mostra os dois isômeros, nomeados de mer- e 
fac-. No isômero mer-, que deriva de meridional, os três ligantes iguais estão contidos em um 
mesmo plano que passa pelo centro do octaedro, ou seja, um plano que contém o metal. No 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 69
isômero fac-, que significa facial, os três ligantes iguais estão contidos em uma das faces do 
octaedro. Assim como no caso para os isômeros cis- e trans-, o caso de isomeria mer- e fac- deve 
ser escrita no nome do complexo. 
 
B
A
B
A
B
A
M B
B
B
A
A
A
M
Isômero mer Isômero fac 
Figura 57. Isomeria geométrica em complexos do tipo MA3B3. Em vermelho a face do octaedro com três 
ligantes do mesmo tipo. 
 
A isomeria de ligação ocorre quando o complexo tem um ligante que é ambidentado. Por 
conta disto, existirão complexos com a mesma fórmula, mas estrutura diferente, como mostra a 
Figura 58. Neste caso de isomeria não é preciso acrescentar nada ao nome dos compostos de 
coordenação, já que o nome do ligante muda dependendo do ponto de coordenação. 
 
O
NH3
H3N
H3N Co
NH3
NH3
N O
2+
N
NH3
H3N
H3N Co
NH3
NH3
O
2+
O
(I) (II)
 
Figura 58. Isomeria com o ligante NO2– em um complexo [Co(ONO)(NH3)5]2+ (I) (pentaaminonitritocobalto(III)) 
e [Co(NO2)(NH3)5]2+ (II) (pentaaminonitrocobalto(III)). 
 
8.4 – A Teoria da Ligação de Valência Aplicada a Compostos de Coordenação
Sobre o ponto de vista da Teoria da Ligação de Valência (TLV) a formação de um íon 
complexo é uma reação entre uma base de Lewis (ligante) e um ácido de Lewis (metal ou íon 
metálico). A base de Lewis doa elétrons ao ácido, formando uma ligação covalente entre as duas 
espécies. Como esta ligação pode ser classificada como uma ligação coordenada (ou dativa) os 
compostos deste tipo ficaram conhecidos como compostos de coordenação. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 70
 A abordagem da TLV para os compostos de coordenação se dá através da hibridação de 
orbitais atômicos do átomo central, o ácido de Lewis, em conjunto com as propriedades 
magnéticas destes compostos. Por exemplo, os complexos do cátion Pt2+ são normalmente 
tetracoordenados (número de coordenação = 4), diamagnéticos e têm geometria quadrado planar. 
Como base nestas informações, é possível deduzir a hibridação do complexo. O cátion Pt2+ possui 
oito elétrons em orbitais d da quinta camada. A Figura 59 mostra o diagrama de orbitais atômicos 
para a espécie Pt2+. 
 
5d
6s
6p
 
Figura 59. Diagrama de orbitais atômicos para o cátion Pt2+. 
 
 Como os complexos de platina(II) possuem na maioria das vezes quatro ligantes, é preciso 
que o cátion possua quatro orbitais atômicos vazios para receber os quatro pares de elétrons dos 
ligantes. Na Figura 8, vemos que o cátion Pt2+ pode utilizar os quatro orbitais vazios da sexta 
camada. No entanto, sabe-se que os complexos de platina(II) deste tipo são diamagnéticos. Se os 
quatro pares de elétrons dos ligantes utilizarem os orbitais dos subníveis 6s e 6p o complexo será 
paramagnético, pois existem dois elétrons desemparelhados no subnível 5d. Para levar em conta a 
propriedade magnética, precisa-se considerar o emparelhamento de elétrons no subnível 5d, como 
mostra a Figura 60. 
 
5d
6s
6p
5d
6s
6p
 
Figura 60. Emparelhamento de elétrons no subnível 5d para o cátion Pt2+ em complexos do tipo [ML4] (M = 
íon metálico e L = Ligante). 
 
 A se considerar o emparelhamento, um dos orbitais do subnível 5d fica vazio e, portanto, 
será usado na hibridação. Dessa forma, ao invés de se obter uma hibridação do tipo sp3 se terá 
uma hibridação do tipo dsp2 (um orbital 5d, o orbital 6s e dois orbitais 6p, Figura 61). Isto também é 
consistente com a geometria observada dos complexos. No caso de uma hibridação sp3 a 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 71
geometria do complexo seria tetraédrica. Já com a hibridação do tipo dsp2 a geometria é quadrado 
planar, como a observada experimentalmente. 
5d
6s
6p
5d
p
4 orbitais híbridos do tipo dsp2
 
Figura 61. Esquema de hibridação dos orbitais atômicos para o cátion platina(II). 
 
 O níquel(II) também possui oito elétrons em orbitais d e existem diversos complexos com o 
cátion Ni2+ que possuem as mesmas características dos complexos de platina(II). No entanto, 
existem também alguns complexos onde o ligante é o mesmo, o número de coordenação é o 
mesmo, mas com propriedades são diferentes. Um exemplo deste tipo são os complexos [PtCl4]2– 
e [NiCl4]2–. O complexo tetracloroplatinato(II) é diamagnético. Já o complexo tetracloroniquelato(II) 
é paramagnético. Além disso, as geometrias dos dois são diferentes. Isto pode ser explicado pela 
TLV utilizando o mesmo raciocínio anterior. O complexo tetracloroplatinato(II) por ser diamagnético 
terá uma hibridação dsp2 e geometria quadrado planar. Já o complexo tetracloroniquelato(II), por 
ser paramagnético, mantém os seus elétrons desemparelhados no subnível 3d. Portanto, os quatro 
orbitais atômicos usados para a hibridação serão o 4s e os três do subnível 4p. Como a hibridação 
será sp3 (Figura 62) a geometria do ânion [NiCl4]2– é tetraédrica. 
4s
4p
3d
4 orbitais hibrídos do tipo sp3
3d 
Figura 62. Hibridação do níquel(II) no complexo [NiCl4]2–. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 72
 Embora a TLV explique alguns pontos da química dos compostos de coordenação, ela 
falha em alguns pontos. Como na explicação das cores dos complexos ou por usar um dado 
experimental para prever outras propriedades do composto. Por conta disto, outras teorias 
surgiram para descrever a ligação, estrutura e propriedades dos complexos. 
 
