QUÍMICA-GERAL

Prévia do material em texto

0 
 
CENTRO UNIVERSITÁRIO FAVENI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
GUARULHOS – SP 
 
1 
 
SUMÁRIO 
1 INTRODUÇÃO .............................................................................................................. 4 
2 QUÍMICA: A CIÊNCIA QUE ESTUDA A MATÉRIA ....................................................... 5 
3 PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DA MATÉRIA .............................................. 8 
3.1 Propriedades físicas da matéria ................................................................................. 8 
3.2 Propriedades químicas da matéria ........................................................................... 13 
4 DIFERENÇA ENTRE MISTURA HOMOGÊNEA E HETEROGÊNEA DE 
SUBSTÂNCIAS PURAS ................................................................................................. 17 
4.1 Substâncias puras x misturas ................................................................................... 18 
4.2 Mistura homogênea e heterogênea .......................................................................... 20 
5 TEORIA ATÔMICA ...................................................................................................... 23 
6 ESTRUTURA DO ÁTOMO .......................................................................................... 25 
6.1 O elétron...... ............................................................................................................. 26 
6.2 Radioatividade .......................................................................................................... 29 
6.3 O próton e o núcleo .................................................................................................. 30 
6.4 O nêutron...... ............................................................................................................ 33 
7 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS ................................................... 34 
8 CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS CÁTIONS E DOS ÂNIONS ...................... 39 
8.1 Íons Derivados dos Elementos Representativos ...................................................... 40 
8.2 Cátions Derivados de Metais de Transição .............................................................. 41 
9 VARIAÇÃO PERIÓDICA DAS PROPRIEDADES FÍSICAS ......................................... 41 
9.1 Carga Nuclear Efetiva ............................................................................................... 42 
9.2 Raio Atômico ............................................................................................................ 43 
10 LIGAÇÕES QUÍMICAS E ELETRONEGATIVIDADE ................................................ 46 
 
2 
 
10.1 Ligações iônicas ..................................................................................................... 46 
10.2 Determinação das fórmulas dos compostos iônicos ............................................... 49 
10.3 Ligações covalentes ............................................................................................... 49 
10.4 Propriedades dos seus compostos ligados covalentemente .................................. 50 
10.5 Eletronegatividade .................................................................................................. 51 
11 ESTRUTURAS DE LEWIS, A REGRA DO OCTETO E A POLARIDADE DE 
LIGAÇÕES.. ................................................................................................................... 52 
11.1 Estruturas de Lewis e a regra do octeto ................................................................. 52 
11.2 Polaridade de ligações ........................................................................................... 54 
12 LIGAÇÃO COVALENTE E TABELA PERIÓDICA ..................................................... 57 
13 GEOMETRIA MOLECULAR ...................................................................................... 60 
13.1 Moléculas em que o Átomo Central Não Tem Pares Isolados ............................... 62 
14 FORÇAS INTERMOLECULARES ............................................................................. 67 
14.1 Forças Dipolo-Dipolo .............................................................................................. 69 
14.2 Forças Íon-Dipolo ................................................................................................... 69 
14.3 Forças de Dispersão ............................................................................................... 70 
14.4 Ligação de Hidrogênio ............................................................................................ 75 
15 BALANCEAMENTO DE UMA EQUAÇÃO QUÍMICA................................................. 78 
15.1 Lei de conservação de massa e proporções constantes entre reagentes e produtos 
em reações químicas .................................................................................................. 84 
16 QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS EM UMA REAÇÃO QUÍMICA ...... 86 
16.1 Quantidade de produtos em reações químicas com reagente limitante ................. 92 
17 RELAÇÃO EXISTENTE ENTRE OS NÚMEROS DE MOL, A MASSA (GRAMAS) E O 
VOLUME NA QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS DE UMA REAÇÃO 
QUÍMICA..... ................................................................................................................... 95 
17.1 Massa x massa ....................................................................................................... 99 
 
3 
 
17.2 Mol x mol.... ............................................................................................................ 99 
17.3 Massa x mol ......................................................................................................... 100 
17.4 Massa x massa ..................................................................................................... 101 
17.5 Massa x volume .................................................................................................... 101 
18 REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................ 102 
19 INTERPRETANDO E ESCREVENDO UMA REAÇÃO QUÍMICA ........................... 104 
19.1 Lei de conservação de massa, das proporções constantes e balanceamento de 
reações químicas ...................................................................................................... 108 
20 CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS ...................................................... 115 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
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! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
2 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. 
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 
(BOTH, 2018). 
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 apresentação da água depende 
da temperatura e da pressão no ambiente. Embora a aparência física desses três estados 
da água seja bastante diferente, a estrutura química da água (H2O) 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 (BOTH, 2018). 
 
6 
 
A Figura 1 representa uma situação bastante comum nas regiões de 
temperaturas mais amenas, na qual a água se apresenta nos estados sólido, líquido e 
gasoso (BOTH, 2018). 
 
 
 
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. Eles também 
expandem, ou seja, ocupam maior volume de forma ligeira quando aquecidos. Exemplos 
de sólidos à temperatura ambiente (25ºC e 1 atm): madeira, rocha, osso, sal de cozinha 
(NaCl), ferro, entre outros (BOTH, 2018). 
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 
(BOTH, 2018). 
 
7 
 
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 (BOTH, 2018). 
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 
(BOTH, 2018). 
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 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. 
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). 
 
8 
 
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 (BOTH, 2018). 
3 PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DA MATÉRIA 
3.1 Propriedades físicas da matéria 
De forma bem sucinta você já conheceu duas propriedades físicas da matéria: o 
ponto de fusão e o ponto de ebulição. Estes estão intimamente relacionados com a 
observação de seu aspecto, como cor, estado físico, sua massa, entre outros. 
Propriedades como essas, que podem ser observadas e medidas sem alterar a 
composição de uma substância, são chamadas de propriedades físicas (CHANG; 
GOLDSBY, 2013). 
Falando de forma mais específica do aspecto químico atômico, as propriedades 
não envolvem mudanças nas distribuições eletrônicas ao redor dos núcleos dos átomos, 
ou seja, a composição química básica da espécie não é alterada por fenômenos físicos 
(BOTH, 2018). 
As propriedades físicas nos permitem classificar e identificar as substâncias. 
Ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, condutividade elétrica, brilho e dureza são 
considerados propriedades físicas (BOTH, 2018). 
Para entender as propriedades físicas ponto de fusão e ponto de ebulição, vamos 
tomar como exemplo a curva de aquecimento da água, representada na Figura 2. 
 
 
9 
 
 
 
Sob aquecimento contínuo, a temperatura do gelo aumenta até atingir 0 ºC, mas 
permanece constante até que todo gelo se funda, no processo de fusão, ou seja, passa 
do estado físico sólido para líquido. Essa temperatura constante corresponde à 
temperatura de fusão (TF) ou ponto de fusão do gelo. A temperatura do sistema gelo + 
água líquida não varia (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Depois da fusão, a temperatura da água líquida aumenta com o aquecimento até 
atingir 100 ºC, quando se inicia a segundamudança de estado físico, a ebulição, ou seja, 
quando a água líquida passa para o estado físico gasoso. Na curva de aquecimento, você 
pode observar um segundo patamar paralelo ao eixo do tempo. Note que a temperatura 
também permanece constante durante a passagem do líquido para vapor. Essa 
temperatura é chamada de temperatura de ebulição (TE) ou ponto de ebulição da água 
(CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Quando as substâncias estão sob pressão constante (1atm), como a água, as 
temperaturas de fusão e de ebulição da água apresentam valores fixos e tabelados. O 
 
10 
 
tempo de aquecimento, entretanto, varia de acordo com a quantidade de matéria que 
está sendo aquecida e analisada (BOTH, 2018). 
O estudo do aquecimento de diversos materiais levou à constatação de que 
apenas as substâncias puras, isto é, formadas por um único constituinte como a água, 
apresentam temperaturas constantes durante a fusão e a ebulição. Quando são 
aquecidas substâncias não puras, como soluções, o comportamento da curva de 
aquecimento é alterado. A Figura 3 representa a curva de aquecimento de uma 
substância não pura, que poderia ser água misturada com sal de cozinha. Essa mistura 
forma uma solução de água e sal (BOTH, 2018). 
 
 
 
As misturas não apresentam uma única temperatura de fusão e ebulição. Durante 
a mudança de estado físico de uma mistura, observa-se que a temperatura do início da 
transformação é diferente da temperatura final. As mudanças de estado ocorrem em uma 
faixa de temperatura. Assim, por meio do comportamento durante as mudanças do 
estado da matéria, é possível determinar se uma amostra é constituída por uma 
substância pura ou uma mistura. No caso da mistura de água e sal, a solução se funde a 
uma temperatura menor que 0ºC e entra em ebulição em temperaturas acima de 100ºC. 
Em razão dessas características, nos países frios em que a presença de neve é 
 
11 
 
frequente, a utilização de sal de cozinha para fazer o desgelo das ruas é muito útil. Como 
a água pura se funde a 0ºC, a presença do sal faz com que ocorra o abaixamento da TF 
da água, em que ela passa a ser líquida em temperaturas menores que 0ºC, causando o 
derretimento do gelo das ruas (BOTH, 2018). 
Dentro do estudo das misturas, você precisa prestar atenção no comportamento 
das misturas azeotrópicas e eutéticas. A mistura que contém 96% (em volume) de álcool 
e 4% (em volume) de água se comporta como uma substância pura durante a ebulição, 
isto é, apresenta TE constante. Entretanto, a TF não é constante, mas sim uma faixa de 
temperatura. Esse tipo de mistura é chamado de mistura azeotrópica (CHANG; 
GOLDSBY, 2013). É comum apresentar a porcentagem, em volume, de um componente 
numa mistura por graus Gay-Lussac (ºGL). A mistura que tem 96% de álcool e 4% de 
água em volume é conhecida como álcool 96ºGL. 
Já uma liga metálica usada como solda é formada por uma mistura que apresenta 
63% de estanho e 37% de chumbo. Tal liga se comporta como uma substância pura 
durante a fusão, isto é, apresenta TF constante e a TE ocorre em uma faixa de 
temperatura não constante. Esse tipo de mistura é chamado de mistura eutética (CHANG; 
GOLDSBY, 2013). Algumas misturas de metais que apresentam essa característica são 
usadas em soldas, fusíveis e equipamentos de segurança empregados em instalações 
elétricas. Quando a intensidade da corrente é muito alta e compromete a segurança da 
instalação elétrica, os metais se fundem, interrompendo a partir desse momento a 
passagem de corrente elétrica. 
 
 
 
12 
 
 
 
 
13 
 
3.2 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 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 5a 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 (BOTH, 2018). 
 
 
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 
 
14 
 
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. 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 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 (detecção de substâncias ácidas/básicas), entre outros 
(BOTH, 2018). 
A seguir você encontra outros exemplos de reações químicas, como oxirredução, 
decomposição, combustão e síntese. 
 
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 6) (BOTH, 2018). 
 
 
15 
 
 
 
Como vemos, o ferro sólido interage com oxigênio e forma óxido de ferro (BOTH, 
2018). 
 
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 7 (BOTH, 
2018): 
 
 
16 
 
 
 
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. Todos esses materiais contêm carbono, exceto o 
carvão, e também têm hidrogênio. Se a combustão for completa, o carbono reage com 
oxigênio, com ajuda de uma fonte deenergia 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 (BOTH, 2018). 
 
 
 
 
17 
 
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 (BOTH, 
2018). 
 
N2 + 3 H2 → NH3 
4 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 (BOTH, 2018). 
Na Figura 8 são mostrados exemplos de substâncias e são mencionadas 
algumas de suas propriedades (BOTH, 2018). 
 
 
18 
 
 
4.1 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 1, que ajuda a esclarecer esse ponto 
(BOTH, 2018). 
 
 
 
 
19 
 
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 
(BOTH, 2018). 
Verifica-se experimentalmente que uma mistura de água e cloreto de sódio, 
colocada num congelador, não congela a 0ºC. Esse sistema inicia seu congelamento 
abaixo de 0ºC (o valor exato depende do teor de sal) e a temperatura não permanece 
constante durante o congelamento, mas diminui gradualmente (BOTH, 2018). 
Quando aquecida, verifica-se que o sistema não entra em ebulição a 100ºC. Ele 
começa a ferver acima de 100ºC (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 (BOTH, 2018). 
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. 
 
 
 
20 
 
 
4.2 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 (BOTH, 2018). 
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. 
 
21 
 
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 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 (BOTH, 2018). 
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 10 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 concentrações diferentes de minerais na 
pedra. 
 
 
 
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. 
 
22 
 
O leite, por exemplo, tem pequenas porções de gordura dispersas no líquido, tornando-
se, portanto, de um sistema heterogêneo. 
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 + zinco), bronze 
(mistura de cobre e estanho) e aço (mistura de ferro e carbono) são alguns exemplos de 
ligas metálicas (BOTH, 2018). 
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 (BOTH, 2018). 
No Quadro 2 estão relacionados outros sistemas e sua classificação (BOTH, 
2018). 
 
 
 
23 
 
 
5 TEORIA ATÔMICA 
No século V a. c., o filósofo grego Demócrito exprimiu a crença de que toda a 
matéria consistia em partículas, muito pequenas e indivisíveis, às quais ele chamou de 
átomos (que significa indivisível). Embora a ideia de Demócrito não tenha sido aceita por 
muitos dos seus contemporâneos (como Platão e Aristóteles), ela prevaleceu. Resultados 
experimentais de investigações científicas apoiaram o conceito de “atomismo” e 
gradualmente fizeram surgir as definições modernas de elementos e compostos. Em 
1808, o cientista e professor inglês John Dalton (1766-1844) formulou uma definição 
precisa dos blocos indivisíveis constituintes da matéria aos quais chamamos de átomos. 
O trabalho de Dalton marcou o início da era moderna da química. As hipóteses 
acerca da natureza da matéria na qual a teoria atômica de Dalton se baseia podem ser 
resumidas da seguinte forma: 
 
1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas 
chamadas deátomos. 
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, tendo a mesma 
dimensão, massa e propriedades químicas. Os átomos de um elemento 
são diferentes dos átomos de todos os outros elementos. 
 
24 
 
3. Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento. Em 
qualquer composto, a razão entre os números de átomos de quaisquer 
dois elementos presentes é um número inteiro ou uma fração simples. 
4. Uma reação química envolve apenas a separação, a combinação ou o 
rearranjo dos átomos: não resulta na sua criação ou destruição. 
 
A Figura abaixo é uma representação esquemática das últimas três hipóteses. 
 
