4 A-QUÍMICA-NO-ENSINO-DE-CIÊNCIAS-2

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SUMÁRIO 
1 INTRODUÇÃO ..................................................................................... 5 
2 A QUÍMICA NO ENSINO FUNDAMENTAL PARA FORMAR 
CIDADÃOS... ........................................................................................................... 6 
2.1 Considerações iniciais sobre o ensino de química/ ciências no 
contexto atua... .................................................................................................... 6 
2.2 Tendências que reforçam o ensino de Química para a cidadania 6 
2.3 Como trabalhar a química cidadã no ensino fundamental ............ 9 
3 RELAÇÃO ENTRE SENSO COMUM E O CONHECIMENTO 
CIENTÍFICO .......................................................................................................... 11 
3.1 Evolução do pensamento humano .............................................. 12 
3.2 O que é senso comum? .............................................................. 13 
3.3 O que é o método científico? ...................................................... 14 
3.4 Existe relação entre senso comum e o conhecimento científico? 18 
3.5 Alquimia, a precursora da Química ............................................. 20 
4 EXPERIMENTAÇÃO NO ENSINO DE QUÍMICA/CIÊNCIAS ............ 22 
4.1 O que são atividades experimentais? ......................................... 22 
4.2 Qual a utilidade didática dos experimentos no ensino de 
química/ciências? .............................................................................................. 24 
4.3 Que elementos são importantes para organizar uma aula 
experimental?.. .................................................................................................. 26 
4.4 Onde encontrar sugestões de atividades experimentais? ........... 30 
4.5 Como enfrentar as dificuldades mais comuns de uma aula 
experimental?. ................................................................................................... 30 
5 CUIDADOS BÁSICOS QUANDO USAMOS O LABORATÓRIO DE 
QUÍMICA..... .......................................................................................................... 32 
 
3 
 
5.1 Produtos químicos do laboratório ................................................ 35 
5.2 Materiais e equipamentos utilizados no laboratório de química .. 38 
5.2.1 Materiais....................................................................................... 38 
5.2.2 Equipamentos .............................................................................. 52 
6 CONCEITOS BÁSICOS DA QUÍMICA .............................................. 55 
6.1 Classificação da matéria: propriedades físicas e químicas da 
matéria........... .................................................................................................... 55 
6.1.1 Química: a ciência que estuda a matéria ..................................... 56 
6.1.2 Propriedades químicas da matéria ............................................... 59 
6.2 Diferença entre mistura homogênea e heterogênea de substâncias 
puras.............. .................................................................................................... 64 
6.2.1 Substâncias puras x misturas ...................................................... 65 
6.2.2 Mistura homogênea e heterogênea ............................................. 67 
7 MOLÉCULAS, ÍONS, FÓRMULAS QUÍMICAS E FÓRMULAS DOS 
COMPOSTOS IÔNICOS ....................................................................................... 70 
7.1 Moléculas e íons ......................................................................... 70 
7.1.1 Moléculas e ligação covalente ..................................................... 72 
7.1.2 Íons e a ligação iônica .................................................................. 74 
7.2 Fórmulas químicas ...................................................................... 77 
7.2.1 Fórmulas moleculares .................................................................. 78 
7.2.2 Fórmulas estruturais .................................................................... 79 
7.2.3 Fórmulas empíricas ...................................................................... 81 
7.3 Representação das fórmulas moleculares e empíricas e dos 
compostos iônicos ............................................................................................. 82 
7.3.1 Representação das fórmulas moleculares e empíricas ................ 82 
7.3.2 Representação das fórmulas dos compostos iônicos .................. 87 
 
4 
 
8 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .................................................. 89 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1 INTRODUÇÃO 
 
Prezado aluno! 
 
O Grupo Educacional FAVENI, esclarece que o material virtual é 
semelhante ao da sala de aula presencial. Em uma sala de aula, é raro – quase 
improvável - um aluno se levantar, interromper a exposição, dirigir-se ao professor 
e fazer uma pergunta, para que seja esclarecida uma dúvida sobre o tema tratado. 
O comum é que esse aluno faça a pergunta em voz alta para todos ouvirem e todos 
ouvirão a resposta. No espaço virtual, é a mesma coisa. Não hesite em perguntar, 
as perguntas poderão ser direcionadas ao protocolo de atendimento que serão 
respondidas em tempo hábil. 
Os cursos à distância exigem do aluno tempo e organização. No caso da 
nossa disciplina é preciso ter um horário destinado à leitura do texto base e à 
execução das avaliações propostas. A vantagem é que poderá reservar o dia da 
semana e a hora que lhe convier para isso. 
A organização é o quesito indispensável, porque há uma sequência a ser 
seguida e prazos definidos para as atividades. 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2 A QUÍMICA NO ENSINO FUNDAMENTAL PARA FORMAR CIDADÃOS 
2.1 Considerações iniciais sobre o ensino de química/ ciências no 
contexto atua 
Durante muito tempo, o ensino de Ciências foi baseado apenas nas 
observações de fenômenos da natureza e na realização de experimentos. A 
aprendizagem do aluno dependia da capacidade de transmissão de conhecimentos 
do professor, que se limitava aos conceitos prontos descritos nos livros didáticos e 
outros recursos. Entretanto, os avanços da tecnologia e seus impactos na 
sociedade provocaram mudanças na postura do ensino de Ciências, que inclui a 
Química no Ensino Fundamental. Entre essas mudanças, destaca-se a 
preocupação em ensinar Química/Ciências para formar cidadãos, ou seja, preparar 
o indivíduo para que ele compreenda e faça uso de conhecimentos químicos 
fundamentais para a sua participação efetiva na sociedade tecnológica em que vive 
(SOUZA et al., 2011). 
 
2.2 Tendências que reforçam o ensino de Química para a cidadania 
Você tem dúvida de como ensinar o conteúdo da Química para formar 
cidadãos? O ensino de Química para formar cidadãos surge a partir da tendência 
de ensino denominada “Ciência, Tecnologia e Sociedade” (CTS), que enfatiza 
conteúdos socialmente relevantes e a integração de conteúdos com um caráter 
interdisciplinar. Dessa forma, os alunos se tornam capazes de integrar o mundo 
natural (conteúdo de Ciências) com o mundo construído pelo homem (tecnologia) e 
o social (sociedade). Quando comparamos o ensino tradicional com o de CTS 
(Quadro 1), notamos que a abordagem desse último é caracterizada pela 
organização dos conceitos centrados em temas sociais, pelo desenvolvimento de 
atitudes de julgamento e por uma concepção de Ciência voltada para o interesse 
social, visando compreender suas implicações sociais. Por outro lado, o ensino 
 
7 
 
clássico valoriza o conteúdo específico de Ciências e não suas aplicações sociais 
(SOUZA et al., 2011). 
 
Quadro 01 - Comparação entre o ensino tradicional e o ensino de CTS em 
relação à unidade metais 
 
Fonte: Adaptado de Santos e Schnetzler (2003). 
Essaproposta de ensino foi reforçada quando o Ministério da Educação e 
Cultura (MEC) elaborou os Parâmetros Curriculares Nacionais (PCN) e organizou 
de forma articulada os diferentes conceitos, procedimentos, atitudes e valores em 
quatro eixos temáticos: Ser humano e Saúde; Vida e ambiente, Terra e Universo e 
Tecnologia e Sociedade. Em cada um deles, são abordados os conteúdos de 
ciências naturais que podem ser trabalhados e as orientações didáticas que devem 
ser consideradas no planejamento das atividades para os referidos temas e ciclos 
de escolaridade. Assim, o professor pode trabalhar o conteúdo de Química/Ciências 
utilizando um ou mais eixos temáticos (Figura 1). Mas, para isso, ele precisa 
dominar o conteúdo de Química, saber selecionar os conteúdos mais relevantes, e 
também ter uma visão crítica sobre as implicações sociais da Química para poder 
contextualizá-los (SOUZA et al., 2011). 
 
 
 
8 
 
Figura 01 - Eixos temáticos para o ensino de ciências naturais 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
Dessa forma, o ensino de Química para a cidadania precisa ser centrado 
na inter-relação de dois componentes básicos: a informação química e o contexto 
social (Figura 2). Assim, trabalhar temas químicos sociais desenvolve atividades de 
cidadania juntos aos alunos, como a participação e a capacidade de tomar decisões 
com consciência de suas consequências. Entretanto, esses temas não podem ser 
considerados apenas como elementos de motivação ou um conteúdo adicional, mas 
como um poderoso recurso para auxiliar na formação da cidadania. Assim, os 
problemas da humanidade deixam de ser resolvidos exclusivamente pelos 
cientistas e passam a ser solucionados com a participação integrada do cidadão 
com os cientistas (SOUZA et al., 2011). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
Figura 02 - Nova postura de participação dos cidadãos na resolução de 
problemas da humanidade. 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
2.3 Como trabalhar a química cidadã no ensino fundamental 
 
Por que os alunos não conseguem relacionar conteúdos da Química com 
eventos da vida cotidiana? Por que muitos deles mostram difi culdade em aprender 
Química? Diante dessa realidade, como então trabalhar o conteúdo de Química 
preparando nossos jovens para o exercício da cidadania? (SOUZA et al., 2011). 
O grande desafio do professor na Química cidadã é estabelecer pontes 
entre os fenômenos do dia a dia com os conceitos, modelos e teorias científicas. 
Para tanto, o professor deve levar em conta o conhecimento prévio dos alunos; 
promover uma discussão dos saberes das outras disciplinas e escolher e privilegiar 
conceitos centrais que possam promover reflexões sobre a natureza das Ciências 
e suas relações com a tecnologia e sociedade contemporânea. Entretanto, o 
professor deve integrar esses pontos e ficar atento aos recursos didáticos 
disponíveis (quadro-negro, vídeos, revistas, retroprojetor etc.) para que não elabore 
uma metodologia que não possa ser aplicada à sua realidade em sala de aula 
(SOUZA et al., 2011). 
 
 
 
10 
 
Figura 03 - A busca do equilíbrio no planejamento de atividades didáticas 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
Outra preocupação é superar a fragmentação com que vêm sendo tratados 
os conteúdos das Ciências nos anos finais do Ensino Fundamental (3º e 4º ciclos), 
uma vez que alguns professores trabalham o conteúdo de Química isoladamente 
no último ano. Durante os anos que antecedem o 9º ano, conteúdos como ar, água, 
ser vivo, alimentação, transformações, fenômenos, entre outros, são abordados no 
ensino de Ciências. Mas esses temas não são assuntos de Química? Por que o 
conhecimento químico é abordado apenas em um semestre no último ano do Ensino 
Fundamental? Assim, é interessante que o conhecimento químico permeie toda a 
área de Ciências. Para isso, o professor pode evidenciar exemplos da Química em 
vários temas do ensino de Ciências, como na apresentação da reação da 
fotossíntese, da composição da água, dos constituintes de produtos alimentícios ou 
do lixo. Entretanto, devemos nos preocupar em utilizar uma linguagem química 
simplifi cada e respeitar a capacidade cognitiva dos alunos nesses anos para que o 
aprendizado seja satisfatório (SOUZA et al., 2011). 
Outro aspecto que deve ser levantado é: quais conteúdos químicos 
desenvolvem uma postura cidadã? Pensando nisso, sugerimos alguns temas 
baseados nas orientações dos PCN: 
 
 
 
 
11 
 
 o manuseio e utilização de substâncias; 
 
 o consumo de produtos industrializados; 
 
 a segurança do trabalhador; 
 
 os efeitos da Química no meio ambiente; 
 
 a interpretação de informações químicas veiculadas pelos meios de 
comunicação; 
 
 avaliação e compreensão do papel da Química e da Ciência no 
avanço da sociedade. 
 
Mas, como abordar tais conteúdos? Uma forma interessante é trabalhar os 
direitos do consumidor. Dentre as atividades, podemos citar: ler e interpretar 
instruções de embalagens sobre a utilização e conservação de produtos químicos; 
compreender os cálculos relacionados à concentração dos ingredientes ativos, 
relacionando-os com o preço; identifi car as possíveis consequências dos processos 
tecnológicos presentes nos produtos que ele está sendo consumido (SOUZA et al., 
2011). 
 
3 RELAÇÃO ENTRE SENSO COMUM E O CONHECIMENTO CIENTÍFICO 
Sem a Ciência não podemos viver: criação de medicamentos, 
processamento de dados, aperfeiçoamento das comunicações etc. Dessa forma, é 
muito comum a visão da Ciência como sendo uma forma superior de saber. A partir 
da década de 1990, os educadores questionam essa superioridade, reconhecendo 
a necessidade de se explorar os saberes populares e integrá-los com os saberes 
científi cos. Para tanto, devemos lembrar que a cultura popular é transmitida de 
 
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geração a geração por meio de uma linguagem falada, de gestos ou atitudes, 
enquanto o conhecimento científi co se baseia em investigações, observações e 
experimentações. Seria possível trabalhar em sala de aula o senso comum com a 
Ciência? Pensando nisso, nesta aula, iremos estudar a evolução do pensamento 
humano, características do senso comum e conhecimento científi co e a importância 
da relação entre esses dois saberes (SOUZA et al., 2011). 
 