8.5 – A Teoria do Campo Cristalino (TCC) 
 
 Quando Bohr teve sucesso na descrição do espectro atômico do hidrogênio através de sua 
teoria das órbitas quantizadas, ficou claro que espectroscopia e a configuração eletrônica das 
espécies estavam intimamente ligadas. Para entender, por exemplo, as cores dos compostos de 
coordenação, era preciso uma teoria que envolvesse a configuração eletrônica destes. A Teoria do 
Campo Cristalino (TCC) foi uma das teorias que surgiram para explicar o comportamento eletrônico 
dos compostos de coordenação. Com argumentos bastante simples, a TCC explicava diversas 
propriedades dos compostos de coordenação e, por isso, passou a ser utilizada para prever e 
explicar o comportamento desses compostos. 
Segundo a TCC cada ligante é tratado como um ponto esférico de densidade negativa que, 
ao se aproximar do metal, entra em repulsão com os elétrons que ocupam orbitais do tipo d dos 
metais. A repulsão causada pelos ligantes irá depender do arranjo destes em relação ao metal (e 
seus orbitais d). Quando são seis os ligantes, a geometria é octaédrica (o que se chama na TCC 
de campo octaédrico). Para quatro ligantes, o campo é tetraédrico (se a geometria for tetraédrica). 
No campo octaédrico, os ligantes se aproximam na direção dos eixos espaciais x, y e z. Os 
orbitais do tipo d, posicionados nos eixos, experimentarão uma maior repulsão do que os 
posicionados na região entre os eixos (Figura 63). Quando analisamos os cinco orbitais d, os dois 
que estão posicionados nos eixos ( 2y2xd − e 2zd ) aumentarão de energia, enquanto os três entre 
os eixos (dXY, dXZ e dYZ) terão uma energia menor (Figura 64). Há, portanto, uma quebra na 
degenerescência dos cinco orbitais d, dando origem ao desdobramento dos orbitais d, onde os 
orbitais 2y2xd − e 2zd são chamados de orbitais eg e os orbitais dXY, dXZ e dYZ são chamados de 
t2g. A diferença de energia entre os orbitais eg e t2g é chamada de parâmetro de desdobramento do 
campo cristalino, simbolizado por Δo (Dq ou 10Dq também são usados para expressar esta 
diferença de energia). 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 73
 
Figura 63. Orbitais d do metal em um campo octaédrico. 
 
 
Δo
-2/5 Δoorbitais d
eg
t2g
+3/5 Δo
 
Figura 64. Desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico. 
 
 A estabilidade dos complexos (e algumas outras propriedades) dependerá de como os 
elétrons estarão distribuídos. Define-se a energia de estabilização do campo cristalino, EECC, 
como sendo 
 
Oge2gt )Δ0,6n0,4n(EECC +−= (25) 
 
onde n é o número de elétrons que ocupa os orbitais. Quanto mais negativa for EECC, maior é o 
ganho em estabilidade causado pelo desdobramento. Por exemplo, o íon Cr3+ tem configuração d3. 
Portanto seus três elétrons irão ocupar os orbitais t2g. Então a energia de estabilização para um 
complexo deste íon seria: 
 
OOCr 1,2Δ0)Δ0,630,4(EECC −=⋅+⋅−= (26) 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 74
A partir de íons com configuração d4 existem duas possibilidades: ou ocupar os orbitais de 
maior energia (eg) ou ter elétrons emparelhados nos orbitais de menor energia. Sempre que a 
energia de desdobramento (ΔO) for maior que a energia gasta para o emparelhamento de elétrons 
(P) o sistema terá elétrons emparelhados. Estes complexos são chamados de complexos de 
campo alto ou de spin baixo. Entretanto, se o desdobramento for menor que a energia de 
emparelhamento, o elétron ocupa um orbital de maior energia. Os complexos com configuração
eletrônica deste tipo são chamados de complexos de campo fraco ou de spin alto. Por tais motivos 
torna-se de fundamental importância saber que fatores influenciam na magnitude de ΔO. E são dois 
os mais importantes: o metal (quanto ao número de oxidação e a série de transição a que 
pertence) e o ligante. 
O metal exerce forte influência no desdobramento. Ao aumentarmos a carga do metal o 
desdobramento aumenta, pois quanto maior é a carga, maior é a atração entre o metal e o ligante. 
Ademais, séries de transição mais elevadas geram maiores desdobramentos. Tal comportamento é 
explicado, pois orbitais mais volumosos necessitam de menor energia para o emparelhamento de 
elétrons e, por serem mais difusos (maior polarizabilidade), geram maiores interações com os 
ligantes. Como exemplo deste efeito podemos citar o [Fe(H2O)6]3+ que possui ΔO = 14000 cm-1 
(1,74 eV) enquanto o [Ru(H2O)6]3+ tem ΔO = 28600 cm-1 (3,55 eV). 
A natureza do ligante também é responsável pela magnitude do desdobramento. Os 
ligantes que forçam o emparelhamento ou, em outras palavras, causam um grande 
desdobramento, são chamados de ligantes de campo forte. Já os ligantes que irão formar um 
complexo de spin alto são chamados de ligantes de campo fraco. A determinação dos valores de 
ΔO se dá por espectroscopia. Analisando-se as transições e energias envolvidas podem-se calcular 
os valores de ΔO. Com base nesses dados, construiu-se a série espectroquímicaa: 
 
