UNIDADE 3

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Química Inorgânica 
Teórica e Experimental
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof.ª Dr.ª Solange de Fátima Azevedo Dias
Revisão Textual:
Prof. Me. Claudio Brites
Ligações Químicas
• Introdução;
• Energia de Ligação;
• Características do Aço.
• Entender os diferentes tipos de ligações químicas,
• Resolver exercícios de ligações químicas,
• Saber balancear reações químicas.
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Ligações Químicas
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas: 
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos e 
sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você tam-
bém encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão 
sua interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e 
de aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Ligações Químicas
Introdução
Graças à complexidade de ligações químicas presentes nas inúmeras reações 
químicas é que é formada a enorme variedade de substâncias. Com o avanço das 
pesquisas e tendo como como aliado o concomitante avanço da tecnologia, há um 
crescimento exponencial na produção de novos materiais, remédios, tecidos, com-
bustíveis, alimentos, polímeros, agrotóxicos e insumos agrícolas, nanotecnologia e 
uma infinidade de outros segmentos.
A qualidade e a expectativa de vida dos seres humanos aumentam e a química, 
que é considerada uma ciência centralizadora por alguns, tem um importante papel 
na inter-relação entre diversas ciências, introduzindo processos inovadores na vida 
atual. Espera-se, ainda, que isso continue ocorrendo nos médio e longo prazos.
A Figura 1 ilustra a relação da química com as diversas áreas do conhecimento. 
Se a matemática é responsável pela formação do raciocínio lógico, a química está 
em todos os aspectos da vida.
QUÍMICAQUÍMICA
MATEMÁTICA
FÍSICA
FARMACOLOGIA
BIOLOGIA
MEDICINA
CIÊNCIAS
NATUAIS
Figura 1 – A química e a interligação com outras ciências.
Fonte: Adaptado de iStock/Getty
Energia de Ligação
Uma reação química nem sempre ocorre de forma espontânea, pois, muitas 
vezes, é necessário introduzir uma certa quantidade de energia no sistema para 
que ocorra a reação. A energia de ativação é a energia mínima para que uma 
reação química possa ocorrer. Pensemos na queima de um pedaço de madeira, por 
exemplo, em que a madeira entra em combustão; essa combustão é uma reação 
química, que ocorre espontaneamente depois de iniciada. A energia necessária 
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para a reação ocorrer é adicionada à madeira somente no início. Essa energia, que 
fez com que a madeira pegasse fogo é a energia de ativação.
Todas as reações precisam de uma energia mínima para ativar as moléculas dos 
reagentes e haver a formação de produtos. É necessário que se estabeleça relações 
entre os conceitos fenomenológicos – tais como, por exemplo, observar como a 
madeira queima com as situações específicas das reações químicas. Tais situações 
específicas estão correlacionadas com as ligações químicas, pois reagir quimica-
mente é fazer novas ligações químicas entre os átomos presentes nas substâncias 
reagentes, de modo que, para entender às reações químicas, é necessário que se 
entenda como se formam as ligações do ponto de vista atômico e molecular.
Observe as características periódicas dos elementos da Tabela Periódica (TP) 
para iniciarmos os estudos sobre as ligações químicas. Primeiramente, observemos 
que as propriedades físicas serão, em alguns casos, bastante adequadas para que as 
ligações químicas ocorram. Por exemplos, alguns elementos químicos são:
à temperatura ambiente; Líquidos: os metais: Hg (Mercúrio) e Br (Bromo)
Sólidos: Todos os outros elesmentos da TP
Gases: F; O; N; CL; H e todos os elementos da Família 8A (Gases Nobres)