3.1 Evolução do pensamento humano 
A evolução do pensamento humano se confunde com a própria evolução 
do homem. Os povos antigos tinham o mito como principal forma de pensamento. 
O pensamento mítico ou senso comum é transmitido de geração a geração por meio 
de uma linguagem falada, de gestos ou atitudes, e são transformados à medida que 
sofrem infl uências externas e internas (SOUZA et al., 2011). 
Outra forma de pensamento desenvolvido na Grécia antiga é a Filosofi a. O 
pensamento filosófi comarca uma reviravolta na história humana, pois o homem 
tenta explicar o seu mundo baseado na observação da própria natureza. Foi na 
Filosofi a que surgiu o pensamento lógico, atualmente a base do conhecimento da 
sociedade moderna (SOUZA et al., 2011). 
A herança do pensamento filosófico foi o próprio pensamento científico. A 
Ciência herdou da Filosofia o exercício da observação dos fenômenos e aplicou 
nela a investigação e a experimentação. Dessa forma, o pensamento científico é 
objetivo, experimental, racional e se aproxima do exato. A todo momento você usa 
esse tipo de pensamento. Quando você decide resolver um problema do seu dia a 
dia, como retirar uma mancha de sua roupa, é necessário um raciocínio objetivo e 
experimental. A experiência é a Ciência em ação; nela é preciso a observação, tanto 
quanto possível, do que é mais significante para o problema, assim como elaborar 
um método para solucioná-lo (SOUZA et al., 2011). 
 
 
13 
 
3.2 O que é senso comum? 
No nosso cotidiano acumulamos conhecimentos relacionados a repetidas 
experiências casuais, sem observação metódica nem verificação sistemática. Esse 
conhecimento que faz parte de umpensamento genérico de uma época ou de um 
ambiente popular é chamado de senso comum. Assim, o senso comum é um saber 
que nasce da experiência cotidiana, da vida que os homens levam em sociedade. 
É um saber acerca dos elementos da realidade em que vivemos, tais como hábitos, 
costumes, práticas, tradições, regras de conduta, enfim, sobre tudo o que 
necessitamos para poder nos orientar no nosso dia a dia. Não nascemos sabendo 
como comer à mesa, acender a luz de uma sala, ligar a televisão etc., mas 
aprendemos de uma forma natural (espontânea), através do nosso contato com os 
outros, com as situações e com os objetos que nos rodeiam. Dessa forma, torna-se 
facilmente compreensível que todos os homens possuam senso comum, mas este 
pode sofrer variações dependendo da sociedade, grupo social ou grupo profissional 
(SOUZA et al., 2011). 
Essas ideias informais não são apenas visões pessoais do mundo, mas 
refletem uma visão comum, representada por uma linguagem compartilhada. Essa 
visão compartilhada constitui o “senso comum”, uma forma socialmente construída 
de descrever e explicar o mundo (SOUZA et al., 2011). 
Entretanto, muitas dessas certezas são questionáveis, pois se baseiam em 
aparências. 
 
 Como ensinar a uma criança que a Terra gira em torno do Sol, 
se o que ela vê é o movimento do Sol? 
 
Quando uma criança é questionada sobre as cinzas produzidas pela queima 
de um tronco de madeira, ela afirma que a matéria “se foi com o fogo”. Como, então, 
explicar a lei de Lavoisier, que afirma que “na natureza nada se cria, nada se perde, 
tudo se transforma”, se ela não vê problema em considerar a matéria como algo 
que aparece e desaparece? Como desmistificar a ideia de que os gases não podem 
 
14 
 
ter massa ou peso, já que não caem? De fato, para muitas crianças a ideia de que 
o ar ou um gás possa ter peso é totalmente implausível. Muitos chegam a postular 
que eles – o ar e o gás – têm peso negativo, porque tendem a fazer as coisas 
subirem (SOUZA et al., 2011). 
Assim, alguns conceitos científicos precisam ser trabalhados levando em 
consideração a natureza do conhecimento a ser ensinado, pois alguns deles 
dificilmente serão descobertos por indivíduos através de suas próprias observações 
do mundo natural. Nesse momento, o professor de Ciências deve conferir sentido 
pessoal à maneira como o conhecimento é gerado e validado, fornecendo 
informações relacionadas ao conhecimento científico (SOUZA et al., 2011). 
 
3.3 O que é o método científico? 
A influência da Ciência na nossa vida é tão significativa que se torna muito 
difícil imaginar como seria o mundo se o conhecimento científico não tivesse 
evoluído. Não existiriam computadores, medicamentos, meios de comunicação e 
de transportes. Graças à Ciência sabemos qual a constituição da matéria, a origem 
da grande diversidade de seres vivos, como os pais transmitem as suas 
características aos filhos, como se formam as montanhas, as estrelas etc. Todos 
esses conhecimentos e avanços foram gerados através da utilização de um método 
particular denominado método científico (SOUZA et al., 2011). 
Desde a Antiguidade, os cientistas utilizam os métodos científicos para 
estabelecer os conhecimentos na procura das respostas em relação a um 
fenômeno, associando “causa” e “efeito”. Mas o que é um método? A palavra 
método é de origem grega e significa o conjunto de etapas e processos a serem 
vencidos ordenadamente na investigação dos fatos ou na procura da verdade. O 
instrumento utilizado pela Ciência para formular os problemas científicos e examinar 
as hipóteses é denominado “método científico”. Assim, o método científico é uma 
maneira organizada de solucionar um problema. No entanto, nem todo 
conhecimento organizado ou sistematizado tem caráter científico. Por exemplo, 
 
15 
 
uma lista telefônica ou um diário de bordo podem conter muitas informações 
precisas e sistemáticas, mas não constituem qualquer conhecimento científico 
(SOUZA et al., 2011). 
O método científico é constituído de etapas específicas, tais como: a 
observação do fenômeno, elaboração de hipóteses, teste das hipóteses, 
generalização e proposição de uma teoria explicativa para o fenômeno (Figura 04). 
 
Figura 04 - Etapas do método científico 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 
 
 
16 
 
 
A partir da observação, o cientista pode propor diferentes explicações para 
a sua ocorrência: as hipóteses. O passo seguinte seria testar cada uma das 
hipóteses por meio de experimentos. A análise dos resultados desses experimentos 
levaria à comprovação de alguma hipótese inicial, ou até mesmo à elaboração de 
novas hipóteses que seriam também testadas em outras situações. A comparação 
dos resultados de diferentes experimentos pode levar à generalização que em 
Ciência corresponde ao que chamamos de lei científica. Após todos os testes, as 
explicações que estivessem de acordo com os resultados encontrados passariam a 
constituir as teorias científicas (SOUZA et al., 2011). 
Assim, para utilizar o método científico é indispensável que o aluno organize 
seu raciocínio seguindo determinadas etapas como a observação, a definição e 
análise do problema, a apresentação das hipóteses, o teste de hipóteses, a 
experimentação, a análise de resultados e conclusão e a aplicação na vida prática. 
É importante desenvolver no aluno a capacidade de resolver problemas utilizando 
o método científico. Entretanto, isso não significa que se pretende formar cientistas, 
mas despertar e desenvolver na criança uma atitude científica. Quando uma criança 
investiga buscando resposta a uma pergunta ou solução para um problema, 
exercita-se a capacidade de enfrentar o problema e saber onde e como buscar as 
soluções reais (SOUZA et al., 2011). 
Como podemos utilizar o método científico para resolver problemas no 
nosso dia a dia? Vejamos: muitas vezes, após a alimentação, observamos uma 
mancha na roupa. Nesse momento, estamos realizando a primeira etapa do método 
científico. Em seguida, questionamo-nos sobre a natureza química da mancha: a 
água retira a mancha ou é preciso usar outro solvente? Nós, então, apresentamos 
hipóteses, como o emprego do álcool para retirar a mancha, ou será que apenas o 
detergente retira? Assim, decidimos testar vários solventes para tentar retirar a 
mancha. Utilizamos então água e álcool, detergentes e até produtos especializados. 
Sempre analisando e interpretando os resultados, se houve diminuição da mancha 
ou desgaste do tecido. A partir daí você confirma ou refuta as hipóteses que utilizou 
baseado no resultado: retirou a mancha ou não. Enfim, você conclui qual a melhor 
 
17 
 
forma de retirar a mancha da roupa e quando novamente manchar com esse mesmo 
tipo de substância, você utilizará o conhecimento obtido pelas etapas científicas 
para facilmente resolver seu problema (SOUZA et al., 2011). 
 
 Antoine-Laurent Lavoisier descreve a combustão 
 
Durante a maior parte do século XVIII, os químicos se preocuparam 
pouquíssimo com medições exatas. Combinavam substâncias e anotavam os 
resultados. O químico francês Antoine-Laurent Lavoisier adotou uma nova 
abordagem ao medir as quantidades com grande precisão antes e depois de um 
processo químico. Em 1772, ele aplicou esta técnica – que podemos chamar de 
química quantitativa – ao problema da combustão. A principal teoria da combustão 
sustentava que os objetos combustíveis eram ricos numa substância chamada 
flogístico (do grego “acender, pôr fogo”). A queima consumia o flogístico, deixando 
como resíduo a parte da substância que não a continha (SOUZA et al., 2011). 
Como prova da teoria do flogístico, o químico alemão George Ernst Stahl 
ressaltou que os materiais combustíveis perdem massa (evidenciado pelo fato de 
que pesavam menos) depois de queimados. Supunha-se que a massa perdida se 
devia ao consumo do flogístico. No entanto, Stahl não deu atenção a uma 
contradiçãoimportante de sua teoria. Conta a seu favor que ele acreditava que o 
enferrujamento era uma va riante do mesmo processo que ocorre durante a 
combustão (hoje, reconhece-se que tanto a combustão quanto o en ferrujamento 
são processos de oxidação). Stahl acreditava que a ferrugem era a substância que 
sobrava quando o flogístico do metal se consumia. A contradição aqui era que, 
quando se oxidam, os metais na verdade ganham massa (o aumento de peso o 
comprova). Parece que Stahl e outros químicos se dispunham a desdenhar este 
paradoxo, porque o ganho de massa era bem pequeno, pequeno demais para ser 
significativo (SOUZA et al., 2011). 
São os paradoxos e incoerências aparentemente insignificantes que os 
cientistas modernos atacam, buscando explicá-los. Lavoisier queimou várias 
substâncias em recipientes fechados. Descobriu que o peso da substância ali 
 
18 
 
fechada, depois da queima, era maior do que seu peso anterior. Lavoisier raciocinou 
que, se a substância que restava depois da queima era mais pesada do que antes, 
este peso a mais devia ter vindo de alguma coisa. A única “coisa” no recipiente 
fechado era o ar. Lavoisier raciocinou ainda que, se de fato a substância queimada 
ganhava peso a partir do ar circundante, devia-se produzir um vácuo parcial no 
recipiente fechado. Isso ele provou simplesmente abrindo o recipiente e ouvindo o 
ar entrar. Além disso, quando pesou tudo depois de aberto o recipiente, descobriu 
que o peso do ar que entrara era igual ao aumento de peso da substância queimada 
(SOUZA et al., 2011). 
Essas experiências, cuidadosamente medidas, refutaram a teoria do 
flogístico. A combustão não era perda de flogístico, mas, em vez disso, a 
combinação da substância queimada (ou enferrujada) com algum elemento do ar. 
No processo de começar a explicar a combustão, Lavoisier lançou as bases da 
química moderna, que se baseia em medições precisas e em sua importância 
(SOUZA et al., 2011). 
 
3.4 Existe relação entre senso comum e o conhecimento científico? 
O senso comum e o conhecimento científico apresentam características 
bem definidas, próprias de cada saber, que estão descritas de forma resumida no 
Quadro 2. Entretanto, não há um limite absoluto entre o senso comum e a Ciência, 
uma vez que o conhecimento científico surgiu a partir de uma ampla informação 
empírica que constitui uma parte do senso comum. De certo modo, a Ciência é o 
desenvolvimento do senso comum (SOUZA et al., 2011). 
 
 
 
 
 
 
 
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Quadro 02 - Comparação entre senso comum e conhecimento científico 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
Mas qual é o mais importante? O conhecimento científico seria gerado sem 
a presença do senso comum? Como a sociedade tem considerado os diferentes 
saberes? (SOUZA et al., 2011). 
Desde o século XIX, a Ciência passou a exercer um papel preponderante 
na nossa sociedade, a ponto de menosprezarmos outros saberes, como o senso 
comum, e considerarmos apenas a Ciência como saber passível de compreensão 
e credibilidade. Entretanto, o ser humano constitui-se a partir de uma diversidade 
de saberes, e muitos deles são manifestações da cultura popular, como os chás 
medicinais, os artesanatos, as “mandingas” e a culinária. Todas elas são 
transmitidas de geração a geração e podem ser transformadas por influências 
externas ou internas (SOUZA et al., 2011). 
Na culinária, as transformações químicas são trabalhadas por profissionais 
que não apresentam o conhecimento científico. Os cozinheiros, por exemplo, 
estudam constantemente maneiras de combinar diferentes técnicas para 
transformar alimentos em melhores pratos. Muitos desses processos são de 
natureza química. Da mesma forma, ocorre com o carvoeiro, que transforma a 
madeira em carvão, com o oleiro, que transforma o barro em tijolo etc (SOUZA et 
al., 2011). 
Assim, podemos dizer que muitos dos objetos de estudo dos cientistas são 
também estudados por pessoas que não têm conhecimento científico sobre o 
 
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assunto. Por exemplo, os índios, que conhecem mais sobre o ciclo das plantas e os 
hábitos dos animais de sua região do que muitos biólogos. Entretanto, o que 
diferencia o conhecimento científico do senso comum é a maneira como ele é obtido 
e organizado. Os cientistas estabelecem critérios e métodos de investigação para 
obter, justificar e transmitir o conhecimento, que permitem muitas vezes prever e 
explicar novos fenômenos. Entretanto, dependendo de seu objetivo, isso pode ser 
desenvolvido por outro tipo de conhecimento. O conhecimento prático culinário do 
cozinheiro não é capaz de explicar os princípios químicos envolvidos no processo, 
mas é eficiente para preparar excelentes refeições (SOUZA et al., 2011). 
Dessa forma, atividades que articulam saberes populares culturais e 
científicos são necessárias na escola, pois promovem a valorização cultural e 
desenvolvem atitudes de solidariedade e respeito ao próximo, imprescindíveis para 
o desenvolvimento da cidadania (SOUZA et al., 2011). 
 