 
Figura: (a) De acordo com a teoria atômica de Dalton, os átomos do mesmo elemento são 
idênticos, mas os átomos de um elemento são diferentes dos átomos de outros elementos. (b) Um 
composto formado por átomos dos elementos X e Y. Neste caso, a razão entre o número de átomos do 
elemento X e dos átomos do elemento Y é 2:1. Repare que uma reação química resulta apenas no 
rearranjo de átomos, não na sua destruição ou criação. 
O conceito de átomo de Dalton era bem mais detalhado e específico do que o de 
Demócrito. A segunda hipótese afirma que os átomos de um elemento são diferentes dos 
átomos de todos os outros elementos. Dalton não tentou descrever a estrutura ou 
composição dos átomos – ele não fazia ideia de como era na realidade um átomo. Mas 
percebeu que as diferentes propriedades apresentadas por elementos como o hidrogênio 
e o oxigênio podem ser explicadas ao supor que os átomos de hidrogênio não são os 
mesmos que os átomos de oxigênio (GOLDSBY, 2013). 
A terceira hipótese sugere que, para formar um certo composto, precisamos não 
só de átomos dos elementos certos, mas também de números específicos destes átomos. 
Esta ideia é uma extensão de uma lei publicada em 1799 pelo químico francês Joseph 
Proust (1754-1826). A lei das proporções definidas de Proust afirma que amostras 
 
25 
 
diferentes do mesmo composto contêm sempre a mesma proporção das massas dos 
seus elementos constituintes. Assim, se analisássemos amostras de dióxido de carbono 
gasoso obtidas de fontes diferentes, encontraríamos em cada amostra a mesma razão 
entre as massas de carbono e de oxigênio. É então aceitável que, se a razão entre as 
massas dos diferentes elementos em um dado composto é fixa, a razão do número de 
átomos destes elementos também deverá ser constante. 
A terceira hipótese de Dalton apoia outra lei importante, a lei das proporções 
múltiplas. De acordo com esta lei, se dois elementos podem se combinar para formar 
mais de um composto, as massas de um elemento que se combinam com uma dada 
massa do outro elemento estão na razão de números pequenos e inteiros. A teoria de 
Dalton explica a lei das proporções múltiplas de uma forma muito simples: compostos 
diferentes constituídos pelos mesmos elementos diferem no número de átomos de cada 
espécie que se combinam. Por exemplo, o carbono forma dois compostos estáveis com 
o oxigênio, nomeadamente, o monóxido de carbono e o dióxido de carbono. As técnicas 
de medição modernas indicam que um átomo de carbono se combina com um átomo de 
oxigênio no monóxido de carbono e com dois átomos de oxigênio no dióxido de carbono. 
Assim, a razão entre o oxigênio no monóxido de carbono e o oxigênio no dióxido de 
carbono é 1:2. Este resultado é consistente com a lei das proporções múltiplas 
(GOLDSBY, 2013). 
A quarta hipótese de Dalton é outra forma de exprimir a lei da conservação da 
massa, que diz que a matéria não pode ser criada nem destruída. Como a matéria é 
constituída por átomos que não são alterados em uma reação química, então a massa 
também deve se conservar. A brilhante visão de Dalton sobre a natureza da matéria foi 
o principal estímulo para o progresso rápido da química no século XIX (GOLDSBY, 2013). 
6 ESTRUTURA DO ÁTOMO 
Com base na teoria atômica de Dalton, podemos definir um átomo como a 
unidade básica de um elemento que pode entrar em uma combinação química. Dalton 
imaginou um átomo que era simultaneamente indivisível e extremamente pequeno. 
Contudo, diversas investigações que tiveram início na década de 1850 e se estenderam 
 
26 
 
até o século XX demonstraram que os átomos possuem na realidade uma estrutura 
interna; isto é, são constituídos por partículas ainda menores, chamadas partículas 
subatômicas. Esta investigação levou à descoberta de três destas partículas – os 
elétrons, os prótons e os nêutrons (GOLDSBY, 2013). 
6.1 O elétron 
Na década de 1890 muitos cientistas foram “apanhados” pelo estudo da 
radiação, a emissão e transmissão de energia através do espaço na forma de ondas. A 
informação ganha com esta investigação contribuiu muito para a compreensão da 
estrutura atômica. Um instrumento usado para investigar este fenômeno é a ampola de 
raios catódicos, o precursor do tubo de imagem da televisão (Figura 2.3). Trata-se de um 
tubo de vidro de onde se retirou a maior parte do ar. Quando se ligam as duas placas 
metálicas à fonte de alta tensão, a placa carregada negativamente, chamada cátodo, 
emite uma radiação invisível. Os raios catódicos são atraídos para a placa com carga 
positiva, chamada ânodo, onde passam através de um orifício e continuam o percurso 
até a outra extremidade do tubo. Quando os raios atingem a superfície com um 
revestimento especial, produzem uma fluorescência forte, ou uma luz intensa 
(GOLDSBY, 2013). 
Em algumas experiências foram adicionadas duas placas carregadas 
eletricamente e um ímã colocado no exterior da ampola de raios catódicos (ver Figura 
2.3). Na presença do campo magnético e na ausência do campo elétrico, os raios 
catódicos atingem o ponto A. Quando se aplica apenas o campo elétrico, os raios atingem 
o ponto C. Quando ambos os campos, elétrico e magnético, estão desligados, ou ligados 
mas equilibrados de modo que anulam a influência um do outro, a radiação atinge o ponto 
B. De acordo com a teoria eletromagnética, um corpo carregado em movimento 
comporta-se como um ímã e pode interagir com os campos elétrico e magnético que 
atravessa. Dado que os raios catódicos são atraídos pela placa com carga positiva e 
repelidos pela placa com carga negativa, eles devem ser constituídos por partículas com 
carga negativa. Conhecemos estas partículas com carga negativa como elétrons. A 
Figura 2.4 mostra o efeito de um ímã nos raios catódicos (GOLDSBY, 2013). 
 
27 
 
 
 
Figura 2.3: Uma ampola de raios catódicos com um campo elétrico perpendicular à direção dos 
raios catódicos e um campo magnético exterior. Os símbolos N e S representam os polos norte e sul do 
ímã. Os raios catódicos atingirão a extremidade da ampola em A na presença do campo magnético, em C 
na presença de um campo elétrico, e em B quando não houver campos exteriores ou quando os efeitos 
do campo elétrico e magnético se anularem. 
 
Figura 2.4: (a) Um raio catódico produzido em uma ampola seguindo do cátodo (esquerda) para 
o ânodo (direita). O raio em si é invisível, mas a fluorescência do revestimento de sulfeto de zinco sobre o 
vidro faz com que apareça em verde. (b) O raio catódico é dobrado para baixo quando o ímã se desloca 
na sua direção (c) Quando a polaridade do ímã é invertida, o raio curva-se na direção oposta. 
O físico inglês J. J. Thomson (1856-1940) usou a ampola de raios catódicos e o 
seu conhecimento da teoria eletromagnética para determinar a razão entre a carga 
elétrica e a massa de um elétron. O número que ele encontrou foi -1,76 x 108 C/g, onde 
C é o coulomb, que é a unidade de carga elétrica. A partir daí, em uma série de 
experiências realizadas entre 1908 e 1917, R. A Millikan (1868-1953) conseguiu medir a 
 
28 
 
carga do elétron com grande precisão. O seu trabalho mostrou que a carga de cada 
elétron era exatamente a mesma. Na sua experiência, Millikan examinou o movimento 
de minúsculas gotas de óleo que apanhavam cargas estáticas deíons presentes no ar. 
Ele suspendeu as gotas carregadas no ar aplicando-lhes um campo elétrico e seguiu os 
seus movimentos utilizando um microscópio (Figura 2.5). Aplicando os seus 
conhecimentos de eletrostática, Millikan achou que a carga do elétron era -1,6022 10-19 
C. A partir deste resultado, ele calculou a massa do elétron: 
 
 
 
Esta massa é extremamente pequena. 
 
 
Figura 2.5 Diagrama esquemático da experiência da gota de óleo de Millikan. 
 
29 
 
6.2 Radioatividade 
Em 1895, o físico alemão Wilhelm Röntgen (1845-1923) reparou que os raios 
catódicos faziam o vidro e os metais emitirem uma radiação incomum. Esta radiação 
altamente energética penetrava a matéria, escurecia placas fotográficas cobertas e 
provocava fluorescência em várias substâncias. Como estes raios não eram defletidos 
por um ímã, não podiam conter partículas com carga, à semelhança dos raios catódicos. 
Röntgen chamou-lhes raios X porque a sua natureza era desconhecida. 
Pouco depois da descoberta de Röntgen, Antoine Becquerel (1852-1908), 
professor de física em Paris, começou a estudar as propriedades de fluorescência das 
substâncias. Por mero acidente, ele verificou que a exposição de placas fotográficas 
envolvidas em um revestimento espesso a certos compostos de urânio provocava o seu 
escurecimento mesmo sem a estimulação dos raios catódicos. Tal como os raios X, os 
raios do composto de urânio eram muito energéticos e não eram defletidos por um ímã, 
mas distinguiam-se dos raios X porque apareciam espontaneamente. Um dos estudantes 
de Becquerel, Marie Curie (1867-1934), sugeriu o nome radioatividade para descrever 
esta emissão espontânea de partículas e/ou radiação. Desde então, qualquer elemento 
que emita radiação espontaneamente é chamado de radioativo. 
Na desintegração ou quebra de substâncias radioativas, como o urânio, são 
produzidos três tipos de radiação, dois dos quais são defletidos por placas metálicas com 
cargas opostas (Figura 2.6). A radiação alfa (α) consiste em partículas com carga 
positiva, chamadas partículas α, e são defletidas pela placa com carga positiva. A 
radiação beta (β), ou partículas β, são elétrons e são defletidos pela placa com carga 
negativa. O terceiro tipo de emissão radioativa consiste em raios de elevada energia 
chamada raios gama (γ). Tal como os raios X, os raios γ não têm carga e não são 
afetados por um campo externo (GOLDSBY, 2013). 
 
 
30 
 
 
Figura 2.6 Os três tipos de raios emitidos por elementos radioativos. Os raios consistem em 
partículas com carga negativa (elétrons) e são, portanto, atraídos pela placa carregada positivamente. O 
oposto é válido para os raios – eles têm carga positiva e são puxados para a placa com carga negativa. 
Como os raios y não têm carga, o seu percurso não é afetado por um campo elétrico exterior. 
6.3 O próton e o núcleo 
No início do século XX, duas características dos átomos se tornaram claras: eles 
continham elétrons e eram eletricamente neutros. Para manter a neutralidade elétrica, 
um átomo deve conter um número igual de cargas positivas e negativas. Por isso, 
Thomson propôs que um átomo podia ser imaginado como uma esfera uniforme de 
matéria, com carga positiva, na qual os elétrons estão embebidos como passas em um 
bolo (Figura 2.7). Este modelo chamado de “pudim de passas” foi a teoria aceita durante 
muitos anos (GOLDSBY, 2013). 
 
 
31 
 
 
Figura 2.7 O modelo de átomo de Thomson, por vezes descrito como o modelo do “pudim de 
passas”, uma sobremesa tradicional inglesa. Os elétrons estão embebidos em uma esfera uniforme com 
carga positiva. 
Em 1910, o físico neozelandês Ernest Rutherford (1872-1937), que tinha 
estudado com Thomson na Universidade de Cambridge, decidiu usar partículas α para 
estudar a estrutura dos átomos. Junto com o seu colega Hans Geiger (1852-1943) e um 
estudante chamado Ernest Marsden (1889-1920), Rutherford realizou uma série de 
experiências usando lâminas muito finas de ouro e de outros metais como alvos para as 
partículas α de uma fonte radioativa (Figura 2.8). Eles observaram que a maioria das 
partículas penetrava a lâmina sem desvio ou com apenas uma ligeira deflexão. Mas de 
vez em quando uma partícula α era difratada (ou defletida) em um ângulo grande. Em 
alguns casos, a partícula α era ricocheteada na direção de onde tinha vindo! Este foi um 
achado surpreendente, pois, no modelo de Thomson, a carga positiva do átomo era tão 
difusa que as partículas α positivas deveriam ter atravessado a lâmina com desvios muito 
pequenos. Citamos a reação inicial de Rutherford quando informado desta descoberta: 
“Era tão inacreditável como se tivéssemos disparado uma bala de 15 polegadas (cerca 
de 38 cm) contra uma folha de papel de seda e ela voltasse para trás e nos atingisse. ” 
 
 
32 
 
 
Figura 2.8 (a) Esquema da experiência de Rutherford para medir a dispersão das partículas α 
por uma lâmina de ouro. A maioria das partículas α atravessa a lâmina de ouro praticamente sem ser 
defletida. Algumas são defletidas em grandes ângulos. Ocasionalmente, uma partícula α é desviada em 
sentido contrário. (b) Uma visão ampliada das partículas α atravessando e sendo defletidas pelos 
núcleos. 
Mais tarde, Rutherford conseguiu explicar os resultados da experiência de 
difração de partículas α em termos de um novo modelo para o átomo. De acordo com 
Rutherford, a maior parte do átomo deve ser espaço vazio. Isso explica a razão pela qual 
a maioria das partículas α atravessa a lâmina de ouro praticamente sem desvio. 
Rutherford propôs que as cargas positivas do átomo se encontravam todas concentradas 
no núcleo, que é um cerne denso no interior do átomo. Sempre que uma partícula α se 
aproximava de um núcleo na experiência de difração, ela sofria uma grande força de 
repulsão e, portanto, era muito defletida. Além disso, uma partícula α cujo percurso se 
dirigisse diretamente para o núcleo seria completamente repelida e a sua direção seria 
invertida (GOLDSBY, 2013). 
As partículas com carga positiva no núcleo chamam-se prótons. Em 
experiências separadas, verificou-se que cada próton transporta a mesma quantidade de 
carga que um elétron e tem uma massa de 1,67262 x 10-24 g – cerca de 1840 vezes a 
massa do elétron, que tem carga contrária (GOLDSBY, 2013). 
Nesta fase da investigação, os cientistas entendiam o átomo da seguinte 
maneira: a massa do núcleo constitui a maior parte da massa de todo o átomo, mas o 
núcleo ocupa apenas cerca de 1/1013 do volume do átomo. Representamos as dimensões 
atômicas (e moleculares) em termos da unidade SI chamada picômetro (pm), onde 
 
33 
 
 
1 pm = 1 x 10-12 m 
 
Um raio atômico típico é de aproximadamente 100 pm, enquanto o raio de um 
núcleo atômico é apenas cerca de 5 x 10-3 pm. Podemos ter uma ideia das dimensões 
relativas de um átomo e do seu núcleo imaginando que se um átomo fosse do tamanho 
de um estádio esportivo, o volume do seu núcleo seria comparável ao de uma bolinha de 
gude. Apesar de os prótons estarem confinados ao núcleo do átomo, os elétrons 
aparecem espalhados à volta do núcleo e a alguma distância deste (GOLDSBY, 2013). 
O conceito de raio atômico é útil experimentalmente, mas não devemos inferir 
que os átomos têm limites ou superfícies bem definidas. Aprenderemos mais tarde que a 
região externa dos átomos é um tanto “nebulosa” (GOLDSBY, 2013). 
6.4 O nêutron 
O modelo de estrutura atômica de Rutherford deixou um grande problema por 
resolver. Sabia-se que o átomo de hidrogênio, o átomo mais simples, contém apenas um 
próton e o átomo de hélio contém dois prótons. Portanto, a razão entre a massa do átomo 
de hélio e a massa do átomo de hidrogênio deveria ser 2:1. (Como os elétrons são muito 
mais leves do que os prótons, a sua contribuição para a massa atômica pode ser 
desprezada.) Na realidade, contudo, a razão é 4:1. Rutherford e outros postularam que 
devia existir outro tipo de partícula subatômicano núcleo atômico; a prova foi fornecida 
por outro físico inglês, James Chadwick (1891-1972), em 1932. Quando Chadwick 
bombardeou uma folha fina de berílio com partículas α, o metal emitiu uma radiação de 
energia muito elevada, semelhante aos raios y. Experiências posteriores mostraram que 
a radiação era constituída por um terceiro tipo de partículas subatômicas, às quais 
Chadwick denominou de nêutrons, porque elas mostraram ser partículas eletricamente 
neutras com uma massa ligeiramente superior à massa dos prótons. O mistério da razão 
das massas podia agora ser explicado. No núcleo de hélio há dois prótons e dois 
nêutrons, mas no núcleo de hidrogênio há apenas um próton e nenhum nêutron, daí a 
razão 4:1. 
 
34 
 
A Figura 2.9 mostra a localização das partículas elementares (prótons, nêutrons 
e elétrons) em um átomo. Existem outras partículas subatômicas, mas o próton, o elétron 
e o nêutron são os três componentes fundamentais do átomo (GOLDSBY, 2013). 
 
 
Figura 2.9 Os prótons e os nêutrons de um átomo estão contidos em um núcleo extremamente 
pequeno. Os elétrons são apresentados como nuvens em torno do núcleo. 
7 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
A Figura 8.1 mostra a tabela periódica juntamente com as configurações 
eletrônicas das camadas mais externas dos elementos no estado fundamental. 
Começando com o hidrogênio. Conforme o tipo de subcamada que está sendo 
preenchida, os elementos podem ser divididos em categorias — os elementos 
representativos, os gases nobres, os elementos de transição (ou metais de transição), os 
lantanídeos e os actinídeos. De acordo com a Figura 8.1, os elementos representativos 
(também chamados de elementos do grupo principal) são os elementos dos Grupos 1A 
a 7A, em que todos têm subcamadas s ou p, do número quântico principal mais alto, 
parcialmente preenchidas. Com exceção do hélio, os gases nobres (os elementos do 
Grupo 8A) têm todos a subcamada p totalmente preenchida (As configurações 
eletrônicas são 1s2 para o hélio e ns2np6 para os outros gases nobres, em que n é o 
número quântico principal da camada mais externa). Os metais de transição são os 
 
35 
 
elementos dos Grupos 1B e 3B a 8B (ou 3 a 11), que têm subcamadas d parcialmente 
preenchidas ou facilmente produzem cátions com subcamadas d parcialmente 
preenchidas (Esses metais são, às vezes, chamados de elementos de transição do bloco 
d). Os elementos do Grupo 2B ou 12 (Zn, Cd e Hg) não são nem elementos 
representativos nem metais de transição. Não há nenhum nome especial para esse grupo 
de metais. Os lantanídeos e os actinídeos são, muitas vezes, chamados de elementos 
de transição do bloco f, pois têm subcamadas f parcialmente preenchidas (CHANG, 
2013). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 8.1 Configurações eletrônicas do estado fundamental dos elementos. Para simplificar, 
apenas são indicadas as configurações dos elétrons das camadas mais externas. 
 