Essas propriedades físicas são importantes para o entendimento das ligações 
químicas e para se ter uma ideia da facilidade ou não de ocorrer determinada rea-
ção química.
Em seguida às propriedades físicas, é importante que se observe a forma de 
ligação química que um composto químico, ao ser formado, venha a ter.
Assim, vamos expor uma classificação das ligações químicas para que seja pos-
sível caminharmos no sentido de aprender, por exemplo, quais ligações são mais 
fortes ou mais fracas para que se tenha uma ideia de qual composto é estável ou 
instável, qual é mais fácil de produzir e qual é mais difícil.
Assim, as ligações químicas podem ser classificadas em:
1. Ligações intramoleculares:
 » Ocorrem entre os átomos para formar “moléculas”;
 » Responsáveis pelas propriedades químicas dos compostos.
Elas são chamadas ligações:
a) iônicas;
b) covalentes;
c) metálicas. 
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UNIDADE Ligações Químicas
2. Ligações (ou forças) intermoleculares:
 » Ocorrem entre as moléculas;
 » Responsáveis pelas propriedades físicas dos compostos.
São elas:
a) íon-dipolo;
b) dipolo-dipolo,
c) dipolo-induzido; e
d) ligação com ponte de hidrogênio.
Descrição dos três tipos de ligações químicas intramoleculares:
• Ligações iônicas: oriundas de forças eletrostáticas que ocorrem entre íons de 
cargas opostas ( + com -) – por exemplo: Na+ + CL-;
• Ligações covalentes: resultantes do compartilhamento de elétrons por dois 
átomos. H H;
• Ligações metálicas: união de átomos metálicos do mesmo elemento (por exem-
plo, em um pedaço de metal puro) ou de elementos diferentes (ligas metálicas). 
Teoria de Lewis – É uma representação esquemática da camada de valência 
de cada átomo, ou seja, o símbolo do elemento é rodeado de elétrons de valência 
(aqueles que estão na camada mais externa do átomo) representados por bolinhas 
ou cruzinhas:
Lembre-se: a ligação ocorre somente entre átomos.
Observe os elementos e os elétrons de valência:
H
Li
Na
Be
Mg
B
Al
C
Si
N
P
O
S
F
Cl
He
Ne
Ar
IA
IIA IIIA VA
VIIIA
VIIAVIAIVA1
3
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5
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6
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7
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2
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Figura 2
Regra do octeto: Em uma ligação química, um átomo tende a ficar com oito 
elétrons na última camada (também chamada de camada de valência) no estado 
fundamental, semelhante a um gás nobre. A exceção é o hélio, que se estabiliza 
com apenas dois elétrons na camada de valência.
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Características dos compostos iônicos:
• Ocorre com transferência definitiva de elétrons;
• Há a formação de íons;
• Os íons se arranjam em retículos cristalinos (os cristais iônicos formam sóli-
dos cristalinos);
• São duros e quebradiços;
• Ocorrem entre metais (M) e ametais ou não metais (aM ou nM).
A regra do octeto é baseada na estabilidade existente nos gases nobres, comoito elétrons na sua camada de valência (isto é, na camada mais externa), de forma 
que, nas ligações químicas, os átomos tendem a adquirir a configuração de um gás 
nobre para formar uma ligação estável. Já sabemos que a exceção é o gás hélio, 
que possui dois elétrons em seu estado fundamental e é estável. 
A Tabela 1 demonstra a configuração eletrônica de alguns elementos e o símbolo 
de Lewis, com o n.º de elétrons na camada mais externa do elemento sendo repre-
sentado por pontos. Esse número de elétrons corresponde à valência do elemento.
Assista ao vídeo: Ligação Iônica 1 - Fórmulas Iônicas com íons simples:
https://youtu.be/ncx7Y5Ii-zEEx
pl
or
Tabela 1 – Símbolo de Lewis
Elemento Confi guração Eletrônica Símbolo de Lewis
Li [He]2s1 Li .
Be [He]2s2 . Be .
B [He]2s22p1 . B .
C [He]2s22p2 . 