3.5 Alquimia, a precursora da Química 
A alquimia nasceu na Idade Média, através de uma mistura de Ciência, Arte 
e Magia. Seus principais objetivos eram a busca pelo “elixir da longa vida” e a 
“descoberta de um método para transformar metais comuns em ouro 
(transmutação)”, o que ocorreria na presença de um agente conhecido como “pedra 
filosofal” (SOUZA et al., 2011). 
A procura pelo ouro não era motivada por razões econômicas, mas devido 
às suas propriedades químicas (resistência à corrosão). Na China, as especulações 
alquimísticas levaram ao domínio de várias técnicas de metalurgia e à descoberta 
da pólvora (SOUZA et al., 2011). 
Nenhum dos dois objetivos da alquimia foi atingido. Entretanto, muitos 
progressos foram obtidos, como o conhecimento de substâncias oriundas de 
minerais e vegetais, a preparação de substâncias como ácido nítrico e sulfúrico e o 
aperfeiçoamento de materiais de laboratório (SOUZA et al., 2011). 
 
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No século XVI, a alquimia passou a se preocupar com o aspecto médico, 
acreditando que os processos vitais poderiam ser interpretados ou modificados com 
o uso de substâncias químicas. Isso ficou conhecido como Iatroquímica (SOUZA et 
al., 2011). 
Em 1597, o alemão Andréas Libavius publicou o livro Alchemia, no qual 
afirmava que a alquimia tem por objetivo a separação de misturas em seus 
componentes e o estudo das propriedades desses componentes. Em 1661, o 
irlandês Robert Boyle publicou que elemento é tudo aquilo que não pode ser 
decomposto por nenhum método conhecido. Para muitos, essas duas publicações 
são consideradas o marco inicial da Química (SOUZA et al., 2011). 
A alquimia tinha o seu próprio método científico. Para os alquimistas 
existiam 4 estágios da matéria para obtenção da pedra filosofal (Figura 5). Nesses 
estágios, a matéria vai mudando de cor. Primeiro uma massa enegrecida, que passa 
a esbranquiçada, depois amarelada e, por fim, avermelhada. Para um alquimista a 
observação dessas cores era muito importante para saber se sua obra estava 
evoluindo de maneira correta (SOUZA et al., 2011). 
 
Figura 05 - Estágios para a obtenção da pedra filosofal 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 
22 
 
4 EXPERIMENTAÇÃO NO ENSINO DE QUÍMICA/CIÊNCIAS 
Na tentativa de aproximar ao máximo a Química da realidade do aluno é 
necessário muito mais do que o discurso do professor como ação única. As 
Diretrizes Curriculares Nacionais para o Ensino defendem a necessidade de se 
contextualizar os conteúdos de ensino na realidade vivenciada pelos alunos, a fi m 
de atribuir-lhes sentido e, assim, contribuir para a aprendizagem (BRASIL, 1999). 
Nesse sentido, as atividades experimentais (AE) constituem uma poderosa 
ferramenta de aprendizagem ativa das ciências, especialmente para o ensino de 
Química. Muito embora a maioria dos professores concorde com o valor dessa 
estratégia de ensino, poucos são os que empreendem uma ação regular depráticas 
experimentais em suas aulas, sobretudo com uma visão crítica e contextualizada 
dessas práticas (SOUZA et al., 2011). 
Nesta aula, estudaremos alguns tipos de AE e os aspectos que podem 
contribuir para um maior e melhor emprego desse recurso no ensino de Química 
(SOUZA et al., 2011). 
4.1 O que são atividades experimentais? 
A experimentação é parte da metodologia da ciência e se distingue das 
experiências usuais do nosso dia a dia, porque é uma ação intencional do homem 
para a busca de respostas a determinados problemas da natureza (SOUZA et al., 
2011). 
Semelhante ao que ocorre no método científico, a experimentação como 
recurso de ensinoaprendizagem envolve atividades realizadas pelos alunos (em 
sala de aula, laboratório ou no campo) e que implicam uma interação com materiais 
(aparato experimental) para observar fenômenos. Estas atividades podem ou não 
envolver certo grau de intervenção do professor, mas pressupõem uma sequência 
de atitudes e medidas a serem feitas (procedimento) e se completam numa 
conclusão deduzida da descrição e análise dos dados das observações (relato). 
 
23 
 
Essa ideia de experimentação compreende uma série de atividades bem 
conhecidas, cuja distinção nem sempre é clara. Você, por exemplo, saberia 
diferenciar atividade prática, atividade laboratorial, atividade de campo e atividade 
experimental? (SOUZA et al., 2011). 
Ainda que essa terminologia e suas definições não sejam consensuais, 
mesmo entre os educadores em ciências, podemos dizer, segundo Hodson (1988 
apud LEITE, 2001, p. 79-81), que atividade prática é o conceito mais geral e inclui 
todas as atividades em que o aluno esteja ativamente envolvido, seja no domínio 
psicomotor, cognitivo ou afetivo. Por essa definição, o termo atividade prática inclui 
a atividade laboratorial e a atividade de campo, além de abranger, também, a 
pesquisa bibliográfica ou na internet, as simulações informáticas, bem como a 
atividade de resolução de um problema ou a entrevista de membros de uma 
comunidade (SOUZA et al., 2011). 
A atividade laboratorial e a atividade de campo diferem fundamentalmente 
quanto ao local onde normalmente se desenvolvem. Como o próprio termo remete, 
uma ocorre no laboratório e a outra ao ar livre, respectivamente (SOUZA et al., 
2011). 
Por fim, a atividade experimental inclui as atividades práticas que envolvem 
controle e manipulação de variáveis. Na Figura 06, você pode observar um 
esquema que relaciona esses termos (SOUZA et al., 2011). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
Figura 06 - Relação entre atividade prática, atividade laboratorial, atividade 
de campo e atividade experimenta 
 
Fonte: Hodson (1988 apud LEITE, 2001). 
Note que, de acordo com essas definições, nem toda atividade prática 
corresponde a uma atividade experimental. Também é possível perceber que uma 
atividade feita num laboratório, mas sem controle e manipulação das variáveis, não 
constitui uma atividade experimental (por exemplo, determinar o pH de diferentes 
soluções do cotidiano pelo emprego de um indicador) (SOUZA et al., 2011). 
 
4.2 Qual a utilidade didática dos experimentos no ensino de 
química/ciências? 
O emprego da experimentação como recurso didático não é novo, mas foi 
nas décadas de 1960 e 1970 que ocorreu uma grande propagação dessas 
atividades nas escolas do mundo inteiro. Uma pesquisa realizada por Kerr com 
professores no início desse período apontou dez motivos para a realização de AE 
na escola: 
 
1. Estimular a observação acurada e o registro cuidadoso dos dados; 
 
 
25 
 
2. Promover métodos de pensamento científico simples e de senso 
comum; 
 
3. Desenvolver habilidades manipulativas; 
 
4. Treinar em resolução de problemas; 
 
5. Adaptar as exigências das escolas; 
 
6. Esclarecer a teoria e promover a sua compreensão; 
 
7. Verificar fatos e princípios estudados anteriormente; 
 
8. Vivenciar o processo de encontrar fatos por meio da investigação, 
chegando a seus princípios; 
 
9. Motivar e manter o interesse na matéria; 
 
10. Tornar os fenômenos mais reais por meio da experiência. 
 
(HODSON, 1998c, p. 630 apud GALIAZZI, 2005, p. 252-253). 
 
Alguns desses motivos, embora citados até hoje em várias outras 
pesquisas, também têm sido objeto de crítica. Uma delas é considerar a escola (e 
as AE) como formadora de cientistas (como se todos os alunos pretendessem isso). 
Outra crítica diz respeito à ênfase dada ao desenvolvimento de habilidades 
manipulativas, como se aprender a pesar considerando os algarismos significativos, 
ler corretamente o volume em uma bureta ou pipetar usando o dedo indicador 
fossem essenciais a um cidadão. Outro aspecto discutido é que considerar as AE 
como esclarecedoras de conteúdos – e, portanto, sempre precedidas do 
 
26 
 
desenvolvimento teórico – poderia anular habilidades cognitivas importantes no 
processo de construção de princípios a partir da abordagem experimental. Também 
é passível de crítica a concepção simplista de considerar um “experimento-show” 
como mero artefato de motivação (como se toda AE fosse motivadora) e que por si 
provocasse uma aprendizagem significativa por parte dos alunos. 
Em verdade, essa polêmica parece surgir, muito mais, da forma como a 
experimentação é concebida e, consequentemente, usada pelo professor. Então, 
cuidado! Dependendo de como você empregará um experimento, este poderá ter 
um grande efeito no ensino de Ciências ou ser enfadonho e inútil para a 
aprendizagem efetiva dos seus alunos (SOUZA et al., 2011). 
 
Figura 07 – Balança experimental 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
4.3 Que elementos são importantes para organizar uma aula 
experimental? 
As AE não são didaticamente eficientes por si. Você já viu que um mesmo 
experimento pode ser uma simples atividade prática (inclusive utilizando um 
laboratório) ou constituir uma atividade experimental. O propósito e a forma com 
que um experimento é empregado fazem toda a diferença. Portanto, uma questão 
fundamental para o sucesso pedagógico das AE é o seu planejamento. Por isso, 
você como professor precisa ter clareza quanto ao que deseja de seus alunos com 
aquele trabalho prático. Percebe a sua responsabilidade? Outro aspecto importante 
 
27 
 
é que os alunos, ao realizarem uma aula prática, precisam também saber “o que é 
que” e “por que” estão fazendo. Assim eles se sentirão como de fato tem de ser: 
integrantes do processo! ( SOUZA et al., 2011). 
Veja a classificação das AE a seguir: 
 
 Demonstração: quando a atividade prática tem por objetivo 
corroborar o conteúdo estudado anteriormente. Nessa categoria, o 
aluno exerce um papel pouco ativo no desenvolvimento da prática, 
sendo o professor o realizador da prática. 
 
 Verificação: quando a prática remete ao objetivo de verificar fatos e 
princípios estudados com o aluno participando, de alguma forma, no 
decorrer dela, mas seguindo determinados paradigmas. 
Diferentemente da categoria demonstração, o professor exerce um 
papel mediador. 
 
 Descoberta: quando a atividade leva o aluno a ações mais diretas, 
com maior grau de intervenção no que está estudando, podendo ou 
não partir do que ele já sabe, mas dando-lhe autonomia para chegar 
aos resultados de forma mais independente. 
 
 
 Descoberta: quando a atividade leva o aluno a ações mais diretas, 
com maior grau de intervenção no que está estudando, podendo ou 
não partir do que ele já sabe, mas dando-lhe autonomia para chegar 
aos resultados de forma mais independente. 
 
 Baseada em problema: quando a atividade é realizada por grupos 
de alunos como parte de uma estratégia maior, construída (com a 
participação dos alunos) para “solucionar” um problema que surge 
das questões dos alunos. Nessa abordagem, o professor assume o 
 
28 
 
papel de tutor, acompanhando e orientando o processo ( SOUZA et 
al., 2011). 
 
 Agora, observe a Figura 08, em quesão apresentados os atributos 
fundamentais, propostos por Moraes (1998, p. 38 apud PAVÃO; FREITAS, 2008, p. 
76) para desenvolver um experimento com caráter de aprendizagem construtivista. 
 
 
Figura 08 - Atributos fundamentais para desenvolver experimentos 
construtivistas 
 
Fonte: Moraes (1998, p.38 apud PAVÃO; FREITAS, 2008, p. 76). 
Você consegue perceber, em todos os atributos apresentados, que o 
professor não perde o foco no aluno? Note, também, que as AE são propostas num 
contexto problematizador ( SOUZA et al., 2011). 
De fato, uma prática experimental no ensino de Ciências sem uma 
preocupação problematizadora e/ou crítica não contribui para que os seus objetivos 
pedagógicos mais nobres sejam alcançados. Sobre isso, os Parâmetros 
Curriculares Nacionais para o Ensino Fundamental enfatizam a importância das AE 
promoverem a “refl exão, desenvolvimento e construção de ideias, ao lado de 
conhecimentos, procedimentos e atitudes” (BRASIL, 1998, p. 122). 
Baseado numa abordagem problematizadora, podemos pensar no 
desenvolvimento de AE em uma sequência de 5 passos básicos (Figura 09): 
 
 
29 
 
1. Levantamento das informações iniciais e dúvidas dos alunos acerca 
do tema a partir do qual será formulado o problema; 
 
2. Proposição de soluções hipotéticas e planejamento e execução de 
uma abordagem experimental que permita testar as hipóteses; 
 
3. Compartilhamento e discussão dos dados experimentais; 
 
4. Compartilhamento e discussão dos dados experimentais; 
 
5. Resolução (tentativa) do(s) problema(s). 
 
 
Figura 09 - Cinco passos para elaboração de uma aula experimental 
baseada em problema 
 
Fonte: Acesso em: 27 nov. 2009. 
 
30 
 
4.4 Onde encontrar sugestões de atividades experimentais? 
A pouca familiaridade com as AE e o receio de enfrentar dificuldades 
inesperadas são causas comuns do pouco emprego desse recurso por parte dos 
professores. Nesse aspecto, recomenda-se que o professor busque apoio nos 
materiais escritos disponíveis para orientar sua prática pedagógica ( SOUZA et al., 
2011). 
A pouca familiaridade com as AE e o receio de enfrentar dificuldades 
inesperadas são causas comuns do pouco emprego desse recurso por parte dos 
professores. Nesse aspecto, recomenda-se que o professor busque apoio nos 
materiais escritos disponíveis para orientar sua prática pedagógica. 
Existem, ainda, diferentes materiais escritos além dos livros didáticos, que 
são de grande valor, bem como em publicações como Ciência Hoje das Crianças, 
Ciência Hoje na Escola e outras fontes. 
 