37 
 
Quando examinamos as configurações eletrônicas de dado grupo, observa-se 
um padrão de distribuição. As configurações eletrônicas dos elementos dos Grupos 1 e 
2 estão apresentadas na Tabela 8.1. Todos os metais alcalinos do Grupo 1A têm 
configurações eletrônicas da camada mais externa semelhantes: cada um tem um cerne 
de gás nobre e uma configuração ns1 para o elétron mais externo. Do mesmo modo, os 
metais alcalino-terrosos do Grupo 2 têm um cerne de gás nobre e uma configuração ns2 
para os elétrons da última camada. Os elétrons das camadas mais externas de um átomo, 
os que estão envolvidos nas ligações químicas, são frequentemente denominados 
elétrons de valência. A semelhança na configuração eletrônica da camada mais externa 
(isto é, na configuração dos elétrons de valência) é responsável pelo fato de os elementos 
de um mesmo grupo apresentarem comportamento químico similar. Essa observação é 
válida também para os halogênios (os elementos do Grupo 17), que possuem 
configuração eletrônica da camada mais externa ns2 np5 e exibem propriedades muito 
semelhantes. Temos de ter cuidado, contudo, ao prever propriedades dos elementos dos 
Grupos 13 a 16. Por exemplo, os elementos do Grupo 14 possuem a mesma configuração 
eletrônica da camada mais externa, (ns2 np2), mas há uma variação nas propriedades 
químicas desses elementos: o carbono é um não-metal, o silício e o germânio são 
semimetais, e o estanho e o chumbo são metais (CHANG, 2013). 
 
 
 
 
38 
 
Como um grupo, os gases nobres comportam-se de forma muito semelhante. 
Com exceção do criptônio e do xenônio, os demais elementos são totalmente inertes 
quimicamente. A razão é que esses elementos possuem as subcamadas ns2 np6 mais 
externas totalmente preenchidas, uma condição que representa grande estabilidade. 
Embora a configuração eletrônica das camadas mais externas dos elementos de 
transição não seja sempre a mesma dentro do grupo e não haja um padrão regular na 
variação da configuração eletrônica de um metal para o seguinte no mesmo período, 
todos os metais de transição partilham muitas características que os distinguem dos 
outros elementos. A razão é que esses metais têm uma subcamada d parcialmente 
preenchida. Do mesmo modo, os lantanídeos (e os actinídeos) assemelham-se uns aos 
outros porque possuem subcamadas f parcialmente preenchidas. A Figura 8.2 mostra os 
grupos de elementos discutidos aqui (CHANG, 2013). 
 
 
Figura 8.2 A classificação dos elementos. Note que os elementos do Grupo 12 são muitas 
vezes classificados como metais de transição mesmo que não apresentem as características dos metais 
de transição. 
 
39 
 
 
 
8 CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS CÁTIONS E DOS ÂNIONS 
Como muitos compostos iônicos são constituídos por ânions e cátions 
monoatômicos, é útil saber como escrever as configurações eletrônicas dessas espécies 
iônicas. O procedimento para escrever as configurações eletrônicas dos íons requer 
apenas uma pequena extensão do método usado para os átomos neutros. Para a 
discussão, agruparemos os íons em duas categorias (CHANG, 2013). 
 
40 
 
8.1 Íons Derivados dos Elementos Representativos 
Na formação de um cátion a partir do átomo neutro de um elemento 
representativo, um ou mais elétrons são removidos da camada n mais alta ocupada. A 
seguir estão as configurações eletrônicas de alguns átomos e dos seus cátions 
correspondentes (CHANG, 2013): 
 
 
 
Observe que cada íon tem uma configuração estável de gás nobre (CHANG, 
2013). 
Na formação de um ânion, são acrescentados um ou mais elétrons à camada n 
mais alta parcialmente preenchida. Considere os exemplos seguintes: 
 
 
 
Novamente, todos esses ânions têm também a configuração estável de gás 
nobre. Portanto, uma característica da maioria dos elementos representativos é que os 
íons derivados de seus átomos neutros possuem a configuração eletrônica da camada 
mais externa de gás nobre ns2np6. Os átomos ou íons que possuem o mesmo número 
de elétrons e, por isso, a mesma configuração eletrônica no estado fundamental são 
isoeletrônicos. Assim, o H- e o He são isoeletrônicos; F-, Na+ e Ne também são 
isoeletrônicos (CHANG, 2013). 
 
41 
 
8.2 Cátions Derivados de Metais de Transição 
Na Seção 7.9, vimos que, nos metais de transição da primeira fila (Sc a Cu), o 
orbital 4s é sempre preenchido antes dos orbitais 3d. Considere o manganês cuja 
configuração eletrônica é [Ar]4s23d5. Quando se forma o íon Mn2+, podemos esperar a 
remoção de dois elétrons do orbital 3d para gerar a configuração [Ar]4s23d3. Na realidade, 
a configuração eletrônica do Mn2+ é [Ar]3d5! A razão para isso acontecer é que as 
interações elétron-elétron e elétron-núcleo em um átomo neutro podem ser bastante 
diferentes das do seu íon. Assim, enquanto o orbital 4s é sempre preenchido antes do 
orbital 3d no Mn, os elétrons são removidosdo orbital 4s para formar o íon Mn2+ porque 
os orbitais 3d são mais estáveis que o orbital 4s nos íons dos metais de transição. Por 
isso, quando se forma um cátion a partir de um átomo de um metal de transição, os 
elétrons são sempre removidos primeiro do orbital ns e depois dos orbitais (n - 1)d 
(CHANG, 2013). 
Lembre-se de que a maior parte dos metais de transição pode formar mais de 
um cátion e que frequentemente esses cátions não são isoeletrônicos com o gás nobre 
precedente (CHANG, 2013). 
9 VARIAÇÃO PERIÓDICA DAS PROPRIEDADES FÍSICAS 
Como vimos, as configurações eletrônicas dos elementos apresentam uma 
variação periódica à medida que aumenta o número atômico. Consequentemente, há 
também variações periódicas no comportamento físico e químico. Nessa seção e nas 
duas seguintes, examinaremos algumas propriedades físicas dos elementos que estão 
no mesmo grupo ou período e outras propriedades que influenciam o comportamento 
químico dos elementos. Primeiro, olhemos para o conceito de carga nuclear efetiva, que 
tem um efeito direto nas dimensões atômicas e na tendência para a ionização (CHANG, 
2013). 
 
42 
 
9.1 Carga Nuclear Efetiva 
Em tópicos anteriores discutimos o efeito de blindagem que os elétrons próximos 
do núcleo exercem sobre os elétrons das camadas exteriores em átomos com muitos 
elétrons. A presença de elétrons que promovem a blindagem reduz a atração eletrostática 
entre os prótons com carga positiva do núcleo e os elétrons exteriores. Além disso, as 
forças repulsivas entre os elétrons em um átomo com muitos elétrons reduzem ainda 
mais a força atrativa exercida pelo núcleo. O conceito de carga nuclear efetiva permite-
nos ter em conta esses efeitos de blindagem nas propriedades periódicas (CHANG, 
2013). 
Considere, por exemplo, o átomo de hélio, que tem a configuração 1s2 no estado 
fundamental. Os dois prótons do hélio conferem ao núcleo a carga +2, mas a força 
atrativa total dessa carga sobre os dois elétrons 1s é parcialmente compensada pela 
repulsão elétron-elétron. Consequentemente, dizemos que os elétrons 1s blindam um ao 
outro do núcleo. A carga nuclear efetiva (Zef), que é a carga sentida por um elétron, é 
dada por 
 
 
 
em que Z é a carga nuclear real (isto é, o número atômico do elemento) e s (sigma) é 
chamada a constante de blindagem. A constante de blindagem é maior que zero, porém 
menor que Z (CHANG, 2013). 
Uma maneira de ilustrar a blindagem dos elétrons é considerar a quantidade de 
energia necessária para remover os dois elétrons do átomo de hélio. As medidas 
mostram que são necessários 2373 kJ de energia para remover o primeiro elétron de 1 
mol de átomos de hélio e 5251 kJ de energia para remover o elétron remanescente de 1 
mol de íons He+. A razão pela qual é necessária tanta energia a mais para remover o 
segundo elétron é que com apenas um elétron presente não há blindagem e o elétron 
sente todo o efeito da carga nuclear +2 (CHANG, 2013). 
 
43 
 
Para átomos com três ou mais elétrons, os elétrons em dada camada estão 
protegidos por elétrons nas camadas interiores (isto é, camadas mais próximas do 
núcleo), mas não por elétrons de camadas exteriores. Assim, em um átomo de lítio, cuja 
configuração eletrônica é 1s22s1, o elétron 2s é protegido pelos dois elétrons 1s, contudo, 
o elétron 2s não tem qualquer efeito de blindagem sobre os elétrons 1s. Além disso, as 
camadas internas completas exercem efeito de blindagem sobre os elétrons exteriores 
de modo mais efetivo que os elétrons da mesma subcamada exercem uns sobre os 
outros (CHANG, 2013). 
9.2 Raio Atômico 
Algumas propriedades físicas, incluindo densidade, ponto de fusão e ponto de 
ebulição, estão relacionadas com o tamanho dos átomos; no entanto, é difícil definir o 
tamanho do átomo. A densidade eletrônica estende-se além do núcleo, mas normalmente 
consideramos como tamanho do átomo o volume que contém cerca de 90% do total de 
densidade eletrônica em torno do núcleo. Quando temos de ser mais específicos, 
definimos o tamanho do átomo em termos do raio atômico, que é metade da distância 
entre dois núcleos em dois átomos de metal adjacentes (CHANG, 2013). 
Para átomos ligados de modo que formem uma rede tridimensional estendida, o 
raio atômico é simplesmente metade da distância entre os núcleos de dois átomos 
vizinhos [Figura 8.3(a)]. Em metais como o berílio, o raio atômico é definido como a 
metade da distância entre os núcleos de dois átomos adjacentes. Para os elementos que 
existem como moléculas diatômicas simples, como o iodo, o raio atômico é metade da 
distância entre os núcleos dos átomos na molécula [Figura 8.3(b)] (CHANG, 2013). 
 
44 
 
 
Figura 8.3 (a) Em metais como o berílio, o raio atômico é definido como metade da distância 
entre os núcleos de dois átomos adjacentes. (b) Para os elementos que existem como moléculas 
diatômicas, como o iodo, o raio do átomo é definido como metade da distância entre os núcleos. 
A Figura 8.4 mostra os raios atômicos de vários elementos de acordo com as 
suas posições na tabela periódica. As tendências periódicas são claramente evidentes. 
Ao estudar as tendências, lembre-se de que o raio atômico é determinado em larga 
extensão pela força de atração entre o núcleo e os elétrons da camada mais externa. 
Quanto maior for a carga nuclear efetiva, maior é a força de atração do núcleo sobre 
esses elétrons e menor o raio atômico. Considere os elementos do segundo período 
desde o Li ao F, por exemplo. Deslocando da esquerda para a direita, vemos que o 
número de elétrons na camada mais interna (1s2) se mantém constante enquanto a carga 
nuclear aumenta. Os elétrons adicionados para contrabalançar o aumento da carga 
nuclear não exercem qualquer blindagem uns sobre os outros. Em consequência, a carga 
nuclear efetiva aumenta gradualmente enquanto o número quântico principal se mantém 
constante (n = 2). Por exemplo, o elétron mais externo 2s do lítio é protegido do núcleo 
(que tem três prótons) pelos dois elétrons 1s. Como aproximação, assumimos que o 
efeito de blindagem dos dois elétrons 1s é cancelar duas cargas positivas no núcleo. 
Assim, o elétron 2s apenas sente a atração de um próton no núcleo; a carga nuclear 
efetiva é +1. No berílio (1s22s2), cada um dos dois elétrons 2s está blindado pelos dois 
elétrons mais internos 1s, que cancelam duas das quatro cargas positivas no núcleo. 
 
45 
 
Como os elétrons 2s não se protegem entre si de forma efetiva, o resultado é que a carga 
nuclear efetiva de cada elétron 2s é maior que +1. Assim, como a carga nuclear efetiva 
aumenta, o raio atômico diminui gradualmente desde o lítio até ao flúor (CHANG, 2013). 
 
 
Figura 8.4 Os raios atômicos (em picômetros) dos elementos representativos de acordo com a 
sua posição na tabela periódica. Observe que não há qualquer concordância geral sobre o tamanho dos 
raios atômicos. Interessam-nos apenas as tendências dos raios atômicos, não os seus valores precisos. 
Dentro de um grupo de elementos, vemos que o raio atômico aumenta com o 
aumento do número atômico. Para os metais alcalinos no Grupo 1, o elétron mais externo 
está em um orbital ns. Como o tamanho do orbital aumenta com o aumento do número 
quântico principal n, o tamanho do átomo do metal aumenta do Li para o Cs. Podemos 
aplicar o mesmo raciocínio para os elementos de outros grupos (CHANG, 2013). 
 
46 
 
10 LIGAÇÕES QUÍMICAS E ELETRONEGATIVIDADE 
10.1 Ligações iônicas 
Uma ligação iônica é consequência da atração eletrostática entre íons positivos 
(cátions) e negativos (ânions), ou seja, um dos átomos participantes da ligação tem 
tendência de perder elétrons, enquanto o outro, de receber elétrons. Isso significa que é 
necessário entender as mudanças de energia que acompanham a formação dos íons e 
as interações entre eles. Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são 
metais e pertencem às famílias IA, IIA e IIIA. Já os átomos querecebem elétrons são os 
ametais das famílias VA, VIA e VIIA. O hidrogênio (Z = 1), por exemplo, apresenta, na 
sua primeira e única camada, um elétron, atingindo a estabilidade, nesse tipo de ligação, 
ao receber mais um elétron (SILVA, 2019). 
 
 
 
A ligação iônica entre os átomos A e B, genéricos, pode ser esquematicamente 
representada conforme o Quadro 1 a seguir (SILVA, 2019). 
 
 
 
47 
 
O exemplo mais representativo de uma ligação iônica é a formação de um cristal 
de cloreto de sódio (sal de cozinha) a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl). Pode-
se imaginar a formação do sólido em três etapas: os átomos de sódio liberam elétrons, 
que se ligam aos átomos de cloro, e os íons resultantes agrupam-se como um cristal 
(SILVA, 2019). 
O átomo de sódio (Na) está no Grupo 1-IA da tabela periódica, logo, apresenta 
um elétron na camada de valência. Assim, sua estabilidade eletrônica será atingida pela 
perda de um elétron, originando o íon Na+, com oito elétrons da camada de valência. A 
energia de ionização do sódio é de 494 kJ·mol-1, então, é preciso fornecer essa 
quantidade de energia para formar os cátions no processo (SILVA, 2019). Observe: 
 
 
 
O átomo de cloro (Cl) está no grupo 17-VIIA da tabela periódica, logo, apresenta 
sete elétrons na camada de valência. A sua estabilidade eletrônica é então atingida pelo 
ganho de um elétron, originando o íon Cl–. A afinidade eletrônica dos átomos de cloro é 
de +349 kJ·mol-1, logo, são liberados essa quantidade de energia quando elétrons se 
ligam aos átomos de cloro para formar ânions (SILVA, 2019). Observe: 
 
 
 
Após a formação dos íons (Na+ e Cl–) eletronicamente estáveis, ocorre uma 
interação eletrostática (cargas com sinal contrário se atraem), formando assim os 
 
48 
 
compostos iônicos. A interação entre os íons produz aglomerados com forma geométrica 
definida, denominados retículos cristalinos, característicos dos sólidos (SILVA, 2019). 
Assim, quando os íons de sódio e cloro, por exemplo, se juntam para formar um 
sólido cristalino, a atração mútua libera uma grande quantidade de energia. 
Experimentalmente, obtém-se: 
 
 
 
 
 
A presença de retículo iônico determina as principais características desses 
compostos, descritas a seguir (SILVA, 2019). 
 
 São sólidos nas condições ambientes (temperatura de 25°C e pressão de 
1 atm). 
 Os compostos iônicos apresentam elevadas temperatura de fusão e 
temperatura de ebulição. 
 São duros e quebradiços, quando submetidos a impacto, produzindo faces 
planas. 
 Quando dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido 
(fundidos), apresentam condutibilidade elétrica, em razão da existência de 
íons com liberdade de movimento, que podem ser atraídos pelos 
eletrodos, fechando o circuito elétrico. 
 Seu melhor solvente é a água. 
 
49 
 
10.2 Determinação das fórmulas dos compostos iônicos 
A fórmula de um composto iônico mostra a mínima proporção entre os átomos 
que se ligam, de modo que se forme um sistema eletricamente neutro. Sendo assim, é 
necessário que o número de elétrons doados por um dos átomos seja igual ao número 
de elétrons recebidos pelos átomos do outro elemento, como mostrado a seguir (SILVA, 
2019). 
 