C .
N [He]2s22p3 . 

N :
O [He]2s22p4 : 

O :
F [He]2s22p5 . 

F :
Ne [He]2s22p6 : 

Ne :
Na [Ne]3s1 Na .
Mg [Ne]3s2 . Mg .
Al [Ne]3s23p1 . Al .
Si [Ne]3s23p2 . 

Si .
P [Ne]3s23p3 . 

P :
S [Ne]3s23p4 : 

S :
Cl [Ne]3s23p5 . 

Cl :
Ar [Ne]3s23p6 : 

Ar :
Fonte: Brown, 2003
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UNIDADE Ligações Químicas
Ligações Iônicas
Observe a reação entre o Na0 (sódio metálico) e o cloro atômico (Cl):
Na
(sódio)
Cl
(cloro)
Na+ Cl-
Figura 3
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
Na ligação iônica, há uma transferência de elétrons de um átomo (Na) para o 
outro átomo (Cl) por haver uma alta eletronegatividade do cloro, atraindo o elétron 
que está fracamente preso ao sódio.
e–
e–
11P+
12N
17P+
18N
1 e– na última camada
7 e– na última camada
NaCl
O Na perde um e– e o átomo CL ganha um e–
e–
e–
e–
e–
e–
e–
e–
e–
e–
7e–
8e–
e–
e–
Atomo de Sódio Atomo de Cloro
Figura 4
Em laboratório:
Figura 5 – Reação exotérmica de formação do NaCL
Fonte: CHEMELLO, 2005
Propriedades dos compostos iônicos:
• À temperatura ambiente (25 ºC e 1 atm de pressão), os compostos iônicos 
são sólidos;
• São duros e quebradiços;
• Apresentam pontos de fusão e de ebulição elevados;
• Quando dissolvidos na água, conduzem corrente elétrica;
• Os compostos iônicos e a água, por serem polares, formam soluções, isto é, 
os compostos iônicos são muito solúveis em água;
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• São facilmente encontrados na natureza.
A Figura 5 ilustra um experimento em que uma quantidade de gás cloro, ao ser 
misturada com o Naº, forma o cloreto de sódio (NaCL). A reação é fortemente 
exotérmica, ou seja, libera calor e luz para o meio. As reações iônicas apresentam 
grandes atrações entre os íons de cargas opostas e a entalpia de formação do 
NaCL é fortemete negativa (-411,12 Kj/mol), significando que a quantidade de 
energia liberada na formação do sal (NaCL) é bastante grande.
Exemplos de ligações iônicas:
1. HCℓ(aq) + NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ)
2. Pb(NO3)2(aq) + 2 NaI(aq) → PbI2(s) + 2 NaNO3(aq)
3. Na+ + Cl– → NaCl
4. Mg++ + 2Cl– → MgCl2
5. 2Al+++ + 3O– – → Al2O3
As ligações iônicas ocorrem, normalmente, entre os elementos metálicos das 
famílias 1A, 2A e 3A (com cargas 1+, 2+ e 3+, respectivamente) com elementos 
não metálicos das famílias 5A, 6A e 7A (com cargas 3-, 2- e 1-, respectivamente).
Nem todos os elementos das famílias B apresentam as cargas fixas como das 
famílias A, porém, em todas as situações, as cargas ou valências são encontradas 
na Tabela Periódica ou são valores fornecidos no enunciado do problema.
Ex.: Fe++ ou Fe2+ ; Cu2+ ; Ni+ ; Ag+ ; Pb2+ ou Pb4+
Ligações Covalentes 
Como se explica a formação de substâncias que não são iônicas?
Na Figura 6, observam-se as substâncias moleculares não iônicas: H2O – água 
no estado gasoso (a); O2 – gás oxigênio (b); H2 – gás hidrogênio (c) e N2-nitrogênio 
líquido (d). Todas formam moléculas com ligações covalentes.
Figura 6 – Substâncias com ligações covalentes
Fonte: Adaptado de iStock/Getty Images
A ligação covalente, geralmente, ocorre entre dois átomos de não metais com 
eletronegatividades muito altas e com valores bastante próximos entre si, de for-
ma que, para remover completamente um elétron de qualquer um dos átomos, é 
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UNIDADE Ligações Químicas
necessária muita energia. Numa ligação covalente, nenhum elemento doa elétrons 
ou recebe elétrons, ocorre um compartilhamento de elétrons para atender à regra 
do octeto (no caso da molécula de hidrogênio, H2, são compartilhados elétrons 
para que ambos fiquem com a configuração do hélio com dois elétrons).
As reações covalentes com o compartilhamento de um par de elétrons são cha-
madas de covalentes simples. Quando ocorrem com dois pares de elétrons, colo-
cam-se dois traços, que representam uma ligação covalente dupla. Quando forem 
três pares, três traços, temos ligação covalente tripla.
 Camada
Ex. H (1e-) K = 1
H – H → H2
O traço representa o par de elétrons compartilhados.
Quando dois átomos de H estão muito próximos, ocorrem interações eletrostá-
ticas entre eles. Os elétrons ficam em uma nuvem de compartilhamento. Assim, a 
molécula do gás hidrogênio, H2, fica estável (BROWN, 2003, p. 259).
H e- — e- H
H – H
Com essas interações, forma-se uma molécula de gás hidrogênio chamada com-