4.5 Como enfrentar as dificuldades mais comuns de uma aula 
experimental? 
Não existe receita pronta para solucionar todas as dificuldades enfrentadas 
pelos professores na prática de aulas experimentais. Entretanto, vale a pena 
concluir esta aula apresentando sugestões práticas para contornar algumas das 
principais justificativas apresentadas pelos professores para a não realização de 
experimentos ( SOUZA et al., 2011). 
Grande número de alunos em cada turma. Esta é uma dificuldade não só 
para as AE, mas para praticamente todas as estratégias que requerem a 
participação ativa do aluno. Para vencer essa limitação o professor deve escolher 
experimentos simples, que possam ser de fácil visualização por toda a turma e, 
nesse caso, de natureza demonstrativa. Experimentos possíveis de serem 
“desmembrados” em etapas ou tarefas distintas, onde os grupos de alunos 
trabalhem simultaneamente, devem ser muito bem planejados a fim de que não haja 
prejuízo da visão global e integrada da atividade pelos alunos. 
 
31 
 
Desinteresse e indisciplina. Considerando que alguns alunos encaram a 
aula experimental como mera brincadeira e sem importância, mostrando-se, muitas 
vezes indisciplinados, cabe ao professor “estabelecer a ordem” de forma 
participativa, pois, como vimos a pouco, é importante que os alunos estejam 
ativamente envolvidos nas várias etapas do processo (escolha, montagem e 
execução dos experimentos). Além disso, é fundamental que o professor elabore 
regras em conjunto com a turma. Outro cuidado que o professor deve ter é dar 
atenção às questões e explicitações do conhecimento de cada indivíduo 
apresentadas durante a atividade ( SOUZA et al., 2011). 
Ausência de laboratório e falta de material. Este parece ser o problema mais 
simples de ser resolvido, pois existem abundantes recursos (livros, revistas, páginas 
eletrônicas) repletos de AE simples que podem ser realizadas em sala de aula, no 
pátio da escola e/ou em casa. Inúmeros experimentos podem ser efetuados com 
materiais baratos e de fácil aquisição, que podem mesmo ser trazidos de casa pelos 
alunos sem implicar em gastos significativos. A experimentação de baixo custo 
representa uma alternativa em sintonia com o contexto de CTS, cuja importância 
reside no fato de diminuir o custo operacional dos laboratórios e gerar menor 
quantidade de lixo químico (além de permitir que mais experiências sejam 
realizadas durante o ano letivo) (VIEIRA et al, 2007 apud BENITE; BENITE, 2009). 
Enfim, embora existam dificuldades, você deve trabalhar a experimentação 
como um procedimento de busca de informações e de procura de respostas para 
perguntas que as crianças são estimuladas a formular dentro e fora da escola, num 
ensino voltado para a formação de um cidadão crítico e participativo ( SOUZA et al., 
2011). 
 
 
 
 
 
 
32 
 
5 CUIDADOS BÁSICOS QUANDO USAMOS O LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
Se você vai utilizar o laboratório de sua escola para realizar experimentos, 
é importante conhecer alguns cuidados básicos, pois, quando você estiver 
realizando uma atividade experimental como professor, qualquer acidente que 
ocorra durante a aula será de sua responsabilidade. É importante que no início da 
aula você oriente seus alunos sobre as instruções de segurança e conduta no 
laboratório de Química, como: 
 
 
 Conhecer a localização dos acessórios de segurança (chuveiro de 
emergência, extintores de incêndio e lavadores de olhos) para 
encontrá-los rapidamente se alguma eventualidade ocorrer. 
 
 Não realizar experimentos sem as proteções pessoais, como óculos 
de segurança, luvas e batas. 
 
 Pedir sempre autorização ao professor ou responsável quando 
quiser modificar o procedimento previsto para execução de qualquer 
experimento. 
 
 Não tocar em dispositivos e/ou reagentes sem prévia consulta ao 
professor ou ao responsável. 
 
 Não tocar em dispositivos e/ou reagentes sem prévia consulta ao 
professor ou ao responsável. 
 
 Verifi car com antecedência se a voltagem da rede corresponde à 
que é indicada no equipamento (110V ou 220V) antes de ligar algum 
equipamento. 
 
33 
 
 
 Não desligar qualquer interruptor elétrico sem verifi car quais as 
instalações que se relacionam direta ou indiretamente com ele. 
 
 Não fumar, não comer, não beber e não dormir dentro do laboratório. 
 
 Não fumar, não comer, não beber e não dormir dentro do laboratório. 
 
 Não inalar gases ou vapores sem antes ter certeza de que não são 
tóxicos. 
 
 Não realizar experimentos no laboratório se não houver água em 
abundância no laboratório. 
 
 Não realizar experimentos no laboratório se não houver água em 
abundância no laboratório. 
 
 Evitar o contato de qualquer substância com a pele. 
 
 Evitar usar materiais com defeito, principalmente vidrarias. 
 
 Não agitar (sacudir) materiais molhados com reagentes fora da pia, 
especialmente as pipetas. 
 
 Não direcionar a boca do tubo em sua direção ou de outra pessoa 
quando aquecer substâncias ou soluções em tubos de ensaio. 
 
 Não direcionar a boca do tubo em sua direção ou de outra pessoa 
quando aquecer substâncias ou soluções em tubos de ensaio. 
 
 Tubo em sua direção ou de outra pessoa 
 
34 
 
 
 Jamais aquecer sistemas completamente fechados. 
 
 Não pipetar nada com a boca; utilizar aparelhos adequadospara 
esse fim 
 
 Rotular de forma clara e adequada frascos contendo soluções recém 
preparadas. 
 
 Colocar o ácido concentrado sobre a água, nunca ao contrário, 
quando preparar soluções aquosas diluídas de um ácido. 
 
 Não devolver sobras de reagentes aos frascos de origem sem a 
prévia consulta ao professor ou responsável. 
 
 Recolocar a tampa dos frascos ao interromper seu uso para evitar 
contaminação ou perdas por volatilização. 
 
 Não reutilizar a mesma pipeta para produtos diferentes sem antes 
lavá-la bem. 
 Não reutilizar a mesma pipeta para produtos diferentes sem antes 
lavá-la bem. 
 
 Verificar se todos os aparelhos foram desligados e se não há 
torneiras abertas (água ou gás) quando se retirar do laboratório. 
 
 Manter sempre a calma, principalmente em caso de acidentes. 
 
 Manter sempre a calma, principalmente em caso de acidentes. 
 
 
35 
 
 Chamar imediatamente o professor ou responsável se ocorrer 
alguma cidente ou situação que não saiba exatamente como 
proceder. 
 
 
Os cuidados apresentados acima são de uso geral; porém, quando você for 
trabalhar com alunos de Ensino Fundamental, é necessário tomar algumas 
precauções adicionais: 
 
 Não deixar seus alunos sozinhos no laboratório nem por um instante. 
 
 Deixar bem claro que o laboratório não é para diversão. 
 
 Experimentos que utilizam fogo, ácidos ou bases deverão ser 
manipulados apenas pelo professor ou responsável, jamais pelo 
aluno isoladamente. 
 
 Os equipamentos devem ser operados pelos professores ou com a 
sua supervisão. 
 
 
 Os experimentos que provoquem a liberação de gases devem ser 
evitados. 
 
5.1 Produtos químicos do laboratório 
Antes de iniciar uma atividade experimental com produtos químicos, você 
deve pesquisar sobre as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos 
produtos, seu manuseio e descarte seguro, armazenagem e medidas de primeiros 
 
36 
 
socorros em caso de acidente, com a finalidade de conscientizar o operador sobre 
os riscos aos quais está exposto (SOUZA et al., 2011). 
Outro cuidado importante é como armazenar esses produtos. Eles devem 
ser acondicionados em frascos devidamente rotulados, com indicativo sobre 
pureza, teor analítico dos componentes etc. Alguns devem ser guardados em 
geladeira; outros, em dessecadores; outros, ainda, devem ser mantidos no escuro. 
Alguns produtos guardam pureza elevada e são usados apenas para análises e 
sínteses; eles são denominados de PA (pro analysi). Alguns exemplos estão 
representados na Figura 10 a seguir: 
 
Figura 10 - Rótulos de produtos químicos 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
Em cada frasco de reagente, existem recomendações do fabricante no que 
diz respeito ao manuseio do produto químico. Os rótulos também devem conter 
símbolos de periculosidade de fácil visualização. O Quadro 3 apresenta alguns 
símbolos destacando a indicação de perigo e precauções (SOUZA et al., 2011). 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
Quadro 03 - Símbolos de periculosidade 
 
 
 
38 
 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
5.2 Materiais e equipamentos utilizados no laboratório de química 
No laboratório de Química, você encontrará diversos materiais e 
equipamentos que apresentam diversas funções. Se você pretende realizar aulas 
experimentais no laboratório, é necessário escolher e utilizar esses recursos de 
maneira adequada para cada experiência (SOUZA et al., 2011). 
 
5.2.1 Materiais 
Entre os materiais utilizados no laboratório de Química, existem as vidrarias, 
materiais de porcelana, metais e outros materiais. Alguns são utilizados para fazer 
reações, medir volumes, realizar aquecimentos, filtração, trituração, dar suporte e 
diversas outras funções (SOUZA et al., 2011). 
Determinadas vidrarias são utilizadas para medir volumes de líquidos. 
Quando essa medição é precisa, são denominados recipientes volumétricos. Os 
mais usados são o balão volumétrico, a bureta e a pipeta. 
 
 Balão volumétrico – Possui colo longo, com um traço de aferição 
situado no gargalo. É usado no preparo de soluções e mede com 
precisão um volume fixo descrito no balão. Apresenta rolhas 
esmerilhadas para que, ao tampá-lo, fi que bem vedado. 
 
 
39 
 
Figura 11 - Balão volumétrico 
 
Fonte www.dsyslab.com.b 
 
 Bureta – É um tubo cilíndrico graduado, geralmente em cm3, com 
uma torneira que controla a saída do líquido. Muito utilizado nos 
processos chamados titulações. É calibrado para medir um volume 
precisamente. 
 
Figura 12 - Bureta 
 
Fonte: www.lojalaborglas.com.br/vidraria-para-laboratorio/laborglas/bureta-com-torneira-
de-ptfe-5-ml-120-laborglas-cod-9431807 
 
40 
 
 
 Pipeta – Utilizada nas medições mais precisas de volumes de 
líquidos. Existem dois tipos de pipetas: a volumétrica e a graduada. 
A volumétrica tem apenas um traço de aferição na parte superior 
para indicar sua capacidade, enquanto a graduada possui escala 
para medir volumes variados. 
 
Figura 13 - Pipetas: (a) graduadas e (b) volumétricas 
 
Fonte: (a) <http://www.marienfel superior.com/2007/espanol/pipetas_graduadas.htm>; (b) 
<http://www.marienfeld-superior.com/2007/espanol/pipetas_volumetricas.htm>. Acesso em: 9 nov. 
2009. 
Se o seu experimento não necessitar de um volume preciso, você poderá 
usar vidrarias que não apresentam medidas volumétricas, como o béquer e a 
proveta. 
 
 Béquer – É utilizado para várias atividades no laboratório. Serve 
para fazer reações entre soluções, dissolver substâncias sólidas, 
efetuar reações de precipitação e aquecer líquidos. Quando levá-lo 
ao fogo, use tripé com a proteção da tela de amianto. 
 
 
 
41 
 
Figura 14 - Béquer 
 
Fonte:<http://www.casaamericana.com.br/images/Bequers%20Vicil%20F%20l%201.JPG
>. Acesso em: 13 nov. 2009. 
 Proveta ou cilindro graduado – Recipiente de vidro ou de plástico 
para medidas aproximadas. Serve para medir e transferir volumes de 
líquidos. 
 
Figura 15 - Proveta ou cilindro graduado 
 
Fonte: novo.jrvimig.com.br/produto 
Em alguns experimentos, você precisará filtrar soluções, que podem ser de 
sólidos não dissolvidos ou líquidos de solubilidades diferentes. Para realizar essa 
 
42 
 
atividade, você poderá usar materiais como funis, papel de filtro, kitassato, haste 
universal ou argolas, cada um com sua particularidade. 
 
 Funil de Buchner – Utilizado em filtrações a vácuo. Pode ser usado 
com a função de filtro em conjunto com o kitassato. 
 
Figura 16 – Funil de buchner 
 
Fonte: https://qualividros.com/produto/60026/funil-de-buchner-de-porcelana 
 Funil de separação – Utilizado na separação de líquidos não 
miscíveis e na extração líquido/ líquido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
Figura 17 - Funil de separação 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Funil de haste longa – Usado na filtração e para retenção de 
partículas sólidas. 
 
Figura 18 - Funil de haste longa 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
Papel de filtro – Tem a mesma finalidade que os filtros utilizados para coar 
café: separar sólidos de líquidos. O filtro deve ser utilizado no funil comum. 
 
 
44 
 
Figura 19 – Papel de filtro 
 
Fonte:https://www.netgharnq.top/index.php?main_page=product_info&products_id=69255
1 
Anel ou argola – É utilizado preso à haste do suporte universal. Sustenta o 
funil de filtração. 
 
Figura 20 - Anel ou argola 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Suporte universal – Utilizado em operações como: fi ltração, 
suporte para condensador, bureta, sistemas de destilação etc. Serve 
também para sustentar peças em geral. 
 