 
10.3 Ligações covalentes 
Como os não metais não formam cátions monoatômicos, a natureza das ligações 
entre não metais envolve o compartilhamento de elétrons. Os elementos não metálicos 
existem como moléculas, por exemplo, as espécies diatômicas H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 e 
I2 e as espécies poliatômicas P4 e S8 (SILVA, 2019). 
Para explicar a ligação entre dois átomos de não metais, a proposta de Lewis é 
que um par de elétrons é compartilhado pelos dois átomos, isto é, cada par eletrônico é 
constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos. 
Em outras palavras, os dois átomos ficam juntos porque ocorre interação coulômbica 
entre os dois elétrons e os núcleos e nenhum dos átomos perde totalmente um elétron, 
portanto, nenhum átomo precisa receber a totalidade de energia de ionização (SILVA, 
2019). 
 
 
 
50 
 
 
A ligação covalente pode ser representada esquematicamente, como mostrado 
no Quadro 2 a seguir. 
 
 
10.4 Propriedades dos seus compostos ligados covalentemente 
As propriedades das substâncias formadas por meio de ligações covalentes são 
muito diferentes das propriedades dos átomos originários. Em condições ambientais, as 
substâncias moleculares podem ser encontradas nos três estados físicos, como 
mostrado no Quadro 3 a seguir (SILVA, 2019). 
 
 
 
Além disso, as substâncias moleculares geralmente apresentam temperatura de 
fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) inferiores às das substâncias iônicas e, quando 
 
51 
 
puras, não conduzem corrente elétrica. Cabe ainda ressaltar que os compostos com 
grande número de átomos, derivados de ligações covalentes, levam à formação de 
estruturas identificadas como macromoléculas. Essas substâncias, em condições de 
ambiente são sólidas e apresentam elevadas TF e TE, como: sílica (SiO2)n , grafita (C), 
diamante (C), celulose (C6H10O5)n, polietileno (C2H4)n, entre outros (SILVA, 2019). 
10.5 Eletronegatividade 
O poder de atração dos elétrons exercido por um átomo que participa de uma 
ligação é chamado de eletronegatividade. Assim, o átomo do elemento que apresenta 
a maior eletronegatividade tem maior poder de atrair elétrons e tende a afastá-los do 
átomo que apresenta a menor eletronegatividade. Em 1932, o químico norte-americano 
Linus Pauling propôs, experimentalmente, uma medida quantitativa da distribuição dos 
elétrons na ligação, conforme mostrado na Figura 1 (SILVA, 2019). 
 
 
 
Assim como as energias de ionização e as afinidades eletrônicas são maiores no 
alto, à direita, da tabela periódica (próximo ao flúor), a eletronegatividade segue a mesma 
 
52 
 
escala, sendo o nitrogênio, o oxigênio, o bromo, o cloro, e o flúor os elementos de maior 
eletronegatividade (SILVA, 2019). 
Dessa forma, quando dois átomos de uma ligação têm uma pequena diferença 
de eletronegatividade, as cargas parciais são muito pequenas. Porém, quando a 
diferença de eletronegatividade aumenta, as cargas parciais também crescem. Já se as 
eletronegatividades são muito diferentes, um dos átomos pode ficar com a maior parte 
do par de elétrons compartilhado (por exemplo, numa ligação covalente), em que o 
elemento mais eletronegativo lembra um ânion e o outro lembra um cátion. Esse tipo de 
ligação apresenta caráter iônico considerável. Se a diferença de eletronegatividade é 
muito grande, como em NaCl e KF, a contribuição iônica domina a distribuição covalente 
e é melhor considerar iônica a ligação (SILVA, 2019). 
Sendo assim, não existe uma linha divisória muito clara entre as ligações 
covalentes e iônicas. Contudo, uma regra útil pode ser aplicada, em que se a diferença 
de eletronegatividade é de cerca de duas unidades, o caráter iônico é tão alto que é 
melhor considerar iônica a ligação. Porém, para diferenças de eletronegatividade 
menores do que 1,5, é razoavelmente mais seguro descrever a ligação como sendo 
covalente (SILVA, 2019). 
11 ESTRUTURAS DE LEWIS, A REGRA DO OCTETO E A POLARIDADE DE 
LIGAÇÕES 
11.1 Estruturas de Lewis e a regra do octeto 
Lewis criou uma forma simples para demonstrar os elétrons de valência quando 
os átomos formam ligações iônicas. Ele representou cada elétron de valência como um 
ponto e distribuiu em torno do símbolo do elemento. Cada ponto representa um único 
elétron em um orbital e um par de pontos representa dois elétrons emparelhados 
partilhando o orbital. Alguns exemplos estão representados a seguir (SILVA, 2019). 
 
 
53 
 
 
 
Para deduzir a fórmula de um composto iônico usando os símbolos de Lewis, 
representa-se primeiro o cátion pela remoção de elétrons (representados pelos pontos 
do símbolo do átomo do metal). Após, representa-se o ânion transferindoesses pontos 
(elétrons) para o símbolo do átomo do não metal, de modo a completar sua camada de 
valência, ou seja, atingir a configuração de um gás nobre. Por fim, escreve-se sobrescrito 
a carga de cada íon. Um exemplo simples seria a fórmula do cloreto de cálcio (CaCl2), 
representado a seguir (SILVA, 2019). 
 
 
 
A mesma ideia descrita por Lewis para ligações iônicas pode ser estendida às 
ligações covalentes. Contudo, quando uma ligação covalente é formada, os átomos 
compartilham elétrons até atingir a configuração de um gás nobre. Lewis denominou esse 
princípio de regra do octeto, em que os átomos de uma ligação covalente tendem a 
completar seus octetos pelo compartilhamento de elétrons. O nitrogênio (N), por exemplo, 
tem cinco elétrons na camada de valência e utiliza mais três para completar o octeto. O 
cloro (Cl) tem sete elétrons na camada de valência e utiliza mais um para completar o 
octeto. O argônio (Ar) já tem seus oito elétrons na camada de valência, dessa forma, não 
compartilha elétrons. O hidrogênio (H), pelo fato de formar apenas uma ligação, ou seja, 
ter valência igual a 1, usa apenas mais um elétron para atingir ao dublete do hélio (SILVA, 
2019). 
 
54 
 
Pode-se utilizar também os símbolos de Lewis para descrever ligações 
covalentes, como uma linha (-) para representar o par de elétrons compartilhado. A 
molécula de hidrogênio, formada por dois átomos de hidrogênio, é representada pelo 
símbolo H-H. O átomo de cloro tem sete elétrons na camada de valência, logo, o outro 
elétron utilizado para completar o octeto vem do compartilhamento de um elétron 
fornecido por outro átomo, como um outro átomo de cloro ou um átomo de hidrogênio, 
conforme mostrado na Figura 2 (SILVA, 2019). 
 
 
 
Dessa forma, a regra do octeto explica as valências dos elementos e as 
estruturas de muitos compostos, porém, átomos como fósforo (P), enxofre (S), cloro (Cl) 
e outros não metais do terceiro período e dos seguintes podem acomodar mais de oito 
elétrons na camada de valência (SILVA, 2019). 
11.2 Polaridade de ligações 
O acúmulo de cargas elétricas em determinada região é denominado polo, que 
pode ser de dois tipos: polo negativo, representado por (-) ou -δ; ou polo positivo, 
representado por (+) ou +δ (SILVA, 2019). 
 
55 
 
Toda ligação iônica, onde todos os íons apresentam excesso de cargas elétricas 
positivas ou negativas, será uma ligação polar. As ligações iônicas apresentam máxima 
polarização. Um exemplo de molécula iônica polar pode ser representado pelo NaCl, na 
Figura 3 (SILVA, 2019). 
 
 
 
Já nas ligações covalentes, a existência de polos está associada à deformação 
da nuvem eletrônica e depende da diferença de eletronegatividade entre os elementos. 
Quando há formação de ligação covalente entre átomos com a mesma 
eletronegatividade, não ocorre distorção da nuvem eletrônica de forma tão significativa. 
Sendo assim, essas ligações são denominadas apolares. Um exemplo de molécula 
formada por ligação covalente apolar está representado na Figura 4 (SILVA, 2019). 
 
 
 
56 
 
Porém, quando a ligação covalente se dá entre átomos de eletronegatividades 
diferentes, ocorre deformação da nuvem eletrônica em decorrência do acúmulo de carga 
negativa (–δ) em torno do elemento de maior eletronegatividade. Essas ligações são 
denominadas polares e podem ser esquematicamente representadas pela molécula de 
HCl, demonstrada na Figura 5 (SILVA, 2019). 
 
 
 
Dessa forma, a polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza 
denominada momento dipolar (μ), ou dipolo elétrico, que normalmente é representada 
por um vetor orientado no sentido do elemento mais eletronegativo, ou seja, o vetor é 
orientado do polo positivo para o polo negativo. Veja um exemplo na Figura 6 (SILVA, 
2019). 
 
 
 
57 
 
12 LIGAÇÃO COVALENTE E TABELA PERIÓDICA 
Um par de elétrons emparelhado é chamado de ligação simples. Dessa forma, 
dois átomos podem compartilhar dois ou três pares de elétrons. Quando dois pares de 
elétrons são compartilhados entre dois átomos, forma-se uma ligação dupla. Quando 
três pares de elétrons são compartilhados entre dois átomos, forma-se então uma 
ligação tripla. Uma ligação simples pode ser representada por um traço (-), por exemplo, 
C-H, em uma estrutura de Lewis. Uma ligação dupla é escrita como =, por exemplo, C=O. 
De modo similar, uma ligação tripla é escrita como ≡, por exemplo, C≡C. Assim, as 
ligações duplas e triplas são coletivamente denominadas de ligações múltiplas. Da 
mesma forma que numa ligação simples cada linha representa um par de elétrons, uma 
ligação dupla envolve um total de quatro elétrons e uma ligação tripla envolve seis 
elétrons. A ordem de ligação é então definida como o número de ligação que une um par 
específico de átomos. Logo, para o H2, ordem de ligação é igual a 1, no grupo C=O é 2, 
e em C≡C, como no etino, é 3 (SILVA, 2019). 
Segundo a teoria da ligação de valência (TLV), uma ligação química é definida 
como uma combinação de dois orbitais atômicos com energias semelhantes, sendo que 
essa combinação se dá quando os orbitais atômicos se aproximam suficientemente para 
produzirem uma sobreposição efetiva (BENVENUTTI, 2006). 
A TLV prevê ainda a existência de dois tipos de sobreposição de orbitais, 
descritos a seguir. 
 
1. A primeira é chamada de ligação sigma (σ), representada pela ligação 
simples, quando o orbital molecular formado apresenta densidade 
eletrônica exatamente na direção internuclear, ou seja, no eixo da ligação 
química, conforme representado na Figura 7. 
 
 
58 
 
 
 
2. A segunda situação é chamada de ligação pi (π), representada nas 
ligações duplas e triplas, quando a sobreposição dos orbitais ocorre no 
plano da ligação e está representada na Figura 8. Nesse caso, a 
densidade eletrônica no eixo da ligação é igual a zero (SILVA, 2019). 
 
 
 
 
59 
 
Dessa forma, para que ocorra uma ligação química, é necessário que haja 
simetria adequada e energias próximas entre os orbitais (SILVA, 2019). 
 
 
 
 
 
Perceba que mais de um par de elétrons pode ser compartilhado, formando-se, 
então, ligações simples, duplas e triplas. Veja no Quadro 4 a relação entre a posição dos 
átomos na tabela e a possibilidade de ligações (SILVA, 2019). 
 
 
60 
 
 
 
13 GEOMETRIA MOLECULAR 
A geometria molecular é o arranjo tridimensional dos átomos em uma molécula. 
A geometria de uma molécula influencia muitas de suas propriedades físicas e químicas, 
como pontos de fusão e de ebulição, densidade e tipos de reações em que a molécula 
participa. Em geral, os comprimentos de ligação e os ângulos entre ligações têm que ser 
determinados experimentalmente. Contudo, existe um procedimento simples que nos 
permite prever com considerável sucesso a geometria global de uma molécula ou íon, se 
soubermos qual é o número de elétrons ao redor do átomo central na sua estrutura de 
Lewis. Este procedimento baseia-se na hipótese de que os pares de elétrons da camada 
de valência de um átomo se repelem mutuamente. A camada de valência é a camada 
 
61 
 
mais externa de um átomo que se encontra ocupada por elétrons; nessa camada 
encontram-se os elétrons que estão normalmente envolvidos na formação de ligações 
químicas. Em uma ligação covalente, um par de elétrons, comumente denominado par 
ligante, é responsável por manter dois átomos unidos. Contudo, em uma molécula 
poliatômica, na qual há duas ou mais ligações entre o átomo central e aqueles que o 
rodeiam, a repulsão entre elétrons de diferentes pares ligantes faz com que estes tendam 
a ficar o mais afastado possível uns dos outros. A geometria que a molécula acaba por 
adotar (conforme definida pelas posições de todos os átomos) é aquela que minimiza 
essa repulsão. Essa abordagem ao estudo da geometria molecular é designada Modelo 
de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (RPECV) porque procura 
explicaro arranjo geométrico dos pares eletrônicos em torno de um átomo central em 
termos da repulsão eletrostática entre pares de elétrons (CHANG, 2010). 
Há duas regras que governam a aplicação do modelo RPECV: 
 
1. No que diz respeito à repulsão de pares de elétrons, as ligações duplas e 
triplas podem ser tratadas como se fossem ligações simples. Essa 
aproximação é boa em termos qualitativos. Entretanto, é preciso lembrar 
que as ligações múltiplas são efetivamente “mais volumosas” do que as 
ligações simples; isto é, como nas ligações múltiplas existem dois ou três 
pares de elétrons entre os átomos, suas densidades eletrônicas ocupam 
mais espaço. 
2. Quando uma molécula possui duas ou mais estruturas de ressonância, 
podemos aplicar o modelo RPECV a qualquer uma delas. Geralmente, 
não se indicam as cargas formais (CHANG, 2010). 
 
Com esse modelo em mente, podemos prever a geometria de moléculas (e íons) 
de modo sistemático. Para isso, é conveniente dividir as moléculas em duas categorias, 
com base na presença ou na ausência de pares de elétrons isolados no átomo central 
(CHANG, 2010). 
 
62 
 
13.1 Moléculas em que o Átomo Central Não Tem Pares Isolados 
Por uma questão de simplicidade, consideraremos as moléculas que possuem 
átomos de apenas dois elementos, A e B, sendo A o átomo central. Essas moléculas têm 
a fórmula geral ABx, em que x é um número inteiro 2, 3, .... (Se x = 1, a molécula é 
diatômica, AB, e por definição é linear.) Na maioria dos casos, x está compreendido entre 
2 e 6 (CHANG, 2010). 
A Tabela 10.1 apresenta cinco possíveis arranjos para os pares eletrônicos em 
torno do átomo central A. Como consequência da repulsão mútua, os pares de elétrons 
ficam afastados tanto quanto possível uns dos outros. Observe que a tabela mostra a 
disposição dos pares de elétrons, mas não a posição dos átomos, ao redor do átomo 
central. Moléculas em que o átomo central não possui pares isolados apresentam um 
destes cinco arranjos de pares de elétrons ligantes. Utilizando a Tabela 10.1 como 
referência, vamos analisar detalhadamente a geometria das moléculas que apresentam 
fórmulas AB2, AB3, AB4, AB5 e AB6 (CHANG, 2010). 
 
 
63 
 
 
 
64 
 
AB2: Cloreto de berílio (BeCl2) 
A estrutura de Lewis do cloreto de berílio no estado gasoso é (CHANG, 2010): 
 
 
 
Os pares de elétrons repelem-se mutuamente e, por isso, devem situar-se nos 
extremos opostos de uma linha reta para ficarem o mais afastado possível um do outro. 
Assim, prevê-se que o ângulo CeBeCl é de 180° e a molécula, linear (veja a Tabela 10.1) 
(CHANG, 2010). O modelo de “bolas” e “varetas” BeCl2 é 
 
 
 
AB3: Trifluoreto de boro (BF3) 
O trifluoreto de boro contém três ligações covalentes ou três pares ligantes. No 
arranjo mais estável, as três ligações BF apontam para os vértices de um triângulo 
equilátero com o átomo B no centro desse triângulo (CHANG, 2010): 
 
 
 
De acordo com a Tabela 10.1, a geometria do BF3 é trigonal planar porque os 
três átomos terminais estão colocados nos vértices de um triângulo equilátero, no plano 
(CHANG, 2010): 
 
 
65 
 
 
 
Desse modo, os três ângulos FBF são de 120º e os quatro átomos encontram-se 
no mesmo plano (CHANG, 2010). 
 
AB4: Metano (CH4) 
A estrutura de Lewis do metano é: 
 
 
 
Como existem quatro pares ligantes, o CH4 tem uma geometria tetraédrica. Um 
tetraedro é um sólido geométrico com quatro faces (daí vem o prefixo tetra) que são todas 
triângulos equiláteros. Em uma molécula tetraédrica, o átomo central (nesse caso, C) 
está localizado no centro do tetraedro e os outros quatro átomos, nos vértices. Os ângulos 
de ligação são todos iguais a 109,5º (CHANG, 2010). 
 