I–<Br–<S2–<SCN–<Cl–<NO2–<<F–<OH–<C2O42– (ox)<O2–<H2O 
<NCS–<CH3CN<NC5H5 (py)<NH3<NH2CH2CH2NH2 (en) 
<2,2´-NC5H5C5H5N (bipy)<NO2–<P(C6H5)3<CH3–<CN–<CO 
 
Os ligantes do início da série são considerados de campo fraco e os do final os de campo 
forte. A TCC não consegue explicar a ordem dos ligantes na série espectroquímica. Levando-se 
em conta a força da interação eletrostática era de se esperar que um ligante carregado causasse 
uma ligação mais intensa do que ligantes neutros (e, portanto, um maior desdobramento). Outro 
exemplo da imprecisão da TCC na série espectroquímica é que a água é um ligante mais fraco que 
a amônia, mesmo tendo um momento de dipolo maior. A série espectroquímica foi explicada mais 
tarde por uma outra teoria, baseada nos orbitais moleculares. 
 
a Em negrito está o átomo que fará a ligação em ligantes ambidentados. As abreviações são: oxalato (ox); 
piridina (py), etilenodiamina (en) e bipiridina (bipy). Esta série é resultado de uma média de parâmetros, 
podendo haver inversões em alguns casos. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 75
A abordagem feita para o campo octaédrico também foi feita para o tetraédrico. A diferença 
é a posição dos ligantes em relação aos orbitais d. Em um complexo octaédrico, os ligantes estão 
posicionados nos eixos (Figura 63), enquanto no campo tetraédrico, os ligantes estão posicionados 
fora dos eixos. Portanto, os ligantes de um complexo com geometria tetraédrica irão afetar os 
orbitais d do metal de forma diferente da observada em um campo octaédrico. Os orbitais d fora do 
eixo (dXY, dXZ e dYZ) serão mais afetados pela presença dos ligantes e, por isso, serão os de maior 
energia no diagrama dos orbitais – onde são identificados como orbitais t2. Já os dois orbitais que 
ficam nos eixos serão os de menor energia, chamados de orbitais e. A Figura 65 mostra o 
desdobramento dos orbitais d para um campo tetraédrico. 
A magnitude do parâmetro de desdobramento do campo cristalino para complexos 
tetraédricos (Δtd) é menor que para os complexos do mesmo metal em um campo octaédrico. 
Normalmente, os complexos tetraédricos são de campo fraco: Δtd é menor que a energia de 
emparelhamento dos elétrons. 
 
Δtd
+2/5 Δtd
orbitais d
e
t2
-3/5 Δtd
 
Figura 65. Desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico. 
 
 
 A geometria tetraédrica não é a única possível para o número de coordenação 4. Há 
também a geometria quadrado planar. A geometria quadrado planar pode ser vista como um caso 
extremo do efeito de Jahn-teller. O efeito de Jahn-Teller causa uma distorção geométrica em 
complexos octaédricos, principalmente em complexos onde os metais possuem configuração 
eletrônica d8 e d9. A distorção causada pelo efeito de Jahn-Teller pode ou alongar ou encurtar as 
ligações de alguns dos ligantes e isto leva a uma mudança no diagrama de orbitais. A Figura 66 
mostra as distorções que levará até um complexo com geometria quadrado planar. 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 76
L
L
L
L
L M
L
L
L
L
L
L M
L
L
L
L
L M
a) b) c)
 
Figura 66. Uma distorção causada pelo efeito de Jahn-Teller. a) Um complexo octaédrico regular; b) os 
ligantes no eixo z se afastam; e c) um complexo com geometria quadrado planar. 
 
Ao considerar que os ligantes do eixo z irão se distanciar, até que não haja mais ligação 
entre eles e o metal, admite-se que a repulsão nos orbitais localizados no eixo z irá diminuir. 
Assim, um novo desdobramento irá ser observado, onde os orbitais com componentes no eixo z 
terão energia menor do que no campo octaédrico, enquanto os outros orbitais sofrem um 
acréscimo energético em relação à situação anterior (Figura 67). Os complexos quadrado planar 
são, tipicamente, de campo forte. Desta forma, os elétrons são emparelhados antes de se ocupar 
um orbital de maior energia. 
 
orbitais d
eg
t2g
dxz dyz
dxy
dz2
dx2-y2
Quadrado 
 Planar
Octaédrico
dxz dyz
dxy
dz2
dx2-y2
 