 
45 
 
Figura 21 - Suporte universal com garra 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
Outra atividade que você certamente irá realizar é o aquecimento. Para isso, 
materiais como o bico de bunsen, tela de amianto, tripé, pinças de madeira, tubos 
de ensaio, peças de porcelana, entre outros, podem ser usados. 
 
 Bico de Bünsen – É a fonte de aquecimento mais utilizadaem 
laboratório. Pode ser substituído pelas mantas e chapas de 
aquecimento. Normalmente, o bico de Bunsen queima gás natural 
ou, alternativamente, um GPL, tal como propano ou butano, ou uma 
mistura de ambos. 
 
Figura 22 - Bico de Bünsen 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 
46 
 
 Tela de amianto – Suporte para as peças a serem aquecidas. A 
função do amianto é distribuir uniformemente o calor recebido pelo 
bico de Bunsen. 
 
Figura 23 - Tela de amianto 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Tripé – Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em 
vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a tela 
de amianto. 
 
Figura 24 - Tela de amianto 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Pinça de madeira – Usada para prender o tubo de ensaio durante 
aquecimento 
 
 
47 
 
Figura 25 – Pinça de madeira 
 
Fonte:<http://www.bvp.com.br/imagens/produtos/00042_g.jpg>. Acesso em: 10 nov. 
2009. 
 Tubo de ensaio – Empregado para fazer reações em pequena 
escala. Pode ser aquecido com movimentos circulares e, com 
cuidado, diretamente sob a chama do bico de Bünsen. 
 
Figura 26 - Tubos de ensaio 
 
Fonte: <http://www.casaamericana.com.br/images/Tubo%20de%20ensaio.JPG>. Acesso 
em: 13 nov. 2009. 
 Cadinho – Peça geralmente de porcelana cuja utilidade é aquecer 
substâncias a seco e com grande intensidade; por isso, pode ser 
levado diretamente ao bico de Bünsen. 
 
 
 
 
 
 
48 
 
Figura 27 - Cadinhos 
 
Fonte: <http://img.alibaba.com/photo/235895599/Oxide_ceramics_Crucible.jpg>. Acesso 
em: 10 nov. 2009. 
Outros materiais podem ser utilizados nas diversas atividades que você 
pretende realizar em um laboratório, como erleymeyer, supote de tubo de ensaio, 
almofariz com pistilo etc. 
 
 Erlenmeyer – Utilizado em titulações, aquecimento de líquidos e 
para dissolver substâncias e realizar reações entre soluções. 
 
Figura 28 - Erlenmeyer 
 
Fonte:<http://www.nebraskabiopro.com/contents/media/l_250ml%20erlenmeyer.jpg>. 
Acesso em: 10 nov. 2009. 
 
49 
 
 Almofariz com pistilo – Usado na trituração e pulverização de 
sólidos. Geralmente são de porcelana ou vidro e contêm um pistilo 
(tipo pilãozinho). 
 
 
Figura 29 - Almofarizcom pistilo 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Estante para tubo de ensaio – É usada como suporte de tubos de 
ensaio. 
 
Figura 30 - Estante para tubos de ensaio 
 
Fonte: <http://z.about.com/d/chemistry/1/0/5/o/testtubes.jpg>. Acesso em: 13 nov. 2009. 
 
 
50 
 
 
 
 Condensador– Utilizado na destilação, tem como finalidade 
condensar vapores gerados pelo aquecimento de líquidos. 
 
Figura 31 - Condensador 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
Garra de condensador – Usada para prender o condensador à haste do 
suporte ou outras peças como balões, erlenmeyers etc. 
 
Figura 32 - Garra de condensador 
 
Fonte:<http://1.bp.blogspot.com/_1QL_1zotCqw/SExmU_RDldI/AAAAAAAAAlw/qFx4vwu
41hI/s400/P6060218.JPG>. Acesso em: 10 nov. 2009. 
 
 
51 
 
 Pinça metálica – Usada para manipular objetos aquecidos. 
 
Figura 33 - Pinça metálica 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Pisseta ou frasco lavador – Usada para lavagens de materiais 
através de jatos de água, álcool ou outros solventes. 
 
Figura 34 - Pisseta ou frasco lavador 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Dessecador – Usado para retirar a umidade de substâncias. Para 
isso, utiliza-se o vácuo. 
 
 
 
 
52 
 
Figura 35 - Dessecador 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Bagueta ou bastão de vidro – Haste de vidro com que se agitam 
misturas, facilitando reações. 
 
Figura 36 - Bagueta ou bastão de vidro 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
5.2.2 Equipamentos 
No laboratório, você também vai encontrar equipamentos básicos, como 
balança analítica, capela, destilador, estufa, entre outros. 
 
Balança analítica – Usada para pesagem de materiais com precisão. 
 
53 
 
 
Figura 37 - Balança analítica 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Chapa elétrica e agitador – Atualmente, representa a forma mais 
comum e segura de aquecimento de substâncias em um laboratório. 
Pode ser também utilizada para agitamento de soluções, aquecidas 
ou não. 
 
Figura 38 - Chapa elétrica com agitador 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 
 
 Destilador – Equipamento utilizado para purifi cação de líquidos. 
 
54 
 
 
Figura 39 – Destilador simples 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
 Capela – Utilizada para o preparo de soluções ou procedimentos que 
envolvam liberação de gases. 
 
 
Figura 40 - Capela sendo utilizada 
 
Fonte: <http://www.expolabor.com.br/upload/pages/Image/vidy/capela.jpg>. Acesso em: 
10 nov. 2009. 
 
 
55 
 
 Estufa – A estufa é um equipamento usado para secar materiais, 
principalmente vidraria. 
 
Figura 41 - Estufa 
 
Fonte: Souza et al. (2011) 
6 CONCEITOS BÁSICOS DA QUÍMICA 
6.1 Classificação da matéria: propriedades físicas e químicas da 
matéria 
Pare um instante e observe os objetos ao seu redor: roupas, alimentos, 
prédios, casas, meios de transporte, árvores e outras muitas coisas que você 
encontra de forma natural no meio ambiente ou ainda outras que foram 
desenvolvidas pelo ser humano. Os materiais pensados e desenvolvidos pelo 
homem só se tornaram possível por meio do estudo dos materiais (Chang, 2010). 
Na história da ciência, o estabelecimento de alguns conceitos foi decisivo 
para os progressos nas mais diversas áreas do conhecimento humano. Entre tais 
conceitos estão o de substância química e o de mistura, ambos apresentados neste 
capítulo (CHANG, 2010). 
Se um químico tem uma amostra de certo material e precisa decidir se ela 
é formada por uma substância pura ou se é uma mistura de duas ou mais 
substâncias, ele pode realizar determinações das propriedades físicas e químicas 
desse material. Com base nessas propriedades a decisão correta pode ser tomada. 
 
56 
 
Dentre essas propriedades que permitem diferenciar substâncias puras de misturas 
estão o ponto de fusão, o ponto de ebulição, a densidade e a combustibilidade do 
material, propriedades que serão apresentadas e discutidas no decorrer deste 
capítulo (CHANG, 2010). 
 
6.1.1 Química: a ciência que estuda a matéria 
O nosso organismo, o alimento que ingerimos, os medicamentos, as nossas 
roupas ou o ar que espiramos são exemplo de matéria. Em consenso, a matéria é 
definida como tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço (BRADY; RUSSEL; 
HOLUM, 2002). Preste atenção na palavra massa que utilizamos na frase para 
definir matéria. Essas duas palavras frequentemente são empregadas como se 
fossem sinônimos, o que é incorreto, pois referem-se a coisas diferentes. Pode-se 
assim generalizar que todos os seres e objetos que fazem parte de nosso universo 
são feitos de matéria (CHANG, 2010). 
É importante que você tenha clareza que a palavra massa em vez de peso 
é mais correta, pois massa é a quantidade de matéria que existe em um objeto, 
enquanto peso é a força que atua sobre um objeto quando ele está em um 
determinado campo gravitacional. Pode-se fazer uma simples comparação para que 
você entenda conceitualmente a diferença entre massa e peso. Uma maçã é 
constituída de átomos e moléculas (pequenas partículas) que, agregadas, formam 
uma certa quantidade de matéria e, assim, têm uma certa massa que é 
independente de sua localização. Entretanto, o peso da maçã pode variar. 
Considerando que a fruta esteja na lua, o peso dela pode ser seis vezes menor que 
seu peso na superfície do planeta Terra. Por isso sempre utilize a palavra massa 
quando expressar quantidade de matéria em um objeto (CHANG, 2010). 
Quando observamos uma amostra de matéria, ela pode estar em um ou 
mais dentre três diferentes estados físicos: sólido, líquido e gasoso. A água, uma 
substância muito importante dentro do estudo da matéria, pode existir na forma de 
gelo (sólido), na forma de água líquida ou como vapor (gás). A forma de 
 
57 
 
apresentação da água dependeda temperatura e da pressão no ambiente. Embora 
a aparência física desses três estados da água seja bastante diferente, a estrutura 
química da água (H2 O) é a mesma em todos eles, apenas a organização molecular 
e a distância entre as moléculas são diferentes. Um quarto possível estado de 
matéria, chamado de plasma, está relacionado com o estado gasoso e existe sob 
condições especiais. A matéria no estado de plasma é obtida por meio do 
superaquecimento de um gás, causando o rompimento de moléculas, produzindo 
íons e elétrons neutros entre si (CHANG, 2010). 
A Figura 42 representa uma situação bastante comum nas regiões de 
temperaturas mais amenas, na qual a água se apresenta nos estados sólido, líquido 
e gasoso (CHANG, 2010). 
 
Figura 42 - O iceberg, o mar a sua volta e as nuvens em seu horizonte são 
todos compostos pela mesma substância, a água. Eles ilustram os estados sólido, 
líquido e gasoso, respectivamente. 
 
Fonte: Andrea Danti/Shutterstock.com; gritsalak karalak/Shutterstock.com. 
Os sólidos ocupam porções definidas do espaço. Eles geralmente têm 
formas rígidas que resistem a variações. Os sólidos só podem ser comprimidos, ou 
seja, pressionados para ocupar menor espaço, com ligeira alteração de volume. 
 
58 
 
Eles também expandem, ou seja, ocupam maior volume de forma ligeira quando 
aquecidos. Exemplos de sólidos à temperatura ambiente (25 ºC e 1 atm): madeira, 
rocha, osso, sal de cozinha (NaCl), ferro, entre outros (CHANG, 2010). 
Os líquidos também ocupam porções fixas do espaço, mas não têm formas 
rígidas, pois tomam forma dos seus recipientes, enchendo-os a partir do fundo, ou 
de sua base. Os líquidos podem ser comprimidos apenas ligeiramente e, quando 
aquecidos, eles expendem um pouco mais em comparação com os sólidos. São 
exemplos de líquidos em temperatura ambiente: leite, soro fisiológico, sangue, 
água, metal mercúrio, entre outros (CHANG, 2010). 
Os gases não ocupam porções definidas do espaço e não têm formas 
definidas. Ao contrário, eles expandem sem limite para encher de forma uniforme o 
espaço disponível. Os gases podem ser comprimidos para que ocupem volumes ou 
espaços muito pequenos. O ar que respiramos é uma mistura de várias substâncias 
gasosas, ou seja, o ar é um gás. Se você encher uma seringa de ar, fechar a saída 
e pressionar o embolo da seringa, perceberá que o embolo pressiona o ar, 
diminuindo substancialmente o volume ocupado. Vapor de água, oxigênio, neônio, 
hélio, entre outros são exemplos de gases à temperatura ambiente (CHANG, 2010). 
A matéria pode alterar sua forma quando é submetida a alterações de 
temperatura, mas não perde sua identidade, ou seja, apenas passa de um estado 
para outro. Isso quer dizer que, quando fornecemos ou removemos energia em 
forma de calor, podemos mudar a temperatura de uma substância e alterar o estado 
físico da matéria. 
O estado físico da matéria depende de um equilíbrio entre a energia cinética 
das partículas (agitação de moléculas e átomos), que tendem a se manter 
separadas, e as forças de atração entre elas, que tendem a aproximá-las (ligações 
intermoleculares) (BETTELHEIM et al., 2012). Em altas temperaturas, as moléculas 
têm alta energia cinética e se movimentam tão rápido que as forças de atração entre 
elas são muito fracas para mantê-las unidas, formado assim o estado gasoso. Em 
temperaturas mais baixas, as moléculas se movimentam tão lentamente que as 
forças de atração entre elas tornam-se significativas. Quando a temperatura é 
suficientemente baixa, um gás se condensa e forma um estado líquido. Moléculas 
 
59 
 
no estado líquido ainda passam umas pelas outras, mas se deslocam bem mais 
lentamente que no estado gasoso. Quando a temperatura é ainda mais baixa, a 
velocidade das moléculas não permite mais que elas passem umas pelas outras, 
formando o estado sólido. Neste, cada molécula tem um certo número de vizinhos 
mais próximos, os quais são sempre os mesmos (CHANG, 2010). 
É importante salientar que as forças entre as moléculas são as mesmas em 
todos os três estados. A diferença é que, no estado gasoso (e em menor grau no 
estado líquido), a energia cinética das moléculas é suficientemente grande para 
superar as forças de atração entre elas (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
A maior parte das substâncias pode existir em qualquer um dos três 
estados. De modo típico, um sólido, ao ser aquecido a uma temperatura 
suficientemente alta, se funde e se torna um líquido. A temperatura em que essa 
transformação ocorre é chamada de ponto de fusão. Aumentando o aquecimento, 
a temperatura sobe ao ponto em que o líquido ferve e torna-se um gás. Essa 
temperatura é chamada de ponto de ebulição. Entretanto, nem todas as substâncias 
podem existir nos três estados da matéria. A madeira e o papel, por exemplo, não 
podem ser fundidos. Quando aquecidos, ou se decompõem ou queimam 
(dependendo se estiverem na presença de ar), mas não se fundem. Outro exemplo 
é o açúcar, que não se funde quando aquecido, mas forma uma substância escura 
chamada caramelo (CHANG, 2010). 
 