 
 
AB5: Pentacloreto de fósforo (PCl5) 
A estrutura de Lewis do pentacloreto de fósforo (no estado gasoso) é: 
 
 
66 
 
 
 
A única maneira de minimizar as forças repulsivas entre os cinco pares de 
elétrons ligantes é dispor as ligações PCl na forma de uma bipirâmide trigonal. A 
bipirâmide trigonal pode ser gerada pela junção de dois tetraedros considerando uma 
base comum (CHANG, 2010): 
 
 
 
O átomo central (nesse caso, P) está no centro do triângulo comum e os átomos 
vizinhos situam-se nos cinco vértices da bipirâmide trigonal. Dizemos que os átomos que 
se encontram acima e abaixo do plano triangular ocupam posições axiais e aqueles que 
estão no plano triangular ocupam posições equatoriais. O ângulo formado entre duas 
ligações equatoriais é sempre igual a 120º; o ângulo entre uma ligação axial e uma 
equatorial é de 90º e o ângulo entre duas ligações axiais é de 180º (CHANG, 2010). 
 
AB6: Hexafluoreto de enxofre (SF6) 
A estrutura de Lewis do hexafluoreto de enxofre é 
 
 
 
 
67 
 
O arranjo mais estável para os seis pares ligantes SF é o aquele que tem formato 
de um octaedro. Um octaedro possui oito faces (daí vem o prefixo octa) e pode ser gerado 
pela junção de duas pirâmides quadradas considerando uma base comum. O átomo 
central (nesse caso, S) está no centro da base quadrada e os outros seis átomos 
encontram-se nos seis vértices do octaedro. Nesse caso, todos os ângulos de ligações 
são iguais a 90º, exceto aqueles formados pelas ligações entre o átomo central e pares 
de átomos diametralmente opostos, que são ângulos de 180º. Como, em uma molécula 
octaédrica, as seis ligações são equivalentes, não podemos utilizar os termos “axial” e 
“equatorial”, como no caso das moléculas com geometria bipiramidal trigonal (CHANG, 
2010). 
 
 
14 FORÇAS INTERMOLECULARES 
As forças atrativas entre moléculas são denominadas forças intermoleculares. 
Elas são responsáveis pelo comportamento não ideal dos gases. São também essas 
forças que asseguram a existência dos estados condensados da matéria — líquido e 
sólido. À medida que a temperatura de um gás diminui, a energia cinética média das 
moléculas também diminui. A uma temperatura suficientemente baixa, as moléculas 
deixam de ter energia suficiente para vencer as forças de atração em relação às 
moléculas vizinhas. Neste ponto, as moléculas agregam-se para formar pequenas gotas 
de líquido. A transição do estado gasoso para estado líquido é conhecida como 
condensação (CHANG, 2010). 
Ao contrário das forças intermoleculares, as forças intramoleculares mantêm 
os átomos unidos em uma molécula. As forças intramoleculares estabilizam as moléculas 
individuais, enquanto as forças intermoleculares são as principais responsáveis pelas 
 
68 
 
propriedades físicas da matéria (por exemplo, o ponto de fusão e o ponto de ebulição) 
(CHANG, 2010). 
As forças intermoleculares são, em geral, muito mais fracas do que as 
intramoleculares. A vaporização de um líquido requer muito menos energia do que a 
quebra das ligações de suas moléculas. Por exemplo, são necessários 41kJ de energia 
para vaporizar 1 mol de água à sua temperatura de ebulição, mas 930kJ para quebrar as 
duas ligações O—H de 1 mol de moléculas de água. Os pontos de ebulição das 
substâncias normalmente refletem a intensidade das forças intermoleculares existentes 
entre suas moléculas. No ponto de ebulição, é fornecida energia suficiente para superar 
as forças de atração entre as moléculas, de modo que elas possam passar para a fase 
vapor. Se for necessária mais energia para separar as moléculas de uma substância A 
do que de uma substância B, em razão de as primeiras serem atraídas por forças 
intermoleculares mais intensas, então o ponto de ebulição de A será superior ao de B. O 
mesmo princípio se aplica ao ponto de fusão das substâncias. Em geral, os pontos de 
fusão aumentam com o aumento da intensidade das forças intermoleculares nas 
substâncias (CHANG, 2010). 
Para discutirmos as propriedades da matéria condensada, temos primeiro que 
compreender os diferentes tipos de forças intermoleculares. Forças do tipo dipolodipolo, 
dipolo-dipolo induzido e forças de dispersão constituem o que os químicos chamam de 
forçasde van der Waals, em homenagem ao físico holandês Johannes Van Der Waals. 
Os íons e os dipolos atraem-se mutuamente por forças eletrostáticas denominadas forças 
íon-dipolo, que não são forças de Van Der Waals. A ligação de hidrogênio é um tipo de 
interação dipolo-dipolo particularmente forte. Uma vez que apenas alguns elementos 
podem participar na formação desse tipo de ligação, esta será tratada como uma 
categoria à parte. Como veremos a seguir, a atração global entre as moléculas pode ter 
contribuições de mais do que um tipo de interação, dependendo do estado físico da 
substância, da natureza das ligações químicas e dos elementos presentes (CHANG, 
2010). 
 
69 
 
14.1 Forças Dipolo-Dipolo 
As forças dipolo-dipolo são forças atrativas entre moléculas polares, isto é, 
entre moléculas que possuem momentos de dipolo. A origem dessas forças é 
eletrostática e elas podem ser entendidas em termos da lei de Coulomb. Quanto maior 
for o momento de dipolo, maior será a força. A figura abaixo mostra a orientação das 
moléculas polares em um sólido. Nos líquidos, as moléculas polares não ocupam 
posições tão rígidas como nos sólidos, porém tendem a alinhar-se de modo que, em 
média, a interação atrativa seja máxima (CHANG, 2010). 
 
 
Figura: Moléculas que possuem momento de dipolo permanente tendem a se alinharem com 
polaridades opostas, no estado sólido para maximizar as interações atrativas. 
14.2 Forças Íon-Dipolo 
A lei de Coulomb também explica as forças íon-dipolo, que ocorrem entre um 
íon (um cátion ou um ânion) e uma molécula polar (figura abaixo). A intensidade dessa 
interação depende da carga e do tamanho do íon e também do momento de dipolo e do 
tamanho da molécula. Em geral, as cargas estão mais concentradas nos cátions porque 
comumente esses são menores do que os ânions. Em consequência, quando um cátion 
e um ânion apresentam cargas de mesma magnitude, a interação com dipolos é mais 
forte para o cátion do que para o ânion, 
 
 
70 
 
 
Figura: Dois tipos de interação íon-dipolo. 
A hidratação, é um exemplo de interação íon-dipolo. A figura abaixo mostra a 
interação íon-dipolo dos íons Na+ e Mg2+ com a molécula de água, que tem momento de 
dipolo elevado (1,87 D). Como o íon Mg2+ possui maior carga e menor raio iônico (78pm) 
do que o íon Na+ (98pm), sua interação com as moléculas de água é mais forte. (Em 
solução, cada íon está rodeado por um dado número de moléculas de água.) Semelhante 
comportamento é observado para ânions com diferentes cargas e tamanhos (CHANG, 
2010). 
 
 
Figura: Interação entre uma molécula de água e os íons Na+ e Mg2+. 
14.3 Forças de Dispersão 
Que tipo de interação atrativa existe entre substâncias apolares? Para responder 
a essa pergunta, considere o arranjo descrito na figura a seguir. Se colocarmos um íon 
ou uma molécula polar perto de um átomo (ou de uma molécula apolar), a distribuição 
eletrônica do átomo (ou molécula apolar) é distorcida pela força exercida pelo íon ou pela 
 
71 
 
molécula polar resultando em um tipo de dipolo. Esse dipolo é denominado dipolo 
induzido porque a separação das cargas positiva e negativa no átomo (ou na molécula 
apolar) deve-se à proximidade de um íon ou molécula polar. A interação atrativa entre 
um íon e o dipolo induzido chama-se interação íon-dipolo induzido e a interação atrativa 
entre uma molécula polar e o dipolo induzido designa-se interação dipolo-dipolo induzido 
(CHANG, 2010). 
 
 
Figura: (a) Distribuição esférica de cargas em um átomo de hélio. (b) Distorção causada pela 
aproximação de um cátion. (c) Distorção causada pela aproximação de um dipolo. 
A probabilidade de um momento de dipolo ser induzido depende da carga do íon 
e da força do dipolo, bem como da polarizabilidade do átomo ou da molécula — ou seja, 
da facilidade com que a distribuição eletrônica do átomo (ou molécula) pode ser 
distorcida. Em geral, quanto maior for o número de elétrons e mais difusa for a nuvem 
eletrônica do átomo ou da molécula, maior será a sua polarizabilidade. A expressão 
nuvem difusa significa que a nuvem eletrônica está espalhada em um volume apreciável 
de modo que os elétrons não são atraídos muito fortemente pelo núcleo (CHANG, 2010). 
A polarizabilidade torna possível a condensação de gases constituídos por 
átomos neutros ou por moléculas apolares (por exemplo, He e N2). Em um átomo de hélio 
 
72 
 
os elétrons encontram-se em movimento a uma certa distância do núcleo. Em qualquer 
instante, é provável que o átomo adquira um momento de dipolo, o qual é gerado pelas 
“posições específicas dos elétrons”. Esse momento de dipolo é conhecido como dipolo 
instantâneo porque dura apenas uma pequena fração de segundo. No instante seguinte, 
os elétrons estarão em posições diferentes e o átomo terá um novo dipolo instantâneo e 
assim por diante. Contudo, de acordo com a média em um intervalo de tempo (isto é, no 
tempo que demora para se medir o momento de dipolo), esse átomo não tem momento 
de dipolo, uma vez que os dipolos instantâneos cancelam-se mutuamente. Em um 
conjunto de átomos de He, o dipolo instantâneo de um átomo pode induzir dipolo em 
cada um dos átomos vizinhos mais próximos (Figura abaixo). No instante seguinte, um 
dipolo instantâneo diferente pode criar dipolos temporários nos átomos de He que estão 
ao seu redor. Esse tipo de interação origina as forças de dispersão, que são forças 
atrativas que surgem como resultado de dipolos temporários induzidos nos átomos ou 
nas moléculas. Em temperaturas muito baixas (e velocidades atômicas reduzidas), as 
forças de dispersão são suficientemente fortes para manter juntos os átomos de He, 
provocando a condensação do gás. A atração entre moléculas apolares pode ser 
explicada do mesmo modo (CHANG, 2010). 
 
 
Figura: Interação entre dipolos induzidos. Esses arranjos espaciais existem apenas 
momentaneamente; no instante seguinte vão se formar novos arranjos. Esse tipo de interação é 
responsável pela condensação dos gases apolares. 
Em 1930, o físico alemão, Fritz London, propôs uma interpretação para os dipolos 
temporários baseada na mecânica quântica. London demonstrou que a intensidade 
dessa interação atrativa é proporcional à polarizabilidade do átomo ou da molécula. 
Como é esperado, as forças de dispersão podem ser muito fracas. Isso é verdade, para 
 
73 
 
o caso do hélio, que tem uma temperatura de ebulição de apenas 4,2 K ou -269ºC. (Note 
que o hélio tem apenas dois elétrons no orbital 1s, e esses são fortemente atraídos pelo 
núcleo. Portanto, o átomo de hélio apresenta baixa polarizabilidade.) 
As forças de dispersão, também conhecidas por forças de London, geralmente 
aumentam com a massa molar, pois moléculas com maiores massas molares também 
têm mais elétrons, e a intensidade das forças de dispersão aumentam com o número de 
elétrons. Além disso, massas molares maiores significam átomos maiores cujas 
distribuições eletrônicas são mais facilmente perturbáveis, porque os elétrons mais 
externos são menos fortemente atraídos pelo núcleo. A Tabela 12.2 traz as temperaturas 
de fusão de algumas substâncias semelhantes e constituídas por moléculas apolares. 
Conforme esperado, o ponto de fusão aumenta à medida que aumenta o número de 
elétrons na molécula. Uma vez que se trata apenas de moléculas apolares, as únicas 
forças intermoleculares atrativas presentes são as de dispersão (CHANG, 2010). 
 
 
 
Em muitos casos, as forças de dispersão são comparáveis, ou até mesmo mais 
intensas, do que as forças dipolo-dipolo existentes entre moléculas polares. Um caso 
extremo é ilustrado pela comparação dos pontos de ebulição do CH3F (78,4ºC) e do CCl4 
(76,5ºC). Embora o CH3F tenha um momento de dipolo de 1,8 D, entra em ebulição em 
uma temperatura muito mais baixa do que o CCl4, cujas moléculas são apolares. O CCl4 
 
74 
 
entra em ebulição em uma temperatura maior simplesmente porque tem mais elétrons.Portanto, as forças de dispersão entre as moléculas de CCl4 são mais fortes do que as 
forças de dispersão somadas às de dipolo-dipolo que existem entre as moléculas de 
CH3F. (Lembre-se de que forças de dispersão existem entre espécies de todos os tipos, 
quer sejam neutras ou carregadas quer sejam polares ou apolares.) (CHANG, 2010). 
 
 
 
 
75 
 
14.4 Ligação de Hidrogênio 
De modo geral, os pontos de ebulição de uma série de compostos semelhantes 
que contêm elementos do mesmo grupo aumentam com o aumento da massa molar. Isso 
ocorre em razão do aumento da intensidade das forças de dispersão para moléculas que 
contêm mais elétrons. Como se pode verificar na Figura 12.6, compostos constituídos 
por hidrogênio e elementos do Grupo 14 seguem essa tendência. O composto mais leve, 
CH4, é também o que tem menor ponto de ebulição, e o composto mais pesado, SnH4, 
apresenta o ponto de ebulição mais elevado. No entanto, os compostos constituídos por 
hidrogênio e elementos dos Grupos 15, 16 e 17 não seguem essa tendência. Em cada 
uma dessas séries, o composto mais leve (NH3, H2O e HF) é o que tem o ponto de 
ebulição mais elevado, contrariamente ao esperado com base na massa molar. Essa 
observação indica que as atrações intermoleculares nas moléculas NH3, H2O e HF são 
mais fortes do que as das outras moléculas dos seus grupos. Esse tipo de atração 
intermolecular particularmente forte é conhecido como ligação de hidrogênio, que é um 
tipo especial de interação dipolo-dipolo entre o átomo de hidrogênio em uma ligação 
polar, tal como N—H, O—H ou F—H e um átomo eletronegativo como O, N ou F. Essa 
interação é representada por 
 
 
 
A e B representam O, N ou F; A—H é uma molécula ou parte de uma molécula, e B é 
parte de outra molécula; a linha tracejada representa a ligação de hidrogênio. 
Normalmente os três átomos ficam em linha reta, mas há casos em que o ângulo AHB 
(ou AHA) apresentam desvios, que podem chegar até 30º, em relação à linearidade. 
Observe que todos os átomos mencionados, O, N e F, apresentam pelo menos um par 
de elétrons isolado que pode interagir com o átomo de hidrogênio em uma ligação de 
hidrogênio (CHANG, 2010). 
 
 
76 
 
 
Figura 12.6 Pontos de ebulição de compostos hidrogenados de elementos dos Grupos 14, 15, 
16 e 17. Embora normalmente se espere que o ponto de ebulição aumente à medida que se desce no 
grupo, verifica-se que três compostos (NH3, H2O, HF) se comportam de modo diferente. Essa anomalia 
pode ser explicada em termos das ligações de hidrogênio intermoleculares. 
A energia média de uma ligação de hidrogênio é muito grande (de até 40kJ/mol) 
quando comparada às energias das interações dipolo-dipolo. Por isso, as ligações de 
hidrogênio têm grande influência na estrutura e nas propriedades de muitos compostos. 
A figura abaixo mostra alguns exemplos de ligações de hidrogênio (CHANG, 2010). 
 
 
77 
 
 
Figura: Alguns exemplos de ligações de hidrogênio envolvendo moléculas de água, amônia e 
ácido fluorídrico. As linhas cheias representam ligações covalentes e as pontilhadas representam 
ligações de hidrogênio. 
A força de uma ligação de hidrogênio é determinada pela interação de Coulomb 
entre os pares de elétrons isolados do átomo eletronegativo e o núcleo do átomo de 
hidrogênio. Por exemplo, o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio e, portanto, 
esperaríamos que a ligação de hidrogênio no HF líquido fosse mais forte que a da H2O. 
No estado líquido, as moléculas de HF formam cadeias em ziguezague (CHANG, 2010): 
 
 
 
O ponto de ebulição do HF é mais baixo que o da água porque cada molécula de 
H2O participa em quatro ligações de hidrogênio. Assim, as forças que mantêm juntas as 
moléculas de H2O são mais fortes que as que mantêm unidas as moléculas de HF 
(CHANG, 2010). 
 