posto molecular. Uma substância é considerada composto molecular ou molécula 
quando possui apenas ligações covalentes.
Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro e, em seguida, para a 
molécula da água:
1. Número atômico do CL = 17 2 + 5 = 7
2. Configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
3. Número de elétrons de valência: 7
4. Fórmula de Lewis: 
5. Fórmula Estrutural: Cl – Cl
6. Fórmula Molecular: Cl2
H2O
Molécula de H2O (água)
Fórmula de Lewis
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O — H 
H 
Fórmula Estrutural
H2O
Fórmula Molecular 
Molécula de HC/ (cloreto de hidrogênio) ou ácido clorídrico
Ligações Múltiplas
Ligação dupla – Átomos tendem a compartilhar elétrons de modo que suas 
camadas eletrônicas externas sejam preenchidas e eles adquiram uma distribuição 
eletrônica mais estável. 
A força dessas ligações é maior do que a das interações intermoleculares e é 
comparável à força da ligação iônica. Existem dois tipos principais: a ligação-σ 
(ligação sigma) e a ligação-π (ligação pi).
Molécula de O2 (gás oxigênico)
Ligação covalente dupla
duas ligações duplas
representando dois 
pares de elétrons
Moléculas de CO2
(gás carbônico)
Ligação tripla
Molécula de N2 (gás nitrogênio)
Ligação covalente tripla
Polaridade da Ligação e Eletronegatividade
Uma ligação covalente pura, em que os átomos compartilham igualmente um 
par de elétrons, ocorre somente quando dois átomos idênticos se ligam (por exem-
plo, Cl-Cl). Quando dois átomos diferentes se ligam, o par de elétrons será compar-
tilhado de forma desigual. O resultado é uma ligação covalente polar.
Em uma ligação polar, um dos átomos exerce maior atração pelos elétrons li-
gantes do que o outro.
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UNIDADE Ligações Químicas
Polaridade Periódica
A eletronegatividade indica se a ligação é covalente apolar, covalente polar ou 
iônica. A eletronegatividade de um elemento demonstra a capacidade de um átomo 
em atrair elétrons para si em uma molécula.
A diferença da eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polarida-
de da ligação. Assim, se a
• diferença for próxima de zero: as ligações são covalentes apolares (compar-
tilhamento de elétrons igual ou quase igual); 
• diferença for próxima a dois: as ligações são covalentes polares (comparti-
lhamento de elétrons desigual);
• diferença for próxima a três: as ligações são iônicas (transferência de elé-
trons total ou quase total).
Regra do Octeto para Compostos Covalentes
Para alguns compostos, a regra do octeto é limitada. Daí, para que a ligação 
ocorra, pode-se definir três modelos que explicam a formação de compostos. 
São eles:
• pode acontecer a expansão do octeto (mais de oito elétrons na camada de valência);
• pode ocorrer a contração do octeto (com menos de oito elétrons na camada 
de valência);
• pode ocorrer a formação de moléculas com número ímpar de elétrons.
1. Átomos commais de 8 elétrons: átomos de elementos não metálicos 
do terceiro período em diante, ou seja, aqueles que possuem três ou mais 
camadas eletrônicas. Exemplos: PCl5; PO4; NCl5; SO2 e outros:
SO2
O enxofre �cou
estável com
dez elétrons
SO3
O enxofre �cou
estável com
doze elétrons
H2SO4
O enxofre �cou
estável com
doze elétrons
2. Átomos com menos de 8 elétrons: Exemplo: BF3 (o flúor apresenta 
sete elétrons);
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3. O caso do gás NO, em que a molécula apresenta número ímpar de elé-
trons. Ela apresenta 11 elétrons de valência, veja:
Características e propriedades periódicas das ligações covalentes
• Estados físicos: poucos são encontrados no estado sólido, como é o caso da 
sacarose, sendo que a maioria encontra-se nos estados líquido ou gasoso;
• Polaridade: podem ser polares ou apolares. Quanto maior é a diferença da 
eletronegatividade entre os átomos ligantes, mais polar será o composto. 
Quando a diferença de eletronegatividade for pequena entre os átomos, não 
haverá deslocamento de carga na molécula e esse composto será apolar;
• Ponto de fusão e ebulição: possuem pontos de ebulição e de fusão inferiores 
aos das substâncias iônicas; no entanto, podem variar, dependendo da massa 
molar e das forças intermoleculares dos compostos. Quanto maior a massa 
molar e da intensidade das forças intermoleculares, maiores serão os pontos 
de fusão e de ebulição;
• Condutividade elétrica: no estado puro, não conduzem corrente elétrica (são 