Figura 67. Desdobramento em um complexo com geometria quadrado planar. 
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 77
8.6 – A Origem das Cores dos Compostos de Coordenação Segundo a TCC 
Segundo a TCC, muitas vezes as cores observadas nos complexos têm origem em 
transições eletrônicas entre os orbitais d do metal sendo, portanto, um reflexo do desdobramento 
destes orbitais. Quanto maior for desdobramento, mais energia será necessária para as transições 
eletrônicas acontecerem. Dessa forma, o comprimento de onda absorvido será menor.b Quando a 
luz branca (luz visível) atravessa o composto, este absorve um dado comprimento de onda com 
energia idêntica ao da magnitude do desdobramento dos orbitais d, e os outros comprimentos de 
onda presentes passam sem serem absorvidos. Portanto, enxergamos uma mistura de cores de 
todos os comprimentos de onda – menos o que foi absorvido. É o que chamamos de cores 
complementares. A Tabela 16 mostra as cores e suas cores complementares. 
Voltando ao caso descrito por Werner para os isômeros CrCl3.6H2O. Quando se tinha o 
complexo [Cr(H2O)6]3+, era observada uma cor azul para violácea. Isto significa que a absorção se 
dá numa faixa entre 560 e 595 nm. Já o complexo [CrCl2(H2O)4]+ exibe uma cor verde escura, sinal 
de que absorve o comprimento de onda característico da cor vermelha, na faixa de 650 à 750 nm. 
Isto está de acordo com a série espectroquímica. O cloreto é um ligante mais fraco que a água e, 
portanto, a troca de moléculas de água por íons cloreto causa uma diminuição na magnitude do 
desdobramento dos orbitais. Portanto, observa-se que o íon-complexo [CrCl2(H2O)4]+ tem seu 
máximo de absorvância num comprimento de onda maior (de menor energia) que o do íon-
complexo [Cr(H2O)6]3+. Medindo-se o comprimento de onda absorvido por um complexo em uma 
transição eletrônica do tipo d-d (entre os orbitais t2g e eg) determina-se o valor experimental do 
parâmetro de desdobramento do campo cristalino (ΔO). 
 
Tabela 16. Cores e suas cores complementares. 
Comprimento de onda (nm) Cor Absorvida Cor Complementar 
400 – 435 Violeta Amarelo esverdeado 
435 – 480 Azul Amarelo 
480 – 490 Azul esverdeado Laranja 
490 – 500 Verde azulado Vermelho 
500 – 560 Verde Roxo 
560 – 580 Amarelo esverdeado
Violeta 
580 – 595 Amarelo Azul 
595 – 650 Laranja Azul esverdeado 
650 – 750 Vermelho Verde azulado 
 
b Lembre-se: pela relação de Planck, E = h.c/λ. Então, quanto menor o comprimento de onda (λ) maior é a 
energia (E). 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 78
O princípio é muito simples, semelhante a qualquer fenômeno de absorção/emissão de 
energia por um átomo. Porém, nem todas as transições eletrônicas são possíveis entre os orbitais 
d do metal. Existem transições que são prováveis, que são chamadas de transições permitidas, e 
outras pouco prováveis, as ditas transições proibidas. Para classificar as transições eletrônicas 
como permitida ou proibida, usam-se duas regras de seleção: 
a) Regra de seleção por spin 
 Esta regra define que em uma transição eletrônica provável não há mudança de spin de 
um elétron. Na Figura 68, como os orbitais eg estão vazios qualquer um dos elétrons nos orbitais t2g 
pode ser excitado aos orbitais eg sem a necessidade de inversão do spin. Têm-se então cinco 
transições permitidas no caso ilustrado na Figura 68. O número de transições permitidas influencia 
na intensidade de absorção e, portanto, na intensidade da cor observada. 
 
orbitais d
eg
t2g 
Figura 68. Exemplo de desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico forte. Neste caso, qualquer 
um dos cinco elétrons pode ser excitado aos orbitais eg sem que haja inversão do spin. 
 
A Figura 69 mostra um sistema diferente. Existe a possibilidade de transição eletrônica, 
porém os elétrons em orbitais t2g, ao serem excitados, precisam mudar de spin para ocupar os 
orbitais eg sem violar o Princípio da Exclusão de Pauli. Portanto, qualquer transição neste sistema 
seria uma transição proibida. Compostos nesta situação possuem coloração muito pálida ou 
incolor. 
orbitais d
eg
t2g
A transição só é 
possível através da 
inversão do spin.
 
Figura 69. Exemplo de desdobramento dos orbitais d em um campo octaédrico fraco. Para que um dos três 
elétrons possa ser excitado aos orbitais eg é preciso que haja inversão do spin. 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 79
b) Regra de Laporte 
 A regra de Laporte afeta mais os complexos de geometria octaédrica. Segundo esta regra, 
as transições eletrônicas entre orbitais de mesma paridade (isto é, orbitais classificados como “g”) 
são proibidas. Teoricamente esta regra anularia qualquer transição eletrônica de complexos 
octaédricos, pois as transições são entre os orbitais t2g e eg. Na prática, como as ligações não são 
estáticas e estão sempre vibrando o complexo nem sempre será um octaedro perfeito levando a 
uma perda de simetria dos orbitais. Como as transições eletrônicas são muito mais rápidas que as 
vibrações das ligações, há a possibilidade de transição de elétrons entre os orbitais d durante 
estas distorções geométricas. Tal problema não ocorre entre os complexos tetraédricos, já que 
nesta geometria não há centro de inversão e, portanto, os orbitais não recebem a classificação “g”. 
 
 Alguns complexos possuem cores oriundas de outras transições eletrônicas que não as do 
tipo d-d. Como não se pode explicá-las de maneira satisfatória através da TCC, não iremos 
abordá-las. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 80
Exercícios 
1 – Nomeie os compostos abaixo: 
a) Ni(CO)4 e) Fe(CO)5 i) [Co(H2O)6]Cl2 
b) Fe[CoF6] f) K3[Fe(CN)6] j) Na2[Zn(OH)4] 
c) [RuCl2(NH3)4]Cl g) [Cr(NH3)3(H2O)3]Cl3 l) [Fe(acac)(NH3)4]Br 
d) [Co(NH3)6][NiCl4] h) [AgCl2]– m) Na[Fe(EDTA)] 
 
2 – Considere um complexo formado pelo íon cobalto (III), dois ânions tiocianato e quatro amônias. 
a) Quantos são os isômeros para este complexo? 
b) Escreva a fórmula estrutural de todos os isômeros. 
c) Nomeie todos os isômeros. 
 