6.1.2 Propriedades químicas da matéria 
As propriedades químicas das substâncias são as que estão associadas 
com as reações químicas: processos nos quais as distribuições eletrônicas ao redor 
dos núcleos das substâncias participantes são significativamente alteradas, sem 
variar a composição nuclear. Em uma reação química, as substâncias interagem 
entre si para formar outras substâncias totalmente diferentes, com propriedades 
também diferentes (ATKINS; JONES, 2018). Algumas vezes, mudanças que 
ocorrem numa reação podem ser bastante radicais ou não. Como exemplo, o 
 
60 
 
processo de formação de ferrugem quando o ferro reage em presença de água e 
ar, a decomposição da água em oxigênio e hidrogênio pelo processo de hidrólise, a 
combustão de um palito de fosforo, entre outros. 
As propriedades químicas exibem tendências mais acentuadas e podem ser 
relacionadas diretamente com as características atômicas. Observe na Figura 43a 
a interação entre o sódio e o cloro em uma reação química e como ao final do 
processo é formada uma nova substância, diferente das que interagiram 
inicialmente. 
 
Figura 43 - Reação química entre sódio e água. 
 
Fonte: Adaptada de (a) e (c) Sergey Merkulov/Shutterstock.com; (b) Zern 
Liew/Shutterstock.com 
O sódio é um metal. Como todos os outros metais, é um bom condutor 
elétrico e apresenta uma superfície brilhante. É um metal muito macio. Sendo fácil 
cortá-lo com uma faca comum. Ao reagir com a água a reação é violenta, liberando 
grande quantidade de calor e produzindo gás hidrogênio. Nessa reação também é 
formado o hidróxido de sódio, conhecido como soda cáustica, que corrói facilmente 
os tecidos do corpo humano. Perceba que para que possamos estudar as 
propriedades químicas da matéria, esta é destruída, como a realização da 
combustão do sódio em água. A combustão é uma propriedade química. Dentre as 
propriedades químicas podemos citar, ainda, o teste da chama representado na 
Figura 43b. Nesse teste, uma substância é introduzida em uma chama e quando 
aquecida suficientemente emite uma luz de coloração característica. Esse ensaio é 
utilizado para detectar a presença de íons metálicos em amostras, baseado no 
espectro de emissão de luz característico de cada elemento. Outros testes que 
investigam as propriedades químicas e se relacionam com a maneira como as 
 
61 
 
substâncias reagem umas com as outras é a partir da utilização de um indicador 
químico, ou indicador colorémico, entre eles: solução de iodo (para detecção de 
amido), licor de Fehling (para detecção de glicose), água de cal (detecção de dióxido 
de carbono), sulfato de cobre anidro (detecção de água), papel tornassol azul 
representado na Figura 43c (detecção de substâncias ácidas/básicas), entre outros. 
A seguir você encontra outros exemplos de reações químicas, como 
oxirredução, decomposição,combustão e síntese (CHANG, 2010). 
 
 Oxirredução 
 
A formação da ferrugem ocorre pela propriedade química de oxidação e 
redução de substâncias em uma reação química. Essa propriedade é um dos tipos 
mais importantes e comuns de reação química. A oxidação é a perda de elétrons 
para a substância que vai reagir com ela. A redução é o ganho de elétrons cedidos 
pela substância oxidada. Esse tipo de reação envolve a transferência de elétrons 
entre as substâncias. Você sabe que objetos de ferro ou aço, quando são expostos 
ao ar, enferrujam (o aço é na maior parte ferro, mas contém alguns outros elementos 
também). Ao enferrujar, o ferro é oxidado a uma mistura de óxidos de ferro. Pode-
se representar a reação principal da seguinte maneira (Figura 44). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
62 
 
Figura 44 - Reação principal da oxidação. 
 
Fonte: Adaptada de Inna Bigun/Shutterstock.com. 
Como vemos, o ferro sólido interage com oxigênio e forma óxido de ferro. 
 
 Decomposição 
 
As reações de decomposição são reações que consistem na transformação 
de um composto em outros compostos mais simples ou elementos. Compostos 
binários simples (compostos de dois elementos) podem ser decompostos em seus 
elementos. A água, por exemplo, é decomposta em moléculas de hidrogênio e 
oxigênio por uma corrente elétrica. Esse processo, chamado de eletrólise, é 
mostrado na Figura 45: 
 
 
 
 
 
 
63 
 
Figura 45 - Eletrólise 
 
Fonte: Adaptada de udaix/Shutterstock.com. 
 Combustão 
 
Uma reação de combustão envolve a queima de alguma substância. Como 
exemplo, os combustíveis, como gasolina, óleo diesel, óleo combustível, gás 
natural, carvão madeira, papel, entre outros. Todo esse material contém carbono, 
exceto o carvão, e também têm hidrogênio. Se a combustão for completa, o carbono 
reage com oxigênio, com ajuda de uma fonte de energia externa, fogo de um palito 
de fósforo ou faísca da bateria de um carro, e o transforma em CO2 , gás carbônico; 
o hidrogênio será transformado em água e ocorre liberação de energia em forma de 
calor e luz. A interação de carbono e hidrogênio ocorre com oxigênio do ar (CHANG, 
2010). 
 
 
 
 
64 
 
 
 Síntese 
 
As reações de síntese são reações nas quais duas ou mais substâncias se 
combinam para formar uma outra substância. A síntese da amônia é um exemplo 
de uma reação de combinação. Nesse caso, dois elementos, nitrogênio e 
hidrogênio, se combinam para formar amônia. A reação química está representada 
a seguir. 
 
N2 + 3 H2 → NH3 
 
6.2 Diferença entre mistura homogênea e heterogênea de substâncias 
puras 
Neste estudo, é importante que você tenha clareza do que é uma substância 
química, uma vez que essa expressão é essencial no estudo da química. Uma 
substância é definida como uma porção de matéria que tem propriedades bem 
definidas e que lhe são características. Anteriormente, já abordamos propriedades 
físicas e químicas que são próprias de algumas substâncias. Dentre elas, estão o 
ponto de fusão, o ponto de ebulição, a densidade, o fato de ser inflamável ou não, 
a cor, o odor, entre outras. Duas substâncias diferentes podem, eventualmente, ter 
algumas propriedades iguais, mas nunca todas elas. Caso aconteça de todas as 
propriedades de duas substâncias serem iguais, então elas são, na verdade, a 
mesma substância (CHANG, 2010). 
Na Figura 46 são mostrados exemplos de substâncias e são mencionadas 
algumas de suas propriedades. 
 
 
 
 
 
 
65 
 
 
Figura 46 - Substâncias químicas e suas propriedades. 
 
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2018); (a) wasanajai/Shutterstock.com; (b) Aleksandr 
Pobedimskiy/ Shutterstock.com; (c) THERDSAK SUPAWONG/Shutterstock.com. 
 
6.2.1 Substâncias puras x misturas 
A água tem densidade 1,00 g/cm³ e o cloreto de sódio 2,17 g/cm³. Ao 
acrescentar cloreto de sódio à água e mexer, obtém-se uma mistura cuja densidade 
é diferente da dos dois componentes isolados. Analise o Quadro 4, que ajuda a 
esclarecer esse ponto (CHANG, 2010). 
 
Quadro 04 - Densidade de algumas misturas de água e cloreto de sódio 
 
Fonte: Adaptado de Furniss et al. (1987) 
 
66 
 
Como se pode perceber, qualquer mistura de água e cloreto de sódio tem 
uma densidade tal que não lhe permite ser classificada nem como água pura nem 
como sal. 
Verifica-se experimentalmente que uma mistura de água e cloreto de sódio, 
colocada num congelador, não congela a 0 ºC. Esse sistema inicia seu 
congelamento abaixo de 0 ºC (o valor exato depende do teor de sal) e a temperatura 
não permanece constante durante o congelamento, mas diminui gradualmente. 
Quando aquecida, verifica-se que o sistema não entra em ebulição a 100 
ºC. Ele começa a ferver acima de 100 ºC (assim como no congelamento, a TE de 
pende do teor de sal) e a temperatura não permanece constante durante a ebulição, 
mas aumenta progressivamente, como visto anteriormente. 
Você pode perceber, portanto, que uma mistura de água e cloreto de sódio 
tem propriedades que não são características da água nem do sal. Em posse de 
todas essas análises e constatações, podemos estabelecer uma importante 
diferença entre substância pura e mistura. Uma substância pura, como o próprio 
nome diz, está pura, ou seja, não está misturada com outra substância ou com 
outras substâncias. Em geral, quando um químico se refere, por exemplo, à 
substância água, ele está deixando subentendido que se refere à substância pura 
água. Já uma mistura é uma porção de matéria que corresponde à adição de duas 
ou mais substâncias puras (ATKINS; JONES, 2018). A partir do memento em que 
elas são adicionadas, deixam obviamente de ser consideradas sustâncias puras. 
Elas passam a ser as substâncias componentes da mistura que forma um sistema. 
Veja a seguir outros exemplos de misturas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
67 
 
Figura 47 - Chá com açúcar. 
 
Fonte: Tro (2017, p. 9). 
6.2.2 Mistura homogênea e heterogênea 
A natureza apresenta uma grande diversidade de materiais. É preciso 
analisar a composição e as propriedades desses materiais para que eles possam 
ser utilizados ou transformados nos mais diversos objetos. Para facilitar a análise 
dos materiais, os cientistas delimitaram uma porção do universo que será o foco da 
análise e receberá o nome de sistema. Dessa forma, vamos chamar uma mistura 
de 2 ou mais substâncias de sistema. Como no estudo acima, a mistura de água e 
sal passará a ser chamada de sistema água e sal (CHANG, 2010). 
Sempre é bom ressaltar que o estado de um sistema é descrito pelas 
propriedades gerais e especificas dos materiais que o compõem, incluindo as 
condições de pressão e de temperatura em que se encontram (CHANG, 2010). 
Um sistema pode ser classificado como homogêneo ou heterogêneo, 
dependendo do seu aspecto. Uma porção de água filtrada apresenta um único 
aspecto em todos os seus pontos e, por isso, corresponde a um sistema 
homogêneo. Um pedaço de madeira não apresenta aspecto uniforme em sua 
extensão e corresponde a um sistema heterogêneo. Cada um dos diferentes 
 
68 
 
aspectos observados em um sistema é chamado de fase. Fase é uma porção do 
sistema que apresenta as mesmas características em todos os seus pontos, sendo, 
portanto, de aspectos uniformes mesmo quando observada no microscópio comum. 
O sistema homogêneo apresenta aspecto uniforme e as mesmas 
características em toda a sua extensão. Esse sistema é monofásico (constituído por 
uma única fase) (ATKINS; JONES, 2018). O sistema heterogêneo apresenta 
aspectos e características diferentes em sua extensão. Esse sistema pode ser 
formado por duas fases (bifásico), três fases (trifásico) ou mais (polifásico) (ATKINS; 
JONES, 2018). A Figura 48 apresenta dois exemplos de sistemas: a gasolina é um 
exemplo de sistema homogêneo formado por hidrocarbonetos que têm de 6 a 10 
átomos de carbono e etanol. Já o granito é exemplo de sistema heterogêneo 
formado por concentraçõesdiferentes de minerais na pedra (CHANG, 2010). 
 
Figura 48 - Sistema homogêneo e heterogêneo: (a) gasolina e (b) granito. 
 
Fonte: H_Ko/Shutterstock.com; michal812/Shutterstock.com. 
 
Apesar de a classificação visual ser da maior importância para definir se um 
sistema é homogêneo ou heterogêneo, a observação a olho nu nem sempre é 
confiável. O leite, por exemplo, tem pequenas porções de gordura dispersas no 
líquido, tornando-se, portanto, de um sistema heterogêneo (CHANG, 2010). 
Os sistemas homogêneos e heterogêneos podem se apresentar nos três 
estados físicos da matéria. Por isso existem os sistemas homogêneos sólidos. As 
ligas metálicas são misturas sólidas e homogêneas. Latão (compostos por cobre + 
 
69 
 
zinco), bronze (mistura de cobre e estanho) e aço (mistura de ferro e carbono) são 
alguns exemplos de ligas metálicas. 
O ar atmosférico também constitui um sistema homogêneo, entretanto, 
gasoso. Ele é formado, principalmente, por nitrogênio, oxigênio e argônio. Nele 
também são encontrados outros gases (como o gás carbônico) em pequenas 
concentrações. É importante ressaltar que todos os sistemas gasosos são 
homogêneos. Mesmo que um dos gases seja colorido, depois de algum tempo as 
substâncias gasosas se misturam uniformemente, formando uma mistura 
homogênea (CHANG, 2010). 
No Quadro 05 estão relacionados outros sistemas e sua classificação. 
 
Quadro 05 - Misturas homogêneas e misturas heterogêneas 
 
 
Fonte: Chang (2010). 
 