 
78 
 
 
 
Todas as forças intermoleculares discutidas até agora são de natureza atrativa. 
Lembre-se de que as moléculas também exercem forças repulsivas sobre outras 
moléculas. Quando duas moléculas aproximam-se, uma da outra, ocorrem repulsões 
entre os seus elétrons e entre os seus núcleos. A magnitude das forças repulsivas sobe 
abruptamente à medida que diminui a distância entre as moléculas em um estado 
condensado. É por essa razão que é tão difícil comprimir os líquidos e os sólidos. Nesses 
estados, as moléculas já estão muito próximas umas das outras, resistindo à compressão 
(CHANG, 2010). 
15 BALANCEAMENTO DE UMA EQUAÇÃO QUÍMICA 
As transformações químicas podem ocorrer de formas variadas e praticamente a 
todo o momento, como na fotossíntese realizada por uma planta, na produção de 
 
79 
 
alimentos, no envelhecimento da pele de uma pessoa, dentre tantas outras que estão 
presentes em nosso cotidiano. As transformações que resultam na formação de novas 
substâncias a partir de outras são chamadas de reações químicas. Estas são 
representadas por equações químicas (ATKINS; JONES, 2011). 
As equações químicas representam a reação química por meio das fórmulas dos 
reagentes que dela participam, bem como dos produtos que são formados. A equação 
química a seguir representa a reação de combustão do álcool utilizado em automóveis e 
vamos utilizá-la para compreender os componentes de uma equação química (Figura 1) 
(BOTH, 2019). 
Os símbolos da equação química representam: 
 
 As substâncias que interagiram: etanol e oxigênio (C2H6O(l) e O2(g)), 
chamadas de reagentes, localizadas à esquerda da seta (antes da seta), 
e são representadas por fórmulas químicas (ex.: O representa a fórmula 
química do oxigênio) (BOTH, 2019). 
 As substâncias formadas: gás carbônico e água (CO2(g) e H2O(g)), 
chamadas de produtos, localizados à direita da seta (depois da seta). 
 O sinal de + (positivo) que significa interação ou “reage com”. 
 A seta → que significa formação. 
 Os números subscritos representam os índices da fórmula química, ou 
seja, as quantidades de átomos presentes na molécula. A fórmula 
química, juntamente com os índices, forma a fórmula molecular (p. ex., 
C2H6O é a representação da fórmula molecular do etanol). 
 As letras subscritas entre parênteses ao final da molécula representam 
estado físico das substâncias: sólido (s), líquido (l), gasoso (g) e solução 
aquosa (aq). 
 Os números maiores posicionados na frente das fórmulas químicas são 
os coeficientes estequiométricos e representam o número de mols da 
substância (BOTH, 2019). 
 
 
80 
 
 
 
A equação química é interpretada (lida) da seguinte forma: 1 mol de etanol reage 
com 3 mols de oxigênio para formar 2 mols de gás carbônico e 3 mols de água, ou, ainda, 
1 molécula de etanol reage com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 moléculas de gás 
carbônico e 3 moléculas de água (BOTH, 2019). 
As reações químicas não ocorrem ao acaso, mas obedecem uma relação entre 
a quantidade de reagentes que podem interagir para formar a mesma quantidade em 
massa de outros produtos. Essa relação de massa entre produtos e reagentes obedece 
a lei de conservação de massas e de proporções, postulada pelos pesquisadores Antoine 
Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust, que formularam as leis ponderais das reações 
químicas. Essas leis estabelecem relações entre quantidade de regentes consumidos e 
de produtos formados durante uma reação química, em que nenhum átomo é formado 
ou destruído, apenas ocorre a formação de novas substâncias (BROWN; LEMAY; 
BURSTEN, 2005), ou seja, se forem utilizadas 5 g de reagentes, e se a reação converter 
todos os reagentes em produtos, serão produzidas 5 g de produtos. Quando as 
proporções de átomo presentes nos reagentes são proporcionais ao número de átomos 
dos produtos, considera-se que a equação química está balanceada. Como saber 
quando uma equação química mantém o mesmo número de átomos em reagentes e 
produtos? Vamos aprender a balancear uma reação química utilizando a relação entre a 
 
81 
 
quantidade de reagentes químicose produtos, que é chamada de estequiometria da 
reação química. 
O balanceamento da reação química para que ela esteja proporcional, ocorre 
com a utilização dos coeficientes estequiométricos, que são únicos para cada reação 
química. Estes que estão localizados a frente da fórmula molecular em uma equação 
química, como visto na Figura 1 (BOTH, 2019). 
Para balancear uma reação química, precisamos saber a fórmula molecular dos 
reagentes transformados e dos produtos que são formados. A reação de combustão do 
metano servirá de exemplo para realizar o balanceamento. Para compreender melhor o 
balanceamento de uma equação, vamos realizá-la em etapas e acertando o coeficiente 
estequiométrico para cada molécula que participa da reação (KOTZ; TREICHEL, 2005). 
 
Etapa 1: escrever as fórmulas corretas para os reagentes e produtos, e verificar 
se há proporções entre a quantidade de átomos para cada elemento presente nos 
reagentes e produtos, como segue: 
 
 
 
Podemos constatar que os produtos do lado esquerdo da equação química têm 
1 átomo de carbono (C), 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio. Em comparação 
com os produtos (lado direito da equação), temos a mesma proporção de átomo de 
carbono, mas não de hidrogênio e oxigênio. Dessa forma, precisamos balancear a 
equação química. Em outras palavras, adequar o número de átomos para produtos e 
reagentes (BOTH, 2019). 
 
 
82 
 
Etapa 2: balancear o número de átomos de hidrogênio. Em reações de 
combustão, é recomendável iniciar o acerto de coeficientes com o átomo de carbono, 
entretanto, na reação de combustão do etanol, a quantidade de átomos de carbono é a 
mesma para reagentes e produtos, então, iniciaremos com o hidrogênio. Nesse caso, 4 
átomos de hidrogênio estão nos reagentes, portanto, 4 devem também estar nos 
produtos. Para isso, vamos atribuir o coeficiente estequiométrico 2 para a molécula de 
água que resultará em 4 hidrogênios. Veja: 
 
 
 
Quando é atribuído um coeficiente estequiométrico, o número que corresponde 
ao índice da substância é multiplicado pelo número que antecede a molécula, pelo 
coeficiente estequiométrico. Assim, além de alterar o número de hidrogênio, também é 
alterado o número de átomos de oxigênios, passando de 3 para 4 átomos nos reagentes. 
Isso ocorre porque o número atribuído ao coeficiente estequiométrico é valido para toda 
a molécula e, logo, modifica a quantidade de todos os átomos que a compõem (BOTH, 
2019). 
 
Etapa 3: balancear os átomos de oxigênio. Há 2 átomos de oxigênio nos 
reagentes e 4 nos produtos (2 no CO2 e mais 2 · 1 = 2 na molécula de água). Cada 
molécula de oxigênio tem 2 oxigênios (O2) nos reagentes, portanto, se atribuirmos o 
coeficiente 2 para a molécula de O2, duas moléculas de oxigênio suprirão os 4 átomos 
de oxigênio (2 · 2 = 4 no O2 dos reagentes) necessários para se igualar aos oxigênios 
dos produtos. 
 
 
83 
 
 
 
Etapa 4: verifique se o número de átomos de cada elemento está balanceado. 
 
 
 
A equação mostra 1 átomo de carbono, 4 átomos de hidrogênio e 4 átomos de 
oxigênio para cada reagentes e produtos. Assim, a equação química está balanceada. 
Porém, caso esteja faltando ou sobrando átomos na equação, deve-se seguir com o 
ajuste dos coeficientes até que a proporcionalidade seja atingida (BOTH, 2019). 
É importante ressaltar alguns pontos importantes que devem ser lembrados ao 
realizar o balanceamento das reações químicas (KOTZ; TREICHEL, 2005): 
 
 As fórmulas para reagentes e produtos devem estar corretas, caso 
contrário, a equação não tem significado. 
 Quando a substâncias aparece na equação química sem número de 
coeficiente quer dizer que o número de moléculas corresponde a 1, ou 
seja, o coeficiente é igual a 1, apenas não aparece nas equações. 
 Os índices (números) subscritos nas fórmulas dos reagentes e dos 
produtos não podem ser mudados para balancear uma equação química. 
Essas fórmulas identificam as substâncias. Se for alterado o número 
subscrito, muda a identidade da substância. Por exemplo, não se pode 
alterar CO2 para CO (que é monóxido de carbono) ao balancear uma 
 
84 
 
equação. Caso isso ocorra, o produto formado é outro e passa de gás 
carbônico para monóxido de carbono. Estes são compostos totalmente 
diferentes. Se ocorrer a produção de CO em uma combustão, o gás 
formado é tóxico e não desejável. 
 
As equações químicas balanceadas são de importância fundamental na 
descrição dos resultados das reações químicas e na compreensão quantitativa da 
química. Por meio das equações balanceadas poderemos realizar cálculos de reagentes 
e produtos em quantidade de matéria (mol). Por isso as equações químicas devem ser 
balanceadas (BOTH, 2019). 
15.1 Lei de conservação de massa e proporções constantes entre reagentes e 
produtos em reações químicas 
Os pesquisadores Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust formularam 
as leis ponderais das reações químicas, a lei de conservação de massa e a lei das 
proporções definidas. Essas leis estabelecem relações entre quantidade de regentes 
consumidos e de produtos formados durante uma reação química (BOTH, 2019). 
Na teoria de conservação de massas, os reagentes e produtos apresentam 
proporcionalidade antes e depois da ocorrência de uma reação química, ou seja, em 
sistema fechado, a massa dos produtos formados é igual à massa dos reagentes 
consumidos. Essa teoria deu origem à famosa frase que Lavoisier, descobridor da lei, 
teria utilizado para expressar a conservação das massas ao final da reação química, a 
qual diz que “na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” (BOTH, 2019). 
A conservação de massa na reação em sistema fechado de cloreto de cálcio 
(CaCl2) e sulfato de sódio (Na2SO4) para formar sulfato de cálcio (CaSO4) e cloreto de 
sódio (NaCl) pode ser utilizada para representar a lei de Lavoisier. Considerando que a 
massa dos reagentes é de 184,34 g, ao final da reação, a massa dos produtos continua 
sendo 184,34 g. Assim, em uma reação química, os produtos têm massa igual à massa 
dos reagentes consumidos, como pode ser observado a seguir (JESPERSEN; BRADY; 
HYSLOP, 2017): 
 
85 
 
 
 
 
A lei das proporções definidas de Proust segue o mesmo princípio da lei de 
conservação da massa, em que qualquer relação de massas entre substâncias que 
participam de uma reação química é sempre uma proporção constante (BOTH, 2019). 
Utilizaremos como exemplo a substância H2O, a água, que é composta pelos 
elementos hidrogênio e oxigênio. Na reação, se utilizarmos 18 g ou dobrarmos a 
quantidade para 36 g de água (equação não balanceada), temos a decomposição em 2 
g de hidrogênio e 16 g de oxigênio, e, ainda, 4 g de hidrogênio e 32 g oxigênio, 
respectivamente, como segue: 
 
 
 
Podemos constatar que a massa dos reagentes é proporcional à soma das 
massas dos produtos, estando em conformidade com a lei de Lavoisier. Porém, para 
confirmar a lei das proporções, podemos dividir a massa de hidrogênio pela massa de 
oxigênio e chegamos a uma mesma razão que se mantém constante e proporcional 
(BOTH, 2019). 
 
 
 
 
86 
 
Ainda, a proporção é mantida quando dividimos a massa dos reagentes por 2: 
 
 
 
e 
 
 
 
Essas relações revelam que a proporção entre os elementos que compõem a 
água permanece constante: a massa de oxigênio é 8 vezes maior que a massa de 
hidrogênio. Em outras palavras, a composição da água, em massa, é sempre de 1 parte 
de hidrogênio para 8 partes de oxigênio (BOTH, 2019). 
É fundamental você saber que a lei de Proust é adequada para as substâncias 
puras e não para misturas. Isso porque uma substância pura tem sempre a mesma 
composição. Assim, por exemplo, a água pura sempre será formada por hidrogênio e 
oxigênio numa mesma proporção, ou seja, sempre terá a mesma composição, 
independentemente se for água de chuva, mar ou rio, desde que esteja adequadamente 
purificada. Já as misturasnão têm composição constante, como a mistura de água e sal. 
Essas misturas não contêm necessariamente a mesma proporção entre as quantidades 
de água e sal em sua composição. Podemos fazer uma mistura com meia colher de sal 
em um recipiente e outra com duas colheres de sal na mesma quantidade de água. 
Assim, para as misturas, a lei de Proust não se aplica (BOTH, 2019). 
16 QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS EM UMA REAÇÃO QUÍMICA 
Na prática da realização de experimentos, pode-se prever a quantidade de 
matéria formada nos produtos a partir de uma quantidade de reagentes utilizados em 
uma reação química. Para interpretar a quantidade de produtos consumidos e formados 
 
87 
 
em uma reação química, utiliza-se as massas molares e o conceito de mol de uma 
equação química que corresponde diretamente ao coeficiente estequiométrico de uma 
substância. Essa relação quantitativa entre substâncias participantes de uma reação 
recebe o nome de cálculos estequiométricos (BOTH, 2019). 
Para determinar a quantidade de substâncias envolvidas em uma reação 
química, utilizamos sempre a unidade mol como padrão de medida e, em seguida, pode-
se converter para gramas (massa em quantidade de matéria), volume ou quantidade de 
moléculas (CHANG; GOLDSBY, 2013). Utilizando a reação de formação de óxido de ferro 
III, vamos ilustrar a relação entre os coeficientes estequiométricos, mol, molécula e 
massa (BOTH, 2019). 
 
 
 
Os coeficientes estequiométricos da equação química mostram que 4 moléculas 
de ferro (Fe) reagem com 3 moléculas de O2 para formar 2 moléculas de óxido de ferro 
III (Fe2O3). Podemos observar que o número de moléculas corresponde também aos 
números de mols para cada substância, como segue: 
 
 
 
Dessa forma, essa reação pode ser interpretada por meio da quantidade de mol 
de cada molécula, da seguinte forma: 4 mols de ferro combinam-se com 3 mols de O2 
para formar 2 mols de óxido de ferro III. Em cálculos estequiométricos, diz-se que 4 mols 
de ferro são equivalentes a 2 mols de óxido de ferro III, representado da seguinte 
maneira: 
 
 
88 
 
 
 
Essa expressão é lida como 4 mols de Fe são estequiometricamente 
equivalentes (≏) a 2 mols de Fe2O3 e 3 mols de O2 são equivalentes a 2 mols de Fe2O3 
(BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005). Essa relação permite escrever os seguintes fatores 
de conversão: 
 
 
 
A partir dessas relações de mol, podemos calcular a quantidade de uma dada 
substância em uma reação química. Suponhamos que na reação química de formação 
de óxido de ferro III, 5,8 mols de ferro reajam completamente com O2 para formar óxido 
de ferro III. Qual seria a quantidade de óxido de ferro III formada? 
Para calcular a quantidade em mol de óxido de ferro III produzido, utiliza-se o 
fator de conversão que tem ferro no denominador e escrevemos a seguinte relação 
matemática: 
 
Como podemos observar, os cálculos para descobrir a quantidade de mols do 
produto formado quando alteramos a quantidade de mols de um reagente é simples, 
basta utilizar o fator de conversão. Entretanto, se o balanceamento da reação química 
não estiver correto, o cálculo também estará errado (BOTH, 2019). 
 
89 
 
Para calcular a quantidade de massa em uma reação química, as relações 
matemáticas não são tão simples. Vamos considerar que 8 g de ferro foram utilizados e 
reagiram completamente para a formação de óxido de ferro III. Qual será a massa de 
óxido de ferro III produzidos? 
Para resolução dessa questão, vamos utilizar a relação molar da equação 
balanceada para deduzir a relação entre ferro e óxido de ferro III. Vamos inicialmente 
converter 8 g de Fe em mol de ferro. Para isso, vamos utilizar a massa molar do ferro 
como fator de conversão e obtemos a seguinte relação matemática: 
 
 
 
 
0,14 mol de ferro é equivalente a 8 g de ferro utilizados para reação. Agora 
calculamos o número de mol produzidos de óxido de ferro III, utilizando mais uma vez o 
fator de conversão que tem como denominador o ferro (BOTH, 2019). 
 