3 – Com base nas informações experimentais fornecidas, deduza a hibridação do metal e 
geometria dos complexos listados abaixo: 
a) [Ni(CO)4]2+ é diamagnético. 
b) [Co(NH3)6]3+ é diamagnético. 
c) [CoF6]3– é paramagnético. 
 
4 – Explique porque o complexo [Ru(ox)3]3– é um complexo de campo forte enquanto o [Fe(ox)3]3– é 
de campo baixo. Mostre também o diagrama dos orbitais d para cada complexo. 
 
5 – Por que a TCC não pode ser usada para explicar a ordem de força dos ligantes? Por exemplo, 
F– e OH– são ligantes mais fracos que P(C6H5)3 e CO. 
 
6 – Por que os orbitais 2zd e 22 yxd − são os de maior energia quando a geometria é octaédrica e de 
menor energia quando a geometria é tetraédrica? 
 
7 – Preveja qual dos compostos apresentará o maior Δo e justifique sua escolha: 
a) [CoF6]3– ou [Co(CN)6]3– 
b) [Ru(CN)6]3– ou [Fe(CN)6]3– 
c) [Fe(CN)6]3– ou [Fe(CN)6]4– 
 
8 – Preveja, com base nas informações dadas, se os complexos são de campo forte ou fraco. 
Justifique suas escolhas. 
a) O complexo [Mn(H2O)6]2+ é incolor. 
b) O complexo [Ru(NH3)6]2+ é diamagnético. 
 
9 – Ordene os complexos abaixo conforme o aumento do comprimento de onda absorvido. 
Justifique a ordem escolhida. 
[Co(H2O)6]2+; [Co(SCN)4]2–; [Co(CN)6]3–; [CoCl4(H2O)2]2– 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 81
Bibliografia 
 
ATKINS, P. W. e FRIEDMAN, R. S. Molecular Quantum Mechanics. 3a edição. Oxford: 
Oxford University Press, 1997. 
 
ATKINS, P. W. e SHRIVER, D. F. Inorganic Chemistry. 3a edição. Oxford: Oxford University 
Press, 1999. 
 
HUHEEY, J. E. Inorganic Chemistry: Principles of structure and reactivity. 3a edição. New York: 
Harper Collins Publishers, 1983. 
 
HUHEEY, J. E.; KEITER, E.A. e KEITER R. L. Inorganic Chemistry: Principles of structure and 
reactivity. 4a edição. New York: Harper Collins Publishers, 1993. 
 
JONES, C.J. A Química dos Elementos do Bloco d e f. Porto Alegre: Bookman, 2002. 
 
LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. 4a edição. São Paulo: Editora Edgard Blücher 
Ltda, 1996. 
 
LEWIS, G. N. “Valence and tautomerism.” J. Am. Chem. Soc., 35, 1448 – 1455, 1913. 
 
LEWIS, G. N. “The atom and the molecule.” J. Am. Chem. Soc., 38, 762 – 785, 1916. 
 
QUAGLIANO, J. V. e VALLARINO, L. M. Química. 3a edição. Rio de Janeiro: Editora 
Guanabara Koogan S.A., 1973. 
 
SKOOG, D.A.; WEST, D.M. e HOLLER, F.J. Analitical Chemistry, An Introduction. 6a edição. 
Saunders College Publishing, 1994. 
 
WERNER, A. “On the Constitution and Configuration of higher-order Compounds.” Nobel 
Lectures, Chemistry 1901–1921, 256-269, 1913. 
 
 
Referências para as figuras: 
 
Figura 2: 
Extraída e adaptada de: 
DEPARTAMENT OF PHYSICS, UNIVERSITY OF CINCINNATI. Acessado em 29/09/2006 
www.physics.uc.edu/~sitko/CollegePhysicsIII/28-AtomicPhysics/AtomicPhysics.htm 
 
Figuras 3, 4, 5, 6, 7, 9, 10, 23, 24, 25, 32, 33, 50, 56, 58 e 64: 
Extraídas e adaptadas de: 
ATKINS, P. W. e SHRIVER, D. F. Inorganic Chemistry. 3a edição. Oxford: Oxford University 
Press, 1999. 
 
Figura 8: 
Extraída e adaptada de: 
DEPARTMENT OF CHEMISTRY, MICHIGAN STATE UNIVERSITY. Acessado em 29/09/2006. 
www.cem.msu.edu/~corneill/poster/piso1.gif 
 
Figura 63: 
Extraída e adaptada de: 
mooni.fccj.org/~ethall/cobalt/cobalt.htm 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 82
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Inorgânica: 
Aulas Experimentais 
 
 
 
Comportamento Químico dos Compostos Iônicos 83 
Obtenção e Propriedades do Hidrogênio 84 
Obtenção e Propriedades do Peróxido de Hidrogênio 85 
Estudo do Cromo, Manganês, Ferro, Cobalto e Cobre 86 
Compostos de Coordenação 89 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 83
Comportamento Químico dos Compostos Iônicos 
 
 
1) Hidratação e Deliqüescência (Demonstrativo) 
 
Coloque uma pequena porção de cloreto de cálcio e cloreto de sódio em dois vidros de 
relógio. Observe-os no final da aula.
2) Hidrólise, Deslocamento de Equilíbrio e Anfoterismo 
 
2.1 – a) Adicione 1,0 mL de solução de sulfato de alumínio em um tubo de ensaio. Verifique o 
pH da solução usando papel indicador universal. 
 b) Acrescente ao tubo um pedaço lixado de fita de magnésio, observando o conteúdo 
do tubo e da fita de magnésio após o término da liberação gasosa. 
 c) Para um efeito comparativo, repita o teste substituindo a solução de sulfato de 
alumínio por soluções de ZnSO4, MgSO4, Na2SO4 e Fe2(SO4)3. 
 