70 
 
7 MOLÉCULAS, ÍONS, FÓRMULAS QUÍMICAS E FÓRMULAS DOS 
COMPOSTOS IÔNICOS 
Os átomos de um mesmo elemento químico ou de elementos diferentes que 
combinam entre si (com exceção dos gases nobres, encontrados como átomos 
isolados) dão origem a inúmeras substâncias químicas que existem na natureza ou 
que são desenvolvidas pelo homem. As unidades fundamentais que compõem uma 
substância são constituídas por agrupamentos de átomos ou íons que se ligam por 
meio de ligações químicas, originando os compostos moleculares e os compostos 
orgânicos (CHANG, 2010). 
As combinações entre átomos, em uma classificação geral e ampla, são de 
dois tipos: átomos podem compartilhar elétrons ou pode haver transferência de um 
ou mais elétrons de um átomo para outro. É esse o princípio que diferencia e 
classifica o composto oxigênio (O2 ), essencial para a respiração humana como 
molecular, do sal de cozinha ou do cloreto de sódio (NaCl), importante no equilíbrio 
celular do corpo humano como composto iônico. 
 
7.1 Moléculas e íons 
Na natureza, a matéria é composta pela união de átomos, ou seja, os 
átomos não se encontram isolados no universo, com exceção dos gases, raros ou 
inertes (recebem o nome de gases nobres porque não apresentam tendência em 
reagir com outros átomos e têm alta estabilidade), cujos compostos são formados 
de átomos (CHANG, 2010). 
Quando 2 átomos se combinam, formam aquilo que chamamos de ligação 
química. A ligação é uma força que mantém os átomos unidos. Para formar uma 
ligação química, os átomos devem se aproximar uns dos outros. Seu mais íntimo 
contato é feito por elétrons dos níveis mais externos. É por essa razão que os 
elétrons mais externos determinam o comportamento químico de um átomo. O 
átomo pode compartilhar, perder ou ganhar elétrons para formar as ligações 
 
71 
 
químicas que dão origem a compostos iônicos e moleculares (CHANG; GOLDSBY, 
2013). 
A natureza dos átomos envolvidos determina qual dessas três 
possibilidades ocorrerá. Na maioria dos casos, o resultado de compartilhamento, 
perda ou ganho de elétrons é produzir átomos que têm níveis energéticos externos 
iguais aos dos gases nobres. Nesses elementos, o nível energético externo contém 
geralmente 8 elétrons (2 no subnível s e 6 no subnível p). Esse resultado é base 
para a regra do octeto. A regra do octeto estabelece que átomos tendem a se 
combinar de tal modo que cada um adquire um nível mais externo contendo 8 
elétrons depois de formar a ligação química (KOTZ et al., 2016). 
Antes de entrarmos nas principais ligações químicas que caracterizam 
moléculas e íons, vamos conhecer a teoria do octeto com mais detalhes. 
Considerando que a eletrosfera é a parte mais externa dos átomos e o 
núcleo é muito pequeno, parece razoável ser a eletrosfera que atua na combinação 
dos átomos. E já que os gases não tendem a se combinar, tudo indica que ter uma 
eletrosfera semelhante à de um gás nobre permite a um átomo estabilizar-se. 
Assim, para entender como funcionam as ligações entre os átomos, é 
importante analisar a eletrosfera dos gases nobres, já que eles parecem ser a chave 
para entender a questão. No Quadro 06, está representada a distribuição eletrônica 
dos gases nobres. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
72 
 
Quadro 06 - Distribuição eletrônica dos gases nobres 
 
Fonte: Chang e Goldsby (2013). 
Ao contrário de todos os outros elementos, os gases nobres apresentam na 
última camada contendo 8 elétrons, com exceção do hélio, no qual a última camada 
só comporta 2 elétrons. Tudo indica, portanto, que ter 8 elétrons na última camada 
(ou 2, caso seja da camada K) faz com que o átomo fique estável. Dessa forma, os 
átomos não estáveis se unem uns aos outros a fim de adquirir essa configuração 
eletrônica de estabilidade, dando origem às ligações químicas que formam 
compostos moleculares e compostos iônicos (CHANG, 2010). 
 
7.1.1 Moléculas e ligação covalente 
As moléculas constituem as menores unidades identificáveis, nas quais 
algumas substâncias puras, como o açúcar e a água, podem ser divididas e ainda 
manter as composições e as propriedades químicas das substâncias. Tais 
substâncias são compostas por moléculas idênticas que consistem em 2 ou mais 
átomos fortemente ligados. As moléculas são constituídas de átomos unidos 
 
73 
 
exclusiva ou predominantemente por ligações covalentes entre átomos não metais 
(SOLOMONS; FRYHLE; SNYDER, 2018). Entretanto, como essa ligação acontece? 
Analise você inicialmente o caso da substância Cl2 . Procurando o elemento 
cloro na tabela periódica, determinamos quantos elétrons seus átomos apresentam 
na camada de valência, ou seja, na última camada (CHANG, 2010). 
 
 
O átomo de cloro precisa de mais 1 elétron para adquirir eletrosfera 
semelhante à do gás nobre argônio, ou seja, 8 elétrons na camada de valência (Z = 
18). 
Foi proposto que, na substância Cl2 , os átomos se mantêm unidos porque 
suas eletrosferas compartilham alguns elétrons, isto é, fazem uso comum da 
quantidade de elétrons necessária para que passem a ter eletrosfera semelhante à 
de um gás nobre. Na representação seguinte (Figura 49), as bolinhas pretas 
representam os elétrons da camada de valência. As circunferências representam a 
eletrosfera dos átomos. Essa forma de representação é conhecida como estrutura 
de Lewis (CHANG, 2010). 
 
Figura 49 - Representação do compartilhamento de elétrons entre os 
átomos que formam a substância Cl2 . Apenas os elétrons da camada de valência 
foram indicados por meio de bolinhas. 
 
Fonte: Adaptada de Kotz et al. (2016). 
 
74 
 
Nenhum dos átomos envolvidos perdeu ou recebeu elétrons. Em razão do 
compartilhamento de elétrons, todos passaram a ter, em suas eletrosferas, números 
de elétrons iguais aos dos gases nobres. Quando átomos se unem por 
compartilhamento de elétrons, dizemos que entre eles se estabelece uma ligação 
covalente. Os grupos de átomos unidos por ligação covalente são denominados 
moléculas (KOTZ et al., 2016). 
A seguir você pode analisar os casos das substâncias moleculares H2 , O2 
e N2 
7.1.2 Íons e a ligação iônica 
Como você já sabe, entre as partículas que formam o átomo (elétrons, 
nêutrons e prótons), os elétrons têm cargas negativas e os prótons carga positiva. 
Dessa forma, se o número de elétrons for igual ao número de prótons, a carga total 
o átomo será nula, ou zero. Isso porque a carga positiva de cada próton serácompensada pela carga negativa de 1 elétron correspondente. Dizemos que um 
átomo nessa situação está eletricamente neutro (KOTZ et al., 2016). 
Com o avanço da ciência, descobriu-se que em determinadas 
circunstâncias os átomos podem ganhar ou perder elétrons. Quando isso acontece, 
sua carga total deixa de ser zero, ou seja, o átomo deixa de ser eletricamente neutro 
e passa a ser dotado de carga elétrica. Dizemos que o átomo se transformou em 
um íon. Entretanto, quando um átomo se transforma em íon, seu núcleo permanece 
inalterado. Se um átomo eletricamente neutro recebe elétrons, passa a ficar com 
excesso de cargas negativas, ou seja, transforma-se em 1 íon negativo. O íon 
negativo é chamado de ânion. Por outro lado, se um átomo eletricamente neutro 
perde elétrons, passa a apresentar excesso de prótons, isto é, transforma-se em 
um íon positivo. O íon positivo é chamado de cátion (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Para que você entenda melhor, considere os seguintes exemplos. Agora 
vamos analisar a formação do composto iônico cloreto de sódio (NaCl) a partir de 
seus átomos neutros Na (sódio) e Cl (cloro). 
 
 
75 
 
 
 
 
Ambos não estão estáveis, pois não apresentam 8 elétrons na camada de 
valência, de acordo com a regra do octeto. Contudo, se houver uma transferência 
de 1 elétron do sódio para o cloro, ambos atingirão a estabilidade. 
 
Ambos adquirem a estabilidade, pois ficam com 8 elétrons na última 
camada. Esse processo pode ser esquematizado simplificadamente (Figura 50), 
representando-se por bolinhas os elétrons da camada de valência ao redor do 
símbolo do elemento químico, como realizado para as ligações covalentes. 
 
 
Figura 50 - Representação do átomo de sódio que doa um elétron ao 
átomo de cloro que recebe um elétron. Sódio passa a ser cátion com carga 
positiva e cloro passa a ser ânion com carga negativa para formar o cloreto de 
sódio. Essa forma de representação é chamada de estrutura de Lewis. Nela são 
representados todos os pares de elétrons ligantes como ligações simples, duplas 
ou triplas e todos os elétrons não ligantes como pares de pontos. 
 
Fonte: Chang (2010). 
 
 
 
76 
 
Os íons Na+ e Cl- têm cargas opostas, portanto se atraem mutuamente. 
Essa atração mantém os íons unidos, formando uma substância muito conhecida, 
o cloreto de sódio, principal componente do sal de cozinha, representado pela 
fórmula NaCl. Tal união é chamada de ligação iônica. Perceba que todos os 
exemplos de ligação iônica envolveram pelo menos 1 átomo de elemento ametal e 
1 átomo de um elemento do grupo dos metais, por isso podemos dizer que a ligação 
iônica ocorre entre átomos de metais e ametais (CHANG, 2010). 
Se conseguíssemos ampliar um cristal de sal presente num saleiro, você 
veria um arranjo retangular de cátions Na+ e ânions Cl-, chamado de retículo 
cristalino iônico, como representado na Figura 51. 
 
Figura 51 - Retículo cristalino de cloreto de sódio. 
 
Fonte: Retículo cristalino de cloreto de sódio. 
O cloreto de sódio é apenas um exemplo de composto iônico, ou seja, um 
composto formado por íons. De modo geral, sempre que um elemento que necessite 
doar elétrons para se estabilizar se unir a outro, que necessite recebê-los, a união 
se dará por ligação iônica. Veja mais dois exemplos de compostos iônicos, formados 
por íons Ca2+ e F- ; Al3+ e O2-: 
 
 
 
77 
 
Note que em uma ligação iônica ocorre a formação de íons cátion e ânion 
pela perda e ganho de elétrons, enquanto na ligação covalente para formação de 
moléculas ocorre apenas o compartilhamento dos elétrons (não ocorre perda e 
ganho de elétrons) para completar 8 elétrons na camada de valência e se tornar 
estável. 
 
7.2 Fórmulas químicas 
No estudo da matéria, as fórmulas químicas são utilizadas para representar 
o conjunto de átomos de elementos químicos que compõem as moléculas e os 
compostos iônicos (CHANG; GOLDSBY, 2013). As fórmulas químicas são 
consideradas símbolos químicos utilizados universalmente na ciência por químicos, 
ou seja, se uma pesquisa é realizada no Brasil ou nos Estados Unidos da América, 
a utilização e a consequente compreensão dos símbolos químicos serão as 
mesmas (CHANG, 2010). 
Todas as substâncias são formadas por átomos. As substâncias simples 
são formadas por átomos de um único elemento químico como oxigênio (O2 ) e as 
substâncias compostas são formadas por átomos de dois ou mais elementos 
diferentes. Você deve conhecer bem a fórmula química da água, H2 O. A partir dela 
você sabe que a molécula de água é composta por oxigênio e hidrogênio. Porém, 
perceba que fórmula química não apresenta apenas os elementos que fazem parte 
de sua composição, mas também o número de ocorrência de cada tipo de átomos 
combinados. Na fórmula da água temos 1 oxigênio combinado com 2 hidrogênios. 
Em muitos casos há mais de uma maneira de se escrever a fórmula química 
de um composto. Você vai conhecer as três formas mais comuns de representar as 
fórmulas químicas: as fórmulas moleculares, as fórmulas estruturais e as fórmulas 
empíricas (CHANG, 2010). 
 
 
78 
 
7.2.1 Fórmulas moleculares 
Em um composto, a fórmula molecular escrita fornece o número de átomos 
de cada elemento da molécula (ATKINS; JONES, 2018). Esse tipo de fórmula 
química é o mais comum e utilizado nos registros químicos. Nas discussões 
anteriores, você já se deparou com a fórmula molecular do hidrogênio, representado 
por H2 , ou seja, 2 átomos de hidrogênios ligados, a fórmula molecular do oxigênio, 
representado por O2 , 2 átomos de oxigênio, entre outras. 
Vamos analisar a fórmula molecular do composto orgânico, ureia. A fórmula 
química que representa esse composto é CH4 N2 O (Figura 52a). Essa 
representação mostra que cada molécula de ureia contém um átomo de carbono, 4 
átomos de hidrogênio, 2 átomos de nitrogênio e, por fim, um átomo de oxigênio. É 
importante destacar que na fórmula molecular os números subscritos (índice 
numérico) logo após a representação do átomo do elemento químico, representa o 
número de átomos de um elemento presente (CHANG; GOLDSBY, 2013). Desta 
forma perceba que os números de átomos de hidrogênio e nitrogênio correspondem 
aos seus respectivos números subscritos na fórmula da ureia. Quando não há 
indicação de índice como no átomo de carbono e oxigênio, representa que a 
composta ureia contém um átomo de cada elemento e, portanto, o número 1 é 
ocultado na fórmula molecular. 
 
Figura 52 - Ureia. 
 
Fonte: Adaptada de Orange Deer studio/Shutterstock.com. 
 