isolantes) – exceto o grafite, que conduz corrente elétrica por possuir um elé-
tron livre que pode migrar de uma camada de grafeno para outra dentro da 
estrutura do grafite (grafeno é uma estrutura hexagonal em que cada átomo de 
carbono faz apenas três ligações covalentes);
• Solubilidade: em água, álcool e querosene – depende da polaridade do compos-
to. A regra de solubilidade é polar com polar ou apolar com apolar são solúveis;
• Tenacidade (resistência): os compostos sólidos são poucos resistentes (são 
quebradiços).
Caro(a) aluno(a), assista ao vídeo sobre propriedades periódicas que lhe ajudará a entender 
melhor esse conteúdo: https://youtu.be/eaGqKb22_7IEx
pl
or
Ligação Metálica
Os modelos de ligações iônicas, covalentes, com mais ou com menos oito elé-
trons na última camada, foram definidos. E as ligas metálicas? Como ocorre a 
ligação entre metais?
As ferramentas precisam ser fabricadas com características físicas, químicas e 
mecânicas e associações de diferentes materiais. Um metal puro apresenta um 
único elemento com propriedades físicas e químicas constantes e um reticulado 
cristalino específico.
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UNIDADE Ligações Químicas
Estruturas cristalinas – Uma introdução (UFPA): https://youtu.be/p_3ersGZ6wE
Ex
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or
Já a associação de materiais de diferentes composições, cujos arranjos crista-
linos são alterados em decorrência dessa mistura, é fundamental para a melhoria 
das características do novo material. Quando essas associações apresentarem duas 
ou mais substâncias e um deles for um metal, esse material será chamado de liga 
metálica. As ligas formadas por diferentes metais podem melhorar a resistência à 
corrosão, diminuir o ponto de fusão, aumentar a condutividade, alterar a cor do 
metal, tornar mais dúctil e várias outras propriedades extras.
As ligas metálicas ocorrem praticamente entre metais com maior afinidade ele-
trônica e tamanho do átomo compatíveis. As ligas podem ser ferrosas e não ferro-
sas. As ferrosas apresentam a maior concentração do metal Fe, e as não ferrosas 
apresentam maior concentração de metais como o Cu, Al, Ti, Mn e Ni.
As ligações não ferrosas alteram as características do elemento puro. Essas li-
gas formam materiais com menor densidade, maior condutividade elétrica e maior 
resistência à corrosão. As ligas ferrosas mais importantes são a do ferro com o 
carbono formando o aço.
A ligação metálica ocorre quando inúmeros cátions (cargas positivas) são man-
tidos juntos por um “mar de elétrons” (ÁTKINS, 2012, p. 55). Essa nuvem de 
elétrons favorece a ligação entre os metais que apresentam cargas positivas. Ob-
serve a Figura 7, que ilustra uma grande quantidade de elétrons (-), os ânions e as 
cargas positivas (+), os cátions dos metais. Os metais apresentam ponto de fusão 
e ebulição elevados; densidade elevada; maleabilidade (flexibilidade) e ductibilidade 
(facilidade em se reduzir a fios).
Figura 7 – Ilustração do processo de formação da ligação metálica
Das ligas ferrosas, a mais importante é a liga Fe + C, formando o aço. A fa-
bricação do aço inicia-se a partir de minério de ferro. Primeiramente, ocorre a 
redução do minério de ferro a ferro metálico (ferro gusa), produto intermediário 
(ironmaking), seguido da obtenção do aço (steelmaking). Ao aço podem ser adi-
cionados os elementos puros e seus respectivos óxidos e os elementos: P, S, Mn, 
Cr, Ni, Ti, Mo, Nb, Bo e os gases H e N.
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Elemento óxido
Si SiO2
Ca CaO
Al Al2O3
Características do Aço
Conforme a adição de substâncias, elementos metálicos e gases, vários tipos de 
aço são obtidos, com características físico, química e mecânicas específicas para 
a utilização em diversos processos. A Tabela 2 ilustra as diferentes composições 
do aço, as quais devem apresentar menos de 2% de carbono. No caso do ferro 
fundido, a liga FeC apresenta mais de 2% de C e de outros metais além do silício. 
A Tabela 2 mostra ainda as características do aço com a adição de outros metais.
• O aço com teores entre 0 e 0,9 % de C e a adição de manganês (0,3 a 0,8%) 
aumenta a temperabilidade (facilita a têmpera) e reduz a temperatura de auste-
nitização (elevação da temperatura acima da que se considera crítica);
O aumento da temperatura de austenitização implica em um aumento no tamanho de 
grão austenítico e uma diminuição na temperatura de início de transformação da austenita 