2.2 – a) Adicione 1,0 mL de uma solução aquosa de cloreto, nitrato ou sulfato de alumínio em 
dois tubos de ensaio e meça o pH da solução (se já foi medido no item 2.1 não é necessário 
repetir). 
 b) Adicione, gota a gota, solução de hidróxido de sódio 5% até observar o término da 
precipitação nos dois tubos. 
 c) Em um dos tubos contendo o precipitado, adicione, gota a gota, solução aquosa de 
HCl 10%. No outro tubo, continue adicionando NaOH até que se tenha grande excesso da 
base. Observe se há dissolução do precipitado nos tubos. 
 d) Repita a experiência 2.2 para soluções aquosas (cloretos, nitratos ou sulfatos) dos 
seguintes cátions: Zn2+, Mg2+ e Fe3+. 
 
3) Decomposição Térmica 
 
a) Coloque em um tubo de ensaio uma pequena porção de nitrato de alumínio sólido. 
Na capela, aqueça o tubo e registre o tempo até o aparecimento de um gás castanho. 
b) Repita o procedimento acima utilizando os nitratos de cobre II, cálcio e sódio. 
Compare os resultados obtidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 84
Obtenção e Propriedades do Hidrogênio 
 
1. Obtenção do gás hidrogênio 
 
1.1 – Reação entre metais e ácidos 
 Em um tubo de ensaio, coloque uma pequena porção de zinco metálico. Adicione ao 
tubo 1,0 mL de solução aquosa 6,0 mol/L de ácido clorídrico ou ácido sulfúrico e observe. 
Repita o mesmo procedimento trocando o zinco metálico por ferro, alumínio e cobre. Aqueça o 
tubo de ensaio se necessário. 
 
2. Propriedades do gás hidrogênio 
 
2.1 – Preparação e recolhimento 
 Encha com água cerca de 2/3 da capacidade de uma cuba e introduza dois tubos de 
ensaio nela. Verifique se não há bolhas no interior dos tubos. Em um tubo de ensaio com saída 
lateral, coloque uma pequena porção de zinco metálico. Adicione cerca de 5 mL de solução 
aquosa de ácido clorídrico ou ácido sulfúrico (6,0 mol/L) ao tubo, fechando o sistema em 
seguida. Introduza o tubo de látex na cuba e despreze as primeiras bolhas de gás. Recolha o 
gás nos dois tubos de ensaio. Segure os tubos de ensaio de cabeça para baixo e realize, 
imediatamente, as experiências descritas no item 2.2. Aproveite o sistema gerador de gás para 
a experiência 2.3.1. 
 
2.2 – Testes de comburência e combustibilidade 
 Comburência: Introduza um palito de fósforo (ou barbante) em brasa no interior de um 
dos tubos contendo hidrogênio e observe. 
Combustibilidade: Aproxime a chama de um palito de fósforo do gargalo de um dos 
tubos contendo hidrogênio e observe. 
 
2.3 – Reatividade do hidrogênio molecular e hidrogênio nascente 
2.3.1 – Hidrogênio molecular 
 Introduza o tubo de látex da experiência 2.1 em um tubo de ensaio contendo solução 
aquosa de Fe(NO3)3 e 3 gotas de ácido sulfúrico. Observe. Repita o mesmo procedimento 
usando soluções de KMnO4 e K2Cr2O7 ao invés da solução de Fe(NO3)3. 
2.3.2 – Hidrogênio nascente 
 Coloque 2 mL de Fe(NO3)3, KMnO4 e K2Cr2O7 em diferentes tubos de ensaio. Adicione 
uma pequena quantidade de zinco metálico e 2 mL de ácido clorídrico ou sulfúrico em todos os 
tubos e observe. Compare os resultados das experiências 2.3.1 e 2.3.2. 
 
 
 
 
 
 
IFRJ Química Inorgânica 
 
 85
Obtenção e Propriedades do Peróxido de Hidrogênio 
 
 
1) Obtenção 
Em uma cuba, prepare um banho refrigerante com gelo (misture sal grosso se 
necessário). Em seguida, transfira para um béquer de 150 mL, cerca de 80 mL de água 
deionizada. Introduza o béquer na cuba e espere alguns minutos até que a água fique gelada. 
Adicione lentamente 10 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico 2,0 mol/L no 
béquer contendo a água gelada e meça o pH ao final da adição usando um papel indicador 
universal. Acrescente, agitando continuamente com um bastão de vidro, cerca de 2 g de 
peróxido de sódio em pequenas porções. Verifique o pH do meio com o papel indicador 
universal a cada adição de peróxido de sódio. Interrompa a adição do peróxido de sódio 
quando o meio estiver fracamente ácido (pH = 6). Use esta solução de peróxido de hidrogênio 
para os ensaios posteriores. 
 
2) Teste de identificação 
 Em um tubo de ensaio, junte 2,0 mL de solução de dicromato de potássio e 1,0 mL de 
ácido sulfúrico 2,0 mol/L. Adicione em seguida 2,0 mL de éter etílico ou álcool amílico. Então, 
adicione 2,0 mL da solução de peróxido de hidrogênio preparada. Agite levemente o tubo e 
observe a cor na camada orgânica. 
 
3) Propriedades 
3.1 – Ação oxidante 
a) Adicione cerca de 3 mL da solução de peróxido de hidrogênio em um tubo de ensaio e, em 
seguida, 2 mL de iodeto de potássio amidonado. Observe até o fim da prática. 
b) Umedeça uma tira de papel de filtro com solução de acetato de chumbo II. Na capela, 
exponha o papel ao gás sulfídrico. Observe a coloração do papel. Adicione algumas gotas da 
solução de peróxido de hidrogênio ao papel e observe. 
c) Transfira 1 mL de uma solução de cloreto de cromo para um tubo de ensaio. Em seguida, 
adicione hidróxido de sódio até a dissolução do precipitado. Adicione a solução de peróxido de 
hidrogênio, gota a gota, e observe. 
 