79 
 
7.2.2 Fórmulas estruturais 
A fórmula estrutural de um composto descreve como os átomos de uma 
fórmula molecular se ligam entre si para formar a molécula (CHANG; GOLDSBY, 
2013). Retorne ao exemplo da ureia (CH4 N2 O). Já sabemos o número de átomos 
de carbono, hidrogênio, nitrogênio e oxigênio que estão envolvidos. Para montar a 
fórmula estrutural, precisamos avaliar como os átomos irão se comportar ao 
compartilhar elétrons uns com os outros, pois o composto é molecular e compartilha 
elétrons formando uma ligação covalente. Nessa estrutura não temos a formação 
de íons (CHANG, 2010). 
 Sabemos que cada hidrogênio pode compartilhar 1 elétron, o carbono pode 
compartilhar 4 elétrons, cada nitrogênio pode compartilhar 3 elétrons e o oxigênio 
pode compartilhar 1 elétron. Esse compartilhamento de elétrons deixa cada átomo 
com 8 elétrons na camada de valência, se tornando estável. A partir dessa 
observação, podemos montar a fórmula estrutural do composto CH4 N2 O. A Figura 
6b representa a fórmula estrutural do composto e um traço entre dois símbolos 
atômicos representa uma ligação química, ou seja, o compartilhamento de elétrons 
em uma ligação covalente. Como o carbono fará maior número de 
compartilhamento de elétrons, ele será o átomo central que compartilhará 2 elétrons 
com o oxigênio, e um elétron com cada nitrogênio. Assim o carbono e o oxigênio 
ficam com 8 elétronsem suas camadas de valência. Cada nitrogênio ainda 
consegue compartilhar um elétron com cada hidrogênio, ficando também estável. 
Note que o hidrogênio, para ficar estável, necessita apenas de 2 elétrons em sua 
camada de valência. 
Veja a seguir, na Figura 53, outros exemplos de compostos com suas 
fórmulas moleculares e estruturais: 
 
 
 
 
 
 
80 
 
Figura 53 - Compostos com suas fórmulas moleculares e estruturais. 
 
Fonte: SAGAH (2020) 
As fórmulas estruturais dos compostos iônicos em geral não têm segredo, 
pois como todas as substâncias são eletricamente neutras, os componentes em um 
composto iônico sempre aparecem em um número tal que a carga positiva total é 
idêntica à carga negativa total. Por esse motivo que escrevemos NaCl para a 
fórmula do cloreto de sódio, pois a razão 1/1 do Na+ para o Cl- resulta em um 
sistema eletricamente neutro. Veja na Figura 54 a seguir exemplos de substâncias 
iônicas e suas fórmulas estruturais: 
 
Figura 54 - Substâncias iônicas e suas fórmulas estruturais. 
 
Fonte: SAGAH (2020) 
 
 
 
81 
 
7.2.3 Fórmulas empíricas 
Para explicar a fórmula empírica, vamos utilizar o composto glicose de 
fórmula molecular C6 H12O6 , um dos carboidratos mais importantes na biologia. 
Analisando a fórmula molecular, percebemos que a razão do número entre os 
átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio é 6:12:6 ou ainda mais simples 1:2:1. 
Dessa forma, a fórmula empírica para a glicose é CH2 O. O conceito para a fórmula 
química empírica determina apenas quais os elementos no composto e a razão mais 
simples em números inteiros entre eles, mas não o número de átomos real em um 
determinado composto (ATKINS; JONES, 2018). 
Você pode analisar no Quadro 7 outros exemplos de compostos que têm 
fórmula empírica diferente da fórmula molecular (CHANG, 2010). 
 
Quadro 07 - Fórmula molecular e fórmula empírica de substâncias 
químicas 
 
Fonte: Fórmula molecular e fórmula empírica de substâncias químicas 
Nos exemplos citados no Quadro 07 você deve ter se perguntado: as 
fórmulas empíricas do ácido lático, do ácido acético, do formaldeído e da glicose 
citada anteriormente são as mesmas? A resposta é sim. Embora a razão de carbono 
hidrogênio e oxigênio seja 1:2:1, que seja na fórmula molecular de cada composto, 
ou na fórmula empírica (CH2 O), apenas a fórmula molecular apresenta o número 
verdadeiro de átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio que compõem cada um 
dos compostos. Isso pode ocorrer porque as fórmulas empíricas são as fórmulas 
 
82 
 
químicas mais simples, sendo escritas ao reduzir os índices das fórmulas 
moleculares aos números inteiros menores possíveis (ATKINS; JONES, 2018). 
Sempre que sabemos a fórmula molecular do composto, podemos descobrir a 
fórmula empírica, entretanto, descobrir a fórmula molecular a partir da fórmula 
empírica não se torna possível (CHANG, 2010). 
As fórmulas empíricas dos compostos iônicos são, em geral, as mesmas 
que sua fórmula química. Isso porque já são expressas em sua forma mais simples 
e não são formadas por unidades moleculares distintas. 
 
7.3 Representação das fórmulas moleculares e empíricas e dos 
compostos iônicos 
7.3.1 Representação das fórmulas moleculares e empíricas 
 
A ligação covalente é típica de substâncias que contêm em sua composição 
átomos de elementos não metálicos, como os compostos moleculares ou os 
compostos orgânicos. O número de ligações covalente depende da posição do 
elemento na tabela periódica, pois está relacionado ao número de elétrons na 
camada de valência. Quanto maior for o número de elétrons faltantes para 
completar 8 elétrons na camada de valência, maior será o número de ligações 
covalentes possíveis (ATKINS; JONES, 2018). 
O número de átomos ligados entre si para formar moléculas podem variar 
muito, especialmente quando se trata de moléculas orgânicas. Podemos encontrar 
moléculas consideradas pequenas como o etano (CH4 ) ou ainda moléculas 
consideradas macro, ou seja, grandes. A vitamina E é considerada uma molécula 
de dimensões medianas, assim como a molécula de corante alimentício azul (E131). 
Compare as fórmulas estruturais de cada composto na Figura 55. 
 
 
 
83 
 
Figura 55 - Representação das fórmulas estruturais das moléculas de 
metano, vitamina E e corante azul E131. 
 
Fonte: SAGAH (2020). 
 
Em muitos casos, no estudo da química, encontramos as fórmulas 
estruturais das moléculas e descobrir a fórmula molecular não é uma atividade 
simples. Nos textos anteriores, você já teve uma noção de como realizar 
representação das moléculas. Entretanto, a partir de agora você vai poder estudar 
de forma mais detalhada como representar a fórmula molecular e empírica das 
moléculas (CHANG, 2010). 
Como definido anteriormente, a representação da fórmula molecular é a 
representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento 
químico formam a molécula. Já a representação empírica é a fórmula que indica a 
proporção dos átomos dos elementos na molécula com os menores números 
inteiros possíveis (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Começamos com um exemplo simples, utilizando a fórmula estrutural do 
ácido acético, muito utilizado na forma de solução para temperar saladas: o vinagre. 
Na Figura 56a, está representada a fórmula estrutural do ácido acético. 
 
84 
 
Figura 56 - Representação das fórmulas estruturais das moléculas de 
ácido acético, ácido lático e adrenalina. 
 
Fonte: SAGAH (2020). 
Para encontrarmos a fórmula molecular do ácido acético e representá- -lo, 
precisamos identificar os átomos dos elementos químicos que fazem parte da 
estrutura. Analisando a estrutura, você pode identificar que estão presentes os 
átomos de: C – carbono, H – hidrogênio e O – oxigênio. Átomos identificados, agora 
você precisa identificar a quantidade presente de cada átomo, ou seja, o número de 
vezes que ele aparece na estrutura. Esse número será subscrito logo após o 
símbolo químico, ou letra que representa o átomo (CHANG, 2010). 
Na estrutura, são 2 carbonos, 4 hidrogênios e 2 oxigênios. A representação 
da fórmula estrutural do ácido acético é C2 H4 O2 . A ordem, por convenção, é 
sempre começar a representar carbono e hidrogênios, seguindo dos demais átomos 
de elementos químicos. 
A Figura 56b apresenta duas formas de se representar a fórmula estrutural 
do composto ácido lático. Durante seus estudos, é possível que você encontre 
fórmulas estruturais com essa representação. Comparando as duas fórmulas 
estruturais, você pode perceber que a primeira não apresenta os átomos de carbono 
e hidrogênio, enquanto na segunda todos os átomos são representados. A 
representação com a ausência de carbonos e hidrogênios é utilizada a fim de 
poupar tempo e tornar as fórmulas mais fáceis de escrever e ler. 
Nas extremidades em que a ligação termina e não tem a representação de 
nenhum átomo, quer dizer que naquela posição tem-se um átomo de carbono 
 
85 
 
acompanhado ou não de hidrogênios. Se for uma ligação simples, o carbono será 
acompanhado de 3 hidrogênios (como representado na estrutura do ácido lático). 
Caso for uma ligação dupla ou tripla, o carbono estará ligado a 2 e 1 hidrogênio, 
respectivamente. O carbono acompanhado ou não de hidrogênios também está 
oculto no meio do esqueleto da fórmula estrutural. Sempre que o bastão que 
representa a ligação mudar de direção ( ) e nenhum átomo estiver representado, 
terá a presença de um carbono. Se estiver acompanhado de duas, três ou quatro 
ligações, termos a presença de 2, 1 e 0 de hidrogênios. Isso porque a presença do 
hidrogênio completa a camada de valência do carbono com 8 elétrons. Já no último 
caso, a presença dos hidrogênios não é necessária porque o carbono já completa 
sua camada de valência em ligações com outros átomos iguais, ou diferentes dele. 
Explicada as duas formas de apresentação da fórmula estrutural, vamos 
representar a fórmula molecular doácido lático. Estão presentes 3 átomos de 
carbono, 6 átomos de hidrogênio e 3 átomos de oxigênio. A fórmula molecular do 
ácido lático é C3 H6 O3 . 
Como última interpretação, temos como exemplo a molécula da adrenalina. 
Na fórmula estrutural estão presentes 9 átomos de carbono, 13 átomos de 
hidrogênio, 1 átomo de nitrogênio e 3 átomos de oxigênio. A representação da 
fórmula molecular da adrenalina é C6 H13NO3 . 
Nos exemplos abordados anteriormente, podemos determinar, ainda, a 
fórmula empírica das moléculas. A fórmula empírica expressa a mais simples e a 
menos informativa das proporções entre os átomos de cada elemento em um 
composto. Para a substância ácido acético (C2 H4 O2 ), observe que podemos 
dividir os subscritos de carbono, hidrogênio e oxigênio, que são 2, 4 e 2, 
respectivamente, por 2, então, os menores números que nos dizem qual é a 
proporção entre C, H e O são 1:2:1. Podemos escrever a fórmula mais simples ou 
empírica como CH2 O. Seguindo nossa análise das fórmulas empíricas, para o 
ácido lático (C3 H6 O3 ), podemos utilizar a mesma lógica, entretanto dividindo os 
subscritos de carbono hidrogênio e oxigênio por três termos a proporção de 1:2:1. 
A fórmula empírica para C3 H6 O3 é CH2 O. Perceba que as fórmulas empíricas do 
ácido lático e do ácido acético são as mesmas. Essa coincidência é bastante comum 
 
86 
 
na representação das fórmulas empíricas. Por isso dizemos que a determinação de 
uma substância considerando apenas a fórmula empírica é impossível e o erro é 
inevitável (CHANG, 2010). 
A molécula de adrenalina (C6 H13NO3 ) já tem na fórmula molecular mais 
simples das proporções entre os átomos de cada elemento. Dessa forma, a fórmula 
molecular e a fórmula empírica são as mesmas para essa substância. 
No Quadro 8 você pode ver mais exemplos de moléculas e suas fórmulas 
estrutural, molecular e empírica. 
 
Quadro 08 - Compostos moleculares e suas fórmulas estruturais, 
molecular e empírica 
 
 
Fonte: SAGAH (2020). 
 
87 
 
7.3.2 Representação das fórmulas dos compostos iônicos 
Para representar as fórmulas dos compostos iônicos, sempre utilizamos, ao 
escrevemos as fórmulas, o conjunto de menores subscritos possíveis consistentes 
com a razão correta entre o número de íons. Desse modo, podemos seguir algumas 
regras quando desejamos escrever a fórmula de um composto iônico (BRADY; 
RUSSEL; HOLUM, 2002). 
 
 O íon positivo é sempre escrito primeiro (um costume que é sempre 
seguido). 
 
 Os índices inferiores (subscritos) na fórmula devem produzir uma 
unidade formal eletricamente neutra (uma imposição da natureza). 
 
 Os subscritos devem ser um conjunto com os menores números 
inteiros possíveis. 
 
Uma maneira fácil de escrever fórmulas de compostos iônicos é baseada 
nas regras de seus íons. Como todos os componentes são neutros, uma fórmula 
mínima deve conter números iguais de cargas positivas e negativas. Por exemplo, 
considere o composto brometo de potássio (KBr). O cátion proveniente do potássio 
é K+ e o ânion do bromo é Br- . Para ser neutro, o composto brometo de potássio 
deve conter um K+ para cada Br- . Portanto, a fórmula é KBr. 
Podemos determinar a fórmula do composto formado de magnésio e cloro 
de modo semelhante. O magnésio está no grupo IIA (2) e perde 2 elétrons para 
formar o íon Mg2+. O cloro, no grupo VIIA (17), forma o íon Cl- . Duas cargas 
negativas são necessárias para neutralizar as duas cargas positivas de cada íon de 
magnésio. Assim a fórmula mínima deve conter um íon Mg2+ e 2 íons Cl- . Então 
escrevemos a fórmula do cloreto de magnésio MgCl2. 
Em geral, podemos descrever o processo para escrever a fórmula de um 
composto iônico em três etapas, como segue (UCKO, 1992). 
 
88 
 
 
 Escreva o símbolo dos íons envolvidos. 
 
 Multiplique um ou mais íons pelo número inteiro possível para obter 
o mesmo número de cargas positivas e negativas. 
 
 Escreva esses números (em valores mínimos) como subscritos da 
fórmula. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
89 
 
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