 
Agora que encontramos a quantidade de mol de óxido de ferro III produzida a 
partir de 8 g de ferro, precisamos apenas converter a quantidade de mol produzida de 
óxido de ferro III para gramas, utilizando a massa molar da substância como fator de 
conversão: 
 
 
Estas relações podem ser empregadas para trabalhar com cálculos de 
quantidades de mols ou gramas para substância O2, e são empregáveis em outras 
reações químicas. A sequência de passos na conversão pode ser resumida conforme 
consta na Figura 2 (BOTH, 2019). 
 
 
90 
 
 
O resumo do procedimento geral utilizado para se calcular as quantidades de 
substâncias consumidas ou produzidas em reações, começando pelo número de gramas, 
pode ser representado conforme mostra a Figura 3 (BOTH, 2019). 
 
 
Para relacionar o balanceamento das reações químicas e os cálculos de 
quantidade de reagentes, vamos desenvolver os conhecimentos abordados em um 
exemplo (BOTH, 2019). 
 
 
91 
 
 
 
 
 
92 
 
 
16.1 Quantidade de produtos em reações químicas com reagente limitante 
As experiências realizadas em laboratório não ocorrem de maneira perfeita e 
geralmente há a presença de um reagente além do necessário, ou seja, está em excesso 
e outro em menor quantidade que o necessário para consumir o reagente em excesso. 
Nas reações químicas em que os reagentes não apresentam quantidades ideais para 
serem totalmente transformados em produtos, um dos reagentes ficará por reagir. O 
reagente consumido em primeiro lugar é designado por reagente limitante, visto que a 
quantidade máxima do produto formado depende da quantidade inicial desse reagente. 
Quando todo esse reagente é consumido, não se pode mais formar produtos. Já os 
reagentes em excesso são os reagentes presentes em quantidades superiores às 
necessárias para reagir com a quantidade de reagente limitante existente (CHANG; 
GOLDSBY, 2013). 
Para esclarecer melhor, vamos utilizar a reação de oxidação do monóxido de 
carbono a dióxido de carbono. A reação química da oxidação de monóxido de carbono 
está representada pela equação química a seguir: 
 
 
 
Vamos supor que estão reagindo 4 moléculas de monóxido de carbono e 3 
moléculas de O2, como representado na Figura 4 (BOTH, 2019). 
 
93 
 
 
 
As 4 moléculas de monóxido de carbono necessitam de somente duas moléculas 
de O2 para reagir e formar 4 moléculas de dióxido de carbono e 1 molécula de O2. Isso 
significa que 1 molécula de O2 permanece sem reagir ao final da reação. Dessa forma, o 
monóxido de carbono é o reagente limitante e o O2 é o regente que está em excesso 
(BROWN; LEMAY; BURSTEN, 2005). 
A relação entre reagente limitante e reagente em excesso pode ser calculada e 
é a partir dessa quantificação que descobrimos quem é o reagente limitante da reação 
química. Vamos continuar trabalhando com a reação de oxidação do monóxido de 
carbono. Supondo que 3 mols de CO sejam colocados para reagir com 7 mols de O2. 
Será que essa proporção de reagentes está na relação estequiométrica correta, ou um 
dos reagentes é limitante na reação? Em outras palavras, um deles está em falta e 
limitará a quantidade de dióxido de carbono produzido? 
O modo de determinar qual dos dois reagentes é o reagente limitante se baseia 
no cálculo do número de mols de monóxido de carbono e O2 que reagirão e quanto de 
dióxido de carbono será obtido a partir das quantidades iniciais de monóxido de carbono 
e oxigênio e O2. Vamos ao cálculo (BOTH, 2019): 
 
 
 
 
 
94 
 
Essas são as quantidades de dióxido de carbono que foram formados com a 
reação de cada reagente. Da definição de reagente limitante, sabemos que apenas este 
dará origem a uma quantidade menor de produto. Assim, como a quantidade de 3 mols 
de monóxido de carbono utilizados na reação produz menor quantidade de dióxido de 
carbono, ele é o reagente limitante da reação e o O2 é o reagente e em excesso. Para 
que essareação consumisse todo o O2 disponível, seria necessário adicionar mais 
reagente monóxido de carbono (BOTH, 2019). 
Além da possibilidade de descobrir quem é o reagente limitante e o reagente em 
excesso pelo número de mol, pode-se calcular a quantidade pela massa utilizada de cada 
reagente. Esses cálculos são realizados utilizando o mesmo raciocínio para calcular a 
quantidade de reagentes e produtos em uma reação química. Entretanto, vamos 
exemplificar utilizando uma maneira semelhante para que o conhecimento seja 
sistematizado (BOTH, 2019). 
 
 
 
 
95 
 
 
17 RELAÇÃO EXISTENTE ENTRE OS NÚMEROS DE MOL, A MASSA (GRAMAS) E 
O VOLUME NA QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS DE UMA REAÇÃO 
QUÍMICA 
Em uma equação química, os coeficientes estequiométricos estão relacionados 
com a quantidade em mol das substâncias envolvidas. Sabendo-se que, numa dada 
reação química, as quantidades de reagentes e produtos apresentam entre si uma 
proporção constante, e conhecendo essa proporção, torna-se possível avaliar a 
quantidade desconhecida de uma das substâncias participantes da reação, envolvendo 
relações de mol, massa e volume, como foi estudado anteriormente (ATKINS; JONES, 
2011). 
As unidades de medida mol, massa e volume têm relações em cálculos 
estequiométrico e podem ser equivalentes, ou seja, pode-se transformar quantidade de 
matéria mol em gramas de matéria e também em volume (BOTH, 2019). 
O mol é a quantidade de matéria (gramas) que contém as sustâncias em tamanho 
normal, sejam átomos, moléculas ou íons. Em diferentes substâncias teremos diferentes 
massas em gramas. A massa em gramas de 1 mol de certa substância (isto é, a massa 
 
96 
 
em gramas por mol) é chamada de massa molar. A massa molar (em g/mol) de uma 
substância é sempre numericamente igual a sua massa molecular (em u), pois é a média 
dos isótopos de cada elemento que é expressa na tabela periódica junto com o símbolo 
do elemento (ATKINS; JONES, 2011). 
O elemento oxigênio, ou um átomo de oxigênio, por exemplo, tem a massa molar 
de 15,999 g/mol, ou, arredondando, 16 g/mol. Já a molécula de O2 tem 32 g/mol. Ainda, 
o cloreto de sódio tem massa molar de 58,43 g/mol. Esse valor é obtido a partir da soma 
da massa molar de todos os elementos que compõem a substância (Na = 22,98 g/mol + 
Cl = 35,45 g/mol = 58,43). Caso a substância apresente um número denominador como 
na molécula de água, a massa molar do hidrogênio deve ser multiplicada por 2, pois são 
dois átomos de hidrogênios para 1 oxigênio, resultando na massa molar de 18,0 g/mol (H 
= 1,0 x 2 = 2,0 + O = 16,0 = 18 g/mol). Esse mesmo raciocínio serve para a molécula de 
O2. Isso mostra a importância de se escrever corretamente a fórmula química de uma 
substância (BOTH, 2019). 
Podemos fazer a seguinte relação entre mol e gramas de substâncias: 
 
 1 mol de molécula de nitrogênio (N2) tem 28 g em massa (quantidade de matéria). 
 2 mols de molécula de nitrogênio (2 N2) têm 56 g em massa (quantidade de 
matéria). 
 1 mol de cloreto de bário (BaCl2) tem 208,2 g em massa (quantidade de matéria). 
 3 mols de cloreto de bário (3 BaCl2) tem 624,6 g em massa (quantidade de matéria) 
(BOTH, 2019). 
 
Para conversão de mol para gramas, podemos utilizar uma fórmula: 
 
 
 
 
 
 
 
97 
 
Onde: 
n = número de mol (quantidade de matéria) 
m = massa em gramas 
MM = massa molar (g/mol) 
Vamos utilizar um exemplo simples pra converter gramas em mol ou vice- -versa. 
Quantos gramas existem em 2 mols de bicarbonato de sódio (NaHCO3) e quantos mols 
existem em 5 g de bicarbonato de sódio? 
Aplicando a fórmula: 
 
 
 
Existem 168,02 g em 2 mols de bicarbonato de sódio e 0,06 mol em 5 g de 
bicarbonato de sódio (BOTH, 2019). 
Além das relações entre mol e massa (g), podemos fazer a relação com o volume 
das substâncias. Quando é feita a relação entre mol de substância e volume, utiliza-se 
para a conversão o valor de 22,4 L, que corresponde ao volume ocupado por 1 mol de 
substância, chamado de volume molar. Esse valor é derivado da equação de estado dos 
gases perfeitos e consideradas as condições normais de temperatura e pressão (CNTP). 
Isso quer dizer pressão de 1 atm e temperatura de 0°C ou 273 K (kelvin) (BROWN; 
LEMAY; BURSTEN, 2005). A relação para o volume é utilizada, principalmente, quando 
nos reagentes ou nos produtos da reação química há a presença de uma substância 
gasosa, ou seja, quando se deseja saber qual o volume ocupado por uma determinada 
substância gasosa. 
Vamos utilizar um exemplo para conversão de mol para volume molar, ou para 
volume de substância. Qual o volume ocupado por 1 mol de dióxido de carbono? Para 
resolver essa questão, basta fazer uma relação direta. Se 1 mol de substância 
 
98 
 
corresponde a 22,4 L, 1 mol de dióxido de carbono vai ocupar 22,4 L. Assim como 2 mols 
ocupam o dobro do volume (44,8 L) (BOTH, 2019). 
Para a conversão de massa de substância para volume, o raciocínio é 
semelhante, apenas precisamos inicialmente transformar a quantidade em grama para 
mol e depois converter para volume. Vamos observar essas relações no exemplo a 
seguir: qual o volume ocupado por 9 g de gás oxigênio (O2)? 
Iniciamos calculando a quantidade de mol que 9 g de O2 representam: 
 
 
 
Sabemos que 9 g correspondem a 0,562 mol de O2. Para obter o volume que 
essa quantidade de mol ocupa, multiplicamos o valor de 0,562 mol por 22,4 L. Essa 
relação pode ser feita por uma regra de três: 
 
 
 
Desta forma, 0,562 mol de O2 ocupam o volume de 12,58 L. Essa relação é 
proporcional ao número de mol de O2, pois a quantidade é aproximadamente metade de 
1 mol, logo, o volume também será (BOTH, 2019). 
Para que essas relações fiquem mais claras, vamos, por meio de alguns 
exemplos de cálculos estequiométricos, encontrar quantidades desconhecidas de 
reagentes ou produtos em reações químicas, buscando fazer a relações entre as 
unidades de medida mol, massa e volume (BOTH, 2019). 
 
99 
 
17.1 Massa x massa 
A reação de obtenção do dióxido de enxofre (SO2) ocorre a partir da interação 
entre enxofre (S) e O2. Industrialmente, sabe-se que 32 g de S reagem completamente 
com 32 g de oxigênio para formar 64 g de dióxido de enxofre. Vamos calcular qual a 
massa de S que reage com 0,97 g de oxigênio (BOTH, 2019). 
 
 
 
Este cálculo também pode ser realizado utilizando uma regra de três simples: 
 
 
 
x = 0,97 g de S → esta é a massa de enxofre que vai reagir com 0,97 g de O2 e 
vai produzir 1,94 g de dióxido de enxofre (BOTH, 2019). 
17.2 Mol x mol 
Vamos calcular quantos mols de ácido sulfúrico (H2SO4) serão necessários para 
reagir com 18 mols de hidróxido de sódio (NaOH) para formar sulfato de sódio (Na2SO4) 
e água (BOTH, 2019). 
 
 
100 
 
 
 
Pela regra de três: 
 
 
 
x = 9 mols de H2SO4 → esta é a quantidade de mol ácido sulfúrico que vai reagir 
com 18 mols de O2 (BOTH, 2019). 
17.3 Massa x mol 
Calcular a massa de dióxido de carbono necessária para reagir com 4 mol de 
óxido de cálcio (CaO). Massas molares: CaO = 56 g/mol; CO2 = 44 g/mol; CaCO3 = 100 
g/mol (BOTH, 2019). 
 
 
 
Pela regra de três: 
 
 
101 
 
 
 
x = 176 g de CO2 → esta é a quantidade em gramas de dióxido de carbono que 
vai reagir com 4 mols de CaO (BOTH, 2019). 
17.4 Massa x massa 
Calcular a massa de óxido de cálcio necessária para neutralizar completamente 
9,8 g de ácido sulfúrico. Massas molares: CaO = 56 g/mol; H2SO4 = 98 g/mol (BOTH, 
2019). 
 
 
Pela regra de três: 
 
 
 
x = 5,6 g de CaO → esta é a quantidade em gramas de óxido de cálcio que vai 
reagir com 9,8 g de ácido sulfúrico (BOTH, 2019). 
17.5 Massa x volume 
Qual o volume de gás carbônico nas CNTPs produzido pela decomposição de 
250 g de carbonato de cálcio (CaCO3)? Massa molar: CaCO3 = 100g /mol; volume molar 
 
102 
 
em CNTP = 22,4 L. Nas CNTPs, 1 mol de substância ocupa o volume de 22,4 L. Assim, 
podemos fazer o cálculo de volumede dióxido de carbono fazendo a seguinte relação: 
 
 
 
x = 56 L de CO2 → esta é a quantidade em volume de dióxido de carbono que 
será produzido na decomposição (BOTH, 2019). 
A resolução de exercícios envolvendo cálculos estequiométricos depende do 
domínio dos conceitos utilizados, da compreensão do enunciado e da organização dos 
dados fornecidos pelo problema. Ainda, cada questão requer relações diferentes entre 
os dados. Assim, quanto mais exercícios você resolver, mais situações e relações você 
vai aprender e poderá colocar em prática (BOTH, 2019). 
18 REAÇÕES QUÍMICAS 
As transformações da matéria são fenômenos que ocorrem a todo momento em 
variados sistemas, podendo ser observadas ou não. Você deve estar mais familiarizado 
com as transformações visíveis, como o processo de enferrujamento de um metal, o 
amadurecimento de frutas, a cocção de alimentos, a queima do gás na chama de um 
fogão, entre outras. Essas transformações que ocorrem entre as substâncias são 
denominadas transformações ou reações químicas. Em uma reação química, as 
substâncias interagem entre si para formar outras substâncias totalmente diferentes, com 
propriedades também diferentes (BRADY; RUSSEL; HOLUM, 2002). 
O reconhecimento de reações químicas está relacionado à presença de 
evidências que permitem diferenciar o estado final do estado inicial do sistema. Como 
 
103 
 
exemplo, podemos utilizar a reação de combustão da madeira em uma fogueira. Na 
reação de combustão, inicialmente, temos a substância orgânica madeira formada por 
carbono e hidrogênios, que vai interagir com o oxigênio, com o auxílio de uma ignição 
inicial (fogo em um palito de fósforo) para formar gás carbônico, água, além de liberar 
energia em forma de calor (∆H), como representado na Figura 1 (BOTH, 2019). 
 
 
 
No exemplo da figura, podemos observar as evidências de que ocorreu uma 
reação química: a transformação da madeira em gás carbônico e a efervescência de um 
comprimido antiácido em água, utilizado para amenizar os sintomas da azia — o 
aparecimento das bolhas no líquido também é uma evidência que corre uma reação 
química (BOTH, 2019). 
Esses tipos de evidências são formas simples e diretas de reconhecimento de 
reações químicas, e podem envolver um ou mais fenômenos, como formação de gases, 
mudança de cor, formação de sólido, liberação ou absorção de energia na forma de calor, 
liberação de eletricidade ou luz, entre outros (PERUZZO; CANTO, 2007). No entanto, 
não podemos ter certeza de que ocorreu uma reação química com base apenas nessas 
evidências. Uma forma mais segura de obter informações sobre a natureza de uma 
transformação é o isolamento dos materiais obtidos, seguido da determinação de 
algumas de suas propriedades, como temperaturas de fusão e ebulição, densidade, etc. 
 
104 
 
A constatação de que as propriedades do sistema final são diferentes daquelas 
que compõem o sistema inicial é a forma mais segura de comprovar a ocorrência de 
reações químicas. Na prática, a determinação das propriedades dos materiais só é 
utilizada quando o trabalho envolve reações químicas desconhecidas, as quais não se 
tem certeza sobre a natureza das substâncias formadas (BROWN; LEMAY JÚNIOR; 
BURSTEN, 2005). O conhecimento das evidências de uma reação química é uma 
ferramenta eficaz que ajuda os químicos a ganhar tempo na caracterização das 
transformações. 
 
 
19 INTERPRETANDO E ESCREVENDO UMA REAÇÃO QUÍMICA 
Se uma ou mais substâncias presentes no estado inicial de um sistema se 
transformam em uma ou mais substâncias diferentes, que estarão presentes no estado 
final, a transformação é uma reação química (CHANG; GOLDSBY, 2013). Para que uma 
molécula de água se forme, é necessário colocar em reação as substâncias hidrogênio e 
oxigênio. Essa reação não é uma reação espontânea, ou seja, não ocorre de forma 
natural. Para que ela ocorra, é necessário o fornecimento de condições especiais, como 
energia em forma de calor. A reação química está representada na Figura 2. 
 