3.2 – Ação redutora 
a) Em um tubo de ensaio contendo 0,5 mL de permanganato de potássio 0,01 mol/L, 2 mL de 
água e 1 mL de ácido sulfúrico 2 mol/L, adicione 5 mL da solução de peróxido de hidrogênio. 
Observe. 
b) Em um tubo contendo 1 mL das soluções de ferricianeto de potássio e cloreto férrico, 
adicione 3 mL da solução de peróxido de hidrogênio. Observe. 
 
 
 
 
 
 
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Estudo do Cromo, Manganês, Ferro, Cobalto e Cobre 
 
1) Cromo 
1.1 – Redução do íon Cr2O72– 
 Adicione a um tubo de ensaio 1,0 mL de solução de dicromato de potássio e 2,0 mL de 
ácido sulfúrico 0,10 mol/L. Em outro tubo de ensaio (de preferência seco), transfira alguns 
cristais de sulfito de sódio. Verta a mistura do primeiro tubo no tubo contendo o sulfito de sódio 
e observe. 
1.2 – Caráter anfótero do Cr(OH)3 
 Transfira 1,0 mL de solução de cloreto de cromo III para dois tubos de ensaio. Em 
seguida, adicione solução de hidróxido de sódio 5% nos dois tubos até observar a precipitação 
do hidróxido de cromo III. 
 A um dos tubos, adicione solução de ácido clorídrico e observe. Ao outro tubo, adicione 
cuidadosamente excesso da solução de hidróxido de sódio 5%. Observe o resultado e reserve 
este tubo para a experiência 1.3. 
1.3 – Oxidação ao íon CrO42– 
 Transfira cerca de 2,0 mL do conteúdo do tubo de ensaio da experiência 1.2 para outro 
tubo. A este tubo, adicione solução de peróxido de hidrogênio gota a gota e observe. 
 
2) Manganês 
2.1 – Números de oxidação do manganês (Demonstrativo) 
 Aqueça em um cadinho uma pequena porção de permanganato de potássio até a 
liberação de gás. Verta o sal aquecido em uma proveta (2 L) cheia de água e observe. 
2.2 – Formação do íon manganato 
 Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de solução de permanganato de potássio e 
3,0 mL de solução de hidróxido de sódio 5%, adicione um ou dois cristais de sulfito de sódio. 
Aguarde até cerca de dois minutos e observe se há mudança de coloração. Caso a cor 
permaneça, aqueça o tubo. 
2.3 – Poder oxidante do íon MnO4– 
2.3.1 – Meio ácido 
 Em um tubo de ensaio adicione 2,0 mL de solução de permanganato de potássio e
1,0 mL de solução de ácido sulfúrico 0,10 mol/L. Em seguida, transfira 1,0 mL de solução de 
iodeto de potássio para o tubo. Observe a coloração. Adicione duas gotas de goma de amido 
ao sistema e observe. 
2.3.2 – Meio básico 
 Repita o procedimento anterior, trocando a solução de ácido sulfúrico por solução de 
hidróxido de sódio 5%. Adicione a goma de amido e observe. 
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3) Ferro 
3.1 – Identificação do Fe2+ 
Em quatro tubos de ensaio contendo 2 mL de solução de sulfato ferroso amoniacal, 
adicione algumas gotas das seguintes soluções (uma em cada tubo): 
a) Ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]); 
b) Tiocianato de potássio (KSCN); 
c) Ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6]); 
d) Hidróxido de sódio. 
3.2 – Identificação do Fe3+ 
Em quatro tubos de ensaio contendo 2 mL de solução de cloreto férrico, adicione 
algumas gotas das seguintes soluções (uma em cada tubo): 
a) Ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]); 
b) Tiocianato de potássio (KSCN); 
c) Ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6]); 
d) Hidróxido de sódio. 
Compare os resultados dos procedimentos 3.1 e 3.2 e escolha a melhor forma de diferenciar e 
identificar os íons Fe2+ e Fe3+. 
3.3 – Oxidação do íon Fe2+ a íon Fe3+ 
 A um tubo de ensaio contendo 1,0 mL de solução de sulfato ferroso amoniacal, juntar 
1,0 mL de solução de ácido sulfúrico diluído. Em seguida, adicionar ao tubo, gota a gota, 
solução de permanganato de potássio. Faça o teste de identificação de Fe2+ ou Fe3+ para 
caracterizar a espécie presente após a reação. 
3.4 – Oxidação de Fe0 
 A um tubo de ensaio contendo 5,0 mL de solução 5% (m/v) de ácido clorídrico adicione 
uma pequena porção de ferro metálico. Observe (aqueça o sistema se necessário). Deixe o 
tubo em repouso e faça o teste de identificação de Fe2+ ou Fe3+ para caracterizar a espécie 
presente após a reação. 
 
4) Cobalto 
4.1 – Oxidação do íon Co2+ 
 Juntar em um tubo de ensaio 2,0 mL de solução de Co2+ com 2,0 mL de uma solução 
de NaOH. Adicionar ao produto formado um pouco de solução de peróxido de hidrogênio. 
Observe. 
 