em ferrita.
Ex
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or
• O aço com 0,2% de carbono e adição de níquel e manganês: o níquel e o man-
ganês reduzem a temperatura eutetóide (o equilíbrio entre fases líquida e sólida);
• O aço com adição de cromo aumenta a temperabilidade do aço e contribui 
para a resistência ao desgaste e dureza. Se a adição do Cr for maior do que 
11% em aços de baixo carbono, isso reduz a propriedade de oxidação do aço;
• Os aços inoxidáveis contêm teor mínimo de 12% de cromo. Nesse processo 
de fabricação, forma-se uma fina camada de óxido de cromo na superfície, 
aumentando a resistência à corrosão;
• O aço com molibdênio melhora a temperabilidade e reduz as temperaturas de 
têmpera, aumenta a dureza ao rubro e aumenta a resistência à corrosão em 
altas temperaturas;
• Com a adição de vanádio, melhora-se a ação mecânica de aços tratados termi-
camente, aumentando a tenacidade e a resistência;
• O silício dissolve-se na ferrita, causando aumento de resistência e a dureza do aço;
• Os aços patináveis, conhecidos como aços corten, apresentam alta resistência 
mecânica e a corrosão atmosférica oito vezes maior do que o aço comum. 
A camada de óxidos formada sobre o aço, chamada de “pátina”, é a camada 
de proteção contra a corrosão e possibilita sua utilização sem qualquer tipo de 
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UNIDADE Ligações Químicas
revestimento. Como são extremamente duráveis, são usadas em vagões de 
trem e pontes sobre o mar. Em sua composição, adicionam-se baixos teores 
de Cu, Ni, Cr e P, tornando um aço leve e extremamente durável. A desvanta-
gem é o aumento de massa da estrutura com o passar dos anos. Dessa forma, 
limita-se a utilização desse tipo de aço na composição de peças, ferramentas e 
estrutura que têm de ter espessura constante.
Importante!
A partir das teorias de ligação metálica, pode-se explicar o motivo de os metais serem 
bons condutores elétricos e térmicos: pense nos elétrons livres da camada ou na nuvem 
eletrônica. A passagem de energia e de calor é mais rápida e eficaz.
Importante!
Tabela 2 – Características de aço com adição de metais
Influência na Propriedade
Elemento
C Mn P S Si Ni Cr Mo V Al
Aumento da Resistência
Aumento da DurezaAumento da Resistência ao Impacto
Redução da Ductilidade
Aumento da Resistência 
em Altas Temperaturas
Aumento da Temperabilidade
Ação Desoxidante
Aumento da Resistência à Corrosão
Aumento da Resistência à Abrasão
Redução da Soldabilidade
Fonte: https://goo.gl/LoR7xG
Histórico do aço no Brasil
Foi na região de Sorocaba, no interior de São Paulo, que a produção de ferro 
a partir da redução do minério ocorreu, em 1587. Com o passar de muitos anos, 
com a descoberta do ouro em Minas Gerais, aumentou-se a necessidade de criação 
de siderúrgicas. 
Foi em 1812, na região da descoberta do minério, que iniciou a produção de 
ferro forjado, mas somente a partir da formação de especialistas (como engenhei-
ros de minas, metalurgistas e geólogos), em 1876, na Escola de Minas de Ouro 
Preto, que a indústria de aço se desenvolveu no Brasil. A Figura 5 ilustra o processo 
de fabricação do aço:
Processo de fabricação do aço: https://goo.gl/638mvu
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As ligas não ferrosas são aquelas formadas por outros elementos majoritários 
que não o ferro, sendo que aquelas compostas por cobre, alumínio, titânio, manga-
nês e níquel possuem grande importância comercial. Alguns desses materiais têm 
propriedades interessantes, quando comparados com ligas ferrosas, como menor 
densidade, maior condutividade elétrica ou maior resistência à corrosão.
A história do aço no Brasil pode ser retratada com o livro indicado a seguir:
https://goo.gl/vXLXbeEx
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Vale a pena ler. Será uma agradável surpresa. Bons estudos!
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UNIDADE Ligações Químicas
Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Livros
Química Geral: Conceitos Essenciais
CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: Grupo A 
Editorial, 2010. (e-book)
Química Geral
CHRISTOFF, P. Química Geral. Curitiba: Editora Intersaberes, 2015. (e-book)
Química Inorgânica
HOUSECROFT, C. E.; SHARPE, A. G. Química Inorgânica. 4.ed. Rio de Janeiro: 
Grupo GEN, 2013, v.1. (e-book)
Química Geral
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