 
105 
 
 
 
Observe que a reação química foi representada de duas formas mais a forma 
descrita. Contudo, a forma mais tradicional é pela equação química, a última forma 
representada na Figura 2. As fórmulas são utilizadas universalmente para expressar, de 
forma escrita, as equações químicas, ou seja, o mundo todo representa as equações 
químicas por meio das fórmulas químicas das substâncias, e isso permite que qualquer 
reação química possa ser compreendida e interpretada, independentemente de onde o 
estudo é realizado (BOTH, 2019). 
Como estrutura principal, a reação química escrita por meio de uma equação 
química, possui reagentes e produtos. Os reagentes são representados pelas 
substâncias em seu estado inicial, localizados à esquerda da seta, e os produtos 
formados — no caso do exemplo, a água — estão localizados à direita, depois da seta 
(BOTH, 2019). 
Os reagentes, o hidrogênio e o oxigênio, são representados pelas fórmulas 
químicas H2 e O2, respectivamente. Isso quer dizer que dois átomos do elemento 
hidrogênio se unem para formar a substância hidrogênio, e dois átomos do elemento 
oxigênio se unem para formar a substância oxigênio. O produto água é representado pela 
fórmula química H2O, ou seja, dois átomos do elemento hidrogênio se unem a um átomo 
do elemento oxigênio para formar a substância água (BOTH, 2019). 
 
106 
 
O sinal matemático de soma (+) nos reagentes possui o significado de interação 
ou reage, ou seja, o hidrogênio interage com o oxigênio. Porém, se o sinal + aparecer 
nos produtos, passa a ter o significado de e. Já a seta (→) indica o sentido da reação 
química. Quando a seta apresenta apenas uma direção, no sentido da esquerda para a 
direita, como representado na Figura 2, quer dizer que a reação química é irreversível, e 
ocorre na direção de reagentes para produtos. Uma reação reversível é representada 
pelo sinal de duas setas opostas e sobrepostas (←→), e também significa que a reação 
está em equilíbrio, ou seja, ocorre no sentido dos produtos e dos reagentes. Existem 
outras simbologias associadas ao sentido da reação e ao modo como a reação se 
desenvolverá, que estão representados no box saiba mais (BOTH, 2019). 
As letras que aparecem subscritas entre parênteses, logo depois da 
representação da fórmula química, representam os estados físicos das substâncias. Na 
Figura 2, todas as substâncias estão em estado gasoso, representado por (g). Em outras 
palavras, a reação ocorre entre os reagentes: hidrogênio gasoso (H2(g)) e oxigênio gasoso 
(O2(g)), para formar água também na forma de gás ou vapor (H2O(g)). Quando as 
substâncias se apresentarem em estado físico sólido e líquido, a simbologia subscrita é 
(s) e (l), respectivamente. Caso as substâncias estejam formando uma solução em que 
o solvente é a água, a simbologia utilizada é (aq), e significa que determinado composto 
está dissolvido em água ou em solução aquosa (BOTH, 2019). 
Apresentadas todas as simbologias envolvidas, uma equação química pode ser 
lida da seguinte forma: uma molécula de hidrogênio gasoso interage (+) com uma 
molécula de oxigênio gasoso para formar (→) duas moléculas de água gasosa (BOTH, 
2019). 
Vamos a outro exemplo, escrever a equação química da reação entre 
bicarbonato de sódio (NaHCO3) com ácido clorídrico (HCl), que produz gás carbônico 
(CO2), cloreto de sódio (NaCl) e água (H2O) (BOTH, 2019). 
 
 
107 
 
 
 
Como podemos observar, uma equação química é a representação simplificada 
do fenômeno que ocorre na reação química, contendo símbolos com significados 
importantes que, quando articulados, possibilitam expressar uma riqueza de informações 
(BOTH, 2019). 
 
 
 
 
 
 
108 
 
 
 
19.1 Lei de conservação de massa, das proporções constantes e balanceamento 
de reações químicas 
Para completar o estudo sobre as reações químicas e a representação dos 
fenômenos por meio de equaçõesquímicas, temos que conhecer mais três conceitos: a 
 
109 
 
lei de conservação de massa, a lei das proporções constantes e o balanceamento das 
reações químicas (BOTH, 2019). 
Além dos conceitos já trabalhados, outro pressuposto para escrevermos uma 
reação química é que as substâncias são constituídas por átomos que se conservam 
durante as transformações. Desse modo, o mesmo número de átomos de determinado 
elemento químico existente nos reagentes deve constar também nos produtos, ou seja, 
a massa é conservada porque os átomos não são criados, nem destruídos. Esse 
conceito, está relacionado à lei de conservação de massas, em que o estudioso Lavoisier 
propôs que, na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma (CHANG; 
GOLDSBY, 2013). 
Vamos utilizar a reação de decomposição da água para interpretar essa lei. 
 
 
 
Lavoisier constatou que, ao realizar o experimento em um recipiente fechado, se 
colocasse a massa de 18 g de água para decompor, os produtos formados seriam igual 
à massa do reagente. Note que a massa do reagente (18) é igual à massa total dos 
produtos (2 g + 16 g = 18 g). Esse princípio é aplicado a todas as reações químicas 
(BOTH, 2019). 
A descoberta de Lavoisier foi importante para outro pesquisador, Proust, que 
descobriu que as substâncias compostas possuem a mesma composição fixa (CHANG; 
GOLDSBY, 2013). A água é composta pelos elementos hidrogênio e oxigênio. O Quadro 
1 traz dados experimentais referentes à decomposição de amostras de diferentes massas 
de água. 
 
 
110 
 
 
 
Vamos dividir a massa de hidrogênio pela massa de oxigênio em cada uma 
dessas experiências. Fazendo isso, chegamos a uma mesma razão (BOTH, 2019). 
 
 
 
Esses dados revelam que a proporção entre os elementos que compõem a água 
permanece constantes: a massa de oxigênio é sempre oito vezes maior que a massa de 
hidrogênio. Em outras palavras, a composição da água, em massa, é sempre uma parte 
de hidrogênio para oito partes de oxigênio (BOTH, 2019). 
O Quadro 2 traz o exemplo do gás carbônico. 
 
 
 
 
 
 
 
111 
 
Dividindo a massa de carbono pela de oxigênio, temos: 
 
 
 
Assim, podemos afirmar que a composição do gás carbônico em massa é sempre 
de três partes de carbono para oito partes de oxigênio (BOTH, 2019). 
É importante ressaltar que a lei de proporções constantes só é aplicada a 
substâncias puras, como a água e o gás carbônico. Uma substância pura possui sempre 
a mesma composição, independentemente de sua origem. Para as misturas, em que a 
composição química não é constante, a lei de Proust não se aplica. Considerando uma 
mistura de água e açúcar, a proporção de água e de açúcar pode mudar de uma mistura 
para outra (BOTH, 2019). 
Entretanto, se observarmos as equações de composição da água e de 
decomposição do gás carbônico, ambas não possuem a mesma proporção de átomos 
de elementos químicos nos reagentes e produtos, ou seja, as reações químicas utilizadas 
para representar a conservação de massa não apresentam a proporção adequada de 
átomos de elementos químicos nos dois lados da reação química. Dizemos que a 
equação química não está balanceada. O processo utilizado para igualar a quantidade 
de átomos é chamado de balanceamento da equação química (ATKINS; JONES, 2011). 
Para realizar essa operação, vamos retomar a reação de decomposição da água. 
Precisamos, em primeiro lugar, identificar as quantidades de cada átomo nos produtos e 
reagentes: 
 
 
 
 
112 
 
Temos mais oxigênios que nitrogênios nessa equação química. Para balanceá-
la, precisamos corrigir o número de oxigênios que estão presentes na reação química. 
Podemos fazer isso adicionando o coeficiente estequiométrico apropriado (nesse caso, 
2) à frente das fórmulas químicas da água 2H2O e do gás hidrogênio 2H2. Teremos a 
equação química balanceada da seguinte forma: 
 
 
 
Essa equação química balanceada mostra que duas moléculas de água líquida 
se decompõem e formam duas moléculas de gás hidrogênio e uma molécula de gás 
oxigênio. Como a razão entre o número de moléculas é igual à razão entre os números 
de mol (quantidade de matéria), a equação também pode ser lida da seguinte forma: 2 
mols de água líquida vão se decompor para formar 2 mols de hidrogênio e 1 mol de 
oxigênio. O balanceamento é importante para realizarmos cálculos que determinem as 
quantidades de reagentes e produtos (BOTH, 2019). 
Já na reação de decomposição do gás carbônico, temos: 
 
 
 
Podemos balanceá-la adicionando o coeficiente estequiométrico 2 na frente da 
fórmula química do gás carbônico 2CO2 e na frente da fórmula química do oxigênio 2O2 
(BOTH, 2019). A equação química será expressa da seguinte forma: 
 
 
113 
 
 
 
A equação pode ser lida da seguinte forma: duas moléculas de gás carbônico se 
decompõem para formar uma molécula de carbono e duas moléculas de oxigênio; ou 2 
mols de gás carbônico se decompõem para formar 1 mol de carbono e 2 mols de oxigênio 
(BOTH, 2019). 
Obviamente, o balanceamento das reações químicas não é um processo tão 
simples, e necessita de uma abordagem mais detalhada. Neste capítulo, vamos aprender 
a interpretar uma reação química e a construir uma equação química. Apresentaremos, 
de forma resumida, os passos para realizar o balanceamento de uma equação química, 
utilizando a equação de decomposição do clorato de potássio, formando cloreto de 
potássio e oxigênio, no box a seguir (BOTH, 2019). 
 
 
114 
 
 
 
 
115 
 
 
20 CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
Até o momento, conhecemos o que caracteriza uma reação química e como 
podemos expressá-la por meio das equações químicas. Durante os textos, apareceram 
duas classificações de reação química, a reação de combustão do hidrogênio e três 
reações de decomposição — a decomposição da água, do gás carbônico e do clorato de 
potássio. Entretanto, não existem apenas esses dois tipos de classificação de reações 
químicas. As reações químicas podem ser classificadas em reações de combustão, de 
substituição, de duplo deslocamento, metal-ácido, ácido-base, de síntese e de 
decomposição. A seguir, vamos conhecer a principal característica de cada classe de 
reação química e também alguns exemplos (ROSENBERG; EPSTEIN; KRIEGER, 2012): 
 
 Reação de combustão: esse tipo de reação é a mais comum no 
cotidiano. Ocorre, geralmente, com um composto orgânico na presença 
de oxigênio. O oxigênio do ar em excesso reage com substâncias à base 
de carbono, hidrogênio, oxigênio e, eventualmente, outros elementos 
químicos. A reação entre compostos à base de carbono com o oxigênio, 
em geral, forma como produtos gás carbônico e água. A reação de 
combustão do etanol (combustível de carros que utilizam álcool) e do 
 
116 
 
butano (um dos componentes do gás de cozinha juntamente com o gás 
propano) são exemplos simples dessas reações. 
 
 
 
 Reação de substituição ou deslocamento: ocorre quando uma 
substância simples isolada mais reativa consegue deslocar o elemento 
menos reativo de uma substância composta. Essa reação também pode 
ser denominada como simples troca. A reação entre o cloro e o brometo 
de magnésio e, ainda, a reação entre ferro e ácido clorídrico são exemplos 
de reações de substituição (BOTH, 2019). 
 
 
 
 Reação de dupla substituição ou duplo deslocamento: Essa reação é 
comum em solução quando os reagentes produzem solução iônica com 
troca de íons se uma combinação produz um composto que precipita um 
sal insolúvel ou, ainda, a formação de um gás. São exemplos dessas 
 
117 
 
reações o nitrato de prata em interação com o cloreto de sódio e o nitrato 
de bário em interação com o sulfato de potássio (BOTH, 2019). 
 
 
 
 Reação metal-ácido: Um ácido, como HCl, HF ou H2 CO3 , e um metal 
mais quimicamente reativo do que o hidrogênio do ácido reagem formando 
sal e gás hidrogênio. São exemplos dessa reação o ácido clorídrico em 
interaçãocom o sódio e o ácido nítrico em interação com o magnésio. 
 
 
 
 Reação ácido-base ou reação de neutralização: ocorre entre uma 
substância ácida forte em interação com uma substância básica forte, 
formando sal e água. O ácido contribui com íons H+ (H3 O+ ), e a base 
contribui com íons OH− , sofrendo dupla troca e formando água (H2 O) e 
sal. A reação entre ácido clorídrico em interação com hidróxido de sódio e 
ácido nítrico em interação com hidróxido de magnésio são exemplos 
desse tipo de reação química (BOTH, 2019). 
 
 
118 
 
 
 
 Reação de síntese, formação ou combinação: ocorre a formação de 
uma substância mais complexa a partir da interação ou combinação entre 
duas ou mais substâncias. A interação entre o carbono e o oxigênio ou, 
ainda, a interação entre dióxido de enxofre com oxigênio são reações de 
síntese que formam os produtos gás carbônico e óxido sulfídrico, 
respectivamente (BOTH, 2019). 
 
 
 
 Reação de decomposição: uma substância é decomposta em duas ou 
mais substâncias simples com a utilização de energia em forma de calor 
ou eletricidade, podendo ocorrer, ainda, pela incidência de luz. Quando é 
utilizada energia em forma de calor para realizar a decomposição, chama-
se o processo de pirólise. Para realizar a decomposição do óxido de 
mercúrio, é necessário utilizar uma fonte de calor (BOTH, 2019). 
 
 
 
 
119 
 
A decomposição decorrente da utilização de eletricidade é chamada de 
eletrólise. A decomposição da água ocorre por meio desse processo (BOTH, 2019). 
 
 
O processo de fotólise ocorre quando a substância decompõe-se na presença 
de luz. A decomposição do peróxido de hidrogênio ocorre facilmente quando essa 
substância é exposta à luz (BOTH, 2019). 
 
 
 
Essas são as principais classes de reações químicas. Nos links a seguir, você 
vai poder conferir outros exemplos de reações químicas que se classificam nos grupos 
que acabamos de estudar, além de poder retomar os principais conceitos abordados 
neste capítulo, que vão lhe auxiliar na resolução dos exercícios para a sistematização do 
conhecimento (BOTH, 2019). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
120 
 
BIBLIOGRAFIA BÁSICA 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química, 3 ª ed., Editora Bookman, 2006. 
BRADY, J. E.; SENESE, F. Química: a matéria e suas transformações. 5 ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Ed., 2009. 
BROWN, T.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E. Química: a Ciência Central, 9ª Ed., Editora 
Prentice- Hall , 2005. 
 
BIBLIOGRAFIA COMPLEMENTAR 
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2011. 
BENVENUTTI, E. V. Química inorgânica: átomos, moléculas, líquidos e sólidos. 
Porto Alegre: Ed. UFRGS, 2006. 
BETTELHEIM, F. A. et al. Introdução à química geral. Rio de Janeiro: Cengage 
Learning, 2012. 
BRADY, J. E.; RUSSEL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas 
transformações. 3. ed. v. 1. Rio de Janeiro: LTC, 2002. 
BROWN, T. L.; LEMAY JÚNIOR, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. 9. 
ed. Rio de Janeiro: Pearson Education, 2005. 
CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013. 
FOGAÇA, J. R. V. Momento dipolar resultante. 2018. Disponível em: . Acesso em: 03 
nov. 2018. 
FURNISS, B. S. et al. Vogel's textbook of practical organic chemistry. 4. ed. Londres: 
Longmon, 1987. 
 
121 
 
JESPERSEN, N. D.; BRADY, J. E.; HYSLOP, A. Química: a natureza molecular da 
matéria. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017. v. 1. 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M. Química geral e reações químicas. São Paulo: Pioneira 
Thomson Learning, 2005. 
PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. Química na abordagem do cotidiano: volume único. 
3. ed. São Paulo: Moderna, 2007. 
QUÍMICA - reações químicas: simples troca e dupla troca. Vídeoaula ministrada por 
Prof. Eduardo Silva. [S. l.], 2015b. 1 vídeo (9min11s). Disponível em: . Acesso em: 23 
out. 2018. 
QUÍMICA - tipos de reações químicas: síntese a análise. Vídeoaula ministrada por 
Prof. Eduardo Silva. [S. l.], 2015a. 1 vídeo (8min24s). Disponível em: . Acesso em: 23 
out. 2018. 
ROSENBERG, J. L.; EPSTEIN, L. M.; KRIEGER, P. J. Química geral. 9. ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2012. 
TRO, N. J. Química: uma abordagem molecular. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017. v. 
1.