5) Cobre 
5.1 – Redução do íon Cu2+ ao íon Cu+ 
 Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de solução de sulfato de cobre II adicionar 
gotas de solução de iodeto de potássio até parar a precipitação ocorrida. Observe todas as 
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mudanças ocorridas. Em seguida, adicionar algumas gotas de uma solução de goma de amido. 
Observe novamente. 
5.2 – Redução do íon Cu2+ a Cu0 
 Em um tubo contendo 3,0 mL de solução de sulfato de cobre II, introduza um pedaço 
de ferro metálico (sem sinais de oxidação). Observe. 
5.3 – Oxidação do Cu0 ao íon Cu2+ 
 Na capela, coloque em um tubo de ensaio um pedaço de cobre metálico e 2,0 mL de 
ácido nítrico concentrado. Observe. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Compostos de Coordenação 
 
 
1) Complexos de Cobre II 
a) Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de solução de sulfato de cobre II 0,1 mol/L adicione 
lentamente, na capela, solução aquosa concentrada de amônia. Observe a coloração da 
solução. Adicione água deionizada lentamente e observe. 
 
b) Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL de solução de sulfato de cobre II 0,1 mol/L adicione 
cloreto de sódio sólido em pequenas quantidades até a saturação da solução. Observe o efeito 
da adição de cloreto de sódio. Adicione água deionizada lentamente e observe. 
 
2) Complexos de Cobalto II 
Faça uma diluição (1:2) de 4,0 mL de uma solução de cloreto de cobalto II 3%. 
 
a) Transfira para um tubo de ensaio 0,5 mL da solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída. 
Na capela, adicione cuidadosamente ácido clorídrico concentrado ao sistema e observe. Após 
isto, adicione água deionizada e observe. 
 
b) Transfira 2,0 mL da solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída para um tubo de ensaio. 
Adicione 5,0 mL de uma solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L e observe. Reserve o 
tubo para comparação na experiência “2d.” 
 
c) Em um tubo de ensaio contendo 2,0 mL da solução de cloreto de cobalto II diluída e adicione 
5,0 mL de solução aquosa saturada de tiocianato de potássio e observe. Reserve o tubo para 
comparação na experiência “2d.” 
 
d) Em um tubo de ensaio contendo 1,0 mL de solução aquosa de cloreto de cobalto II diluída 
adicione 2,5 mL de solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L. Ao mesmo tubo, adicione 
2,5 mL de solução concentrada de tiocianato de potássio e observe. Refaça a experiência 
trocando a ordem de adição dos ligantes tiocianato e oxalato (Se preciso, compare a coloração 
com os tubos das experiências “2b” e “2c”). 
 
3) Complexos de Ferro III 
a) Transfira 1,0 mL de uma solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L para três tubos de 
ensaio. Adicione ao primeiro tubo 4,0 mL de solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 mol/L. 
Ao segundo tubo, adicione 4,0 mL de solução aquosa de fluoreto de sódio 0,25 mol/L. 
Acrescente 4,0 mL de água deionizada ao terceiro tubo. Observe atentamente as cores das 
soluções. 
 
 
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Aos três tubos adicione gota a gota solução de tiocianato de potássio (ou amônio) de 
concentração 0,10 mol/L até mudança de coloração. Conte o número de gotas gasto para 
provocar a mudança em cada tubo. 
 
 
b) Transfira para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L e 
2 mL de uma solução de oxalato de sódio 0,125 mol/L. Observe a cor da solução nos tubos de 
ensaio. Adicione em seguida 2,0 mL de uma solução de fluoreto de sódio 0,25 mol/L em um 
deles e no outro 2,0 mL de água deonizada. Observe. 
 
c) Transfira para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L e 
2,0 mL de uma solução de flureto de sódio 0,25 mol/L. Observe a cor da solução nos tubos de 
ensaio. Adicione em seguida 2,0 mL de uma solução de oxalato de sódio 0,125 mol/L em um 
deles e no outro 2,0 mL de água deonizada. Observe. Compare os resultados dos tubos de 
ensaio das experiências “3b” e “3c”. 
 
4) Complexos de Prata 
a) Coloque cinco gotas de uma solução de nitrato de prata 0,10 mol/L em dois tubos de ensaio 
diluindo em seguida com cerca de 1,0 mL de água deionizada. Em um béquer, prepare cerca 
de 20 mL de solução saturada de cloreto de sódio. Utilizando uma pipeta, adicione de três a 
cinco gotas da solução saturada de cloreto de sódio nos tubos de ensaio. Observe a formação 
de precipitado. 
 
b) Em um dos tubos contendo precipitado, continue adicionando a solução de cloreto de sódio, 
lentamente, agitando vigorosamente o tubo de ensaio. Só pare a experiência uma vez que 
tenha adicionado grande excesso da solução saturada de cloreto de sódio. Observe o efeito da 
adição de cloreto de sódio em excesso. Após isto, adicione uma gota de uma solução 
0,10 mol/L de nitrato de prata e observe. 
 
c) Adicione, na capela, algumas gotas de solução aquosa concentrada de amônia ao outro tubo 
da experiência “4a" contendo o precipitado e observe (ATENÇÃO! Conte o número de gotas ou 
leia o volume adicionado de solução de amônia concentrada). 
 
d) Em um tubo de ensaio coloque cinco gotas de nitrato de prata e acrescente em seguida 
cerca de 1,0 mL de água deionizada. Adicione de três a cinco gotas de iodeto de potássio para 
formação de precipitado. Na capela, adicione ao tubo o mesmo número de gotas (ou o mesmo 
volume) de solução aquosa concentrada de amônia utilizado no procedimento “4c” e observe. 
Compare os resultados dos ensaios “4c” e “4d”. 
 
	Capa
	Sumárionull
	O Modelo Atômiconull
	A
Regra Do Octeto 
	Ligação Covalente
	Compostos De Coordenação 
	Bibliografia
	Aulas Experimentaisnull
	Comportamento Químico dos Compostos Iônicosnull