unidade 4

Prévia do material em texto

Química Inorgânica 
Teórica e Experimental
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof.ª Dr.ª Solange de Fátima Azevedo Dias
Revisão Textual:
Prof.ª Me. Sandra Regina Fonseca Moreira
Propriedades de Sólidos e Estruturas 
• Introdução;
• Misturas;
• Mistura Coloidal;
• Teoria da Ligação de Valência;
• Materiais Enrolados de Carbono;
• Aplicações dos Compostos de Coordenação;
• Estrutura dos Sólidos.
• Identifi car diluição e dissolução;
• Reconhecer tipos de sais complexos;
• Propriedades de sais complexos;
• Reconhecer sólidos iônicos e covalentes.
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Propriedades de Sólidos e Estruturas 
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 Propriedades de Sólidos e Estruturas 
Introdução
Antes de iniciarmos o assunto “Ligações de compostos coordenados”, vamos 
relembrar alguns conceitos que serão necessários para um melhor entendimento 
sobre o tema.
1. Elemento químico (a) é o conjunto dos átomos com o mesmo número 
atômico, exemplo:
(a) 1H + H → H2 (b) gás hidrogênio (c)
2. Molécula (b) é um arranjo eletricamente neutro de átomos que possui pelo 
menos dois átomos, todos ligados entre si mediante uma ligação covalente. 
Excluem-se todos os metais, que são formados de inúmeros átomos de um 
único elemento, todos ligados entre si mediante a ligação metálica, e também 
todas as substâncias como o sal de cozinha, cujos átomos ligam-se mediante 
ligação iônica formando um agregado iônico e não molecular.
3. Substância (c) é um grupo de átomos ou de moléculas. 
4. Substâncias simples (d) são aquelas formadas por átomos ou por moléculas 
formadas exclusivamente por átomos de um mesmo elemento químico. 
Exemplos: 
O2, O3, H2, N2, Cl2, Ag
5. Substâncias compostas (e) são formadas por átomos diferentes.
H2O, HNO3, CO2, FeO, KOH, NaCl
Misturas 
Como se classifica a gasolina brasileira, que contém etanol?
Ex
pl
or
Uma mistura é composta por pelo menos duas 
substâncias. Ela pode ser homogênea ou heterogê-
nea. As misturas homogêneas são formadas por 
uma única fase, por exemplo, (2) água do mar; (3) 
gasolina com etanol e o ar (Figura 4), enquanto as 
misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases. 
Exemplo: (5) mineral. Figura 1 – Gasolina + etanol
Fonte: iStock/Getty Images
8
9
Exemplos de soluções:
Figura 2 – Água do mar
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 3 – Gasolina (mais etanol)
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 4 – Ar (mistura de vários gases)
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 5 – Mineral (mistura de minerais) 
Fonte: iStock/Getty Images
Para formar a solução que compõe a água do mar, o NaCl (cloreto de sódio - sal de 
cozinha) e outros sais estão dissolvidos na água. Essa mistura é formada pela dissolução 
do sólido, denominado soluto, no solvente, que, no caso, é a água. Normalmente o 
soluto é aquele composto que se dissolve no solvente. Agora, por outro lado, como 
fica o caso de uma mistura de etanol* (álcool etílico) e gasolina*, em que o etanol é 
dissolvido na gasolina?
Mas, você sabe o que é dissolução?
Ex
pl
or
Dissolução é o ato de dissolver. Aquele que se dissolve é chamado soluto e 
o que apresenta propriedades de dissolver o soluto é chamado solvente (Brown, 
2013). As soluções podem ser compostas por diferentes tipos de soluto e sol-
vente; comumente, o soluto é a substância que está em menor proporção e o 
solvente em maior quantidade.
9
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
Pode-se ter diferentes solventes: os orgânicos (aqueles que contém carbono na 
molécula) ou os inorgânicos (por exemplo, a água).
Exemplos de soluções: (6) sólido em líquido; (7) sólido em líquido; (8) líquido 
em líquido; (9) gases; (10) sólido em sólido:
Figura 6 – Solução aquosa de 
permanganato de potássio
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 7 – Solução de AL2O3 em *álcool de cereais
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 8 – Solução de *etanol em *gasolina
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 9 – Solução gasosa de O2 e N2
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 10 – Solução de farinha de trigo com açúcar
Fonte: iStock/Getty Images
Em várias situações do cotidiano doméstico, na indústria, ou em processos comer-
ciais, é necessário diluir uma solução. As soluções podem ser de tintas, ceras, sucos, 
fármacos, dentre outros. Normalmente, a solução está concentrada e precisa ser di-
luída com solventes para sua utilização. Os solventes podem ser inorgânicos, como 
10
11
a água, ou orgânicos, como thinner, aguarrás, benzeno, tolueno, álcoois, acetona 
e outros. Graças às forças atrativas intermoleculares, as soluções líquidas e sólidas 
mantêm-se unidas. Essas forças agem entre solutos e solventes, entre soluções iônicas 
(por exemplo, forças do tipo íon-dipolo), em que o soluto, o íon, pode ser Na+ ou Cl- e 
o solvente, a água (dipolo). 
Alguns exemplos de soluções: sucos concentrados, xarope para tosse, álcool 
de limpeza, água com açúcar, água e sal. Nos rótulos de sucos concentrados, por 
exemplo, está indicada a quantidade de água a ser adicionada para obtenção de 
um maior rendimento do suco e para que o sabor não fique muito forte e, sim, 
mais agradável. 
Observe a Figura 11, em que o NaCl, quando é adicionado à água, os íons Na+ 
e Cl- ficam cercados por moléculas de água. Quando o solvente é a água, ocorre 
uma hidratação do soluto.
Figura 11 – Dissolução do NaCL em água
Fonte: Brown, 2013
O processo de diluição do sal em água ocorre graças a uma propriedade da água: 
ela enfraquece a força elétrica em aproximadamente 82 vezes em relação a sua 
intensidade no ar. Assim, a composição do NaCl desagrega-se nos íons formados, 
Na+ e Cl-, os quais ficam aderidos às moléculas de água. Este fenômeno é conhecido 
como dissociação salina em água. 
Em laboratório, a prática de diluir soluções é realizada separando-se uma alíquota 
da solução concentrada, a qual é transferida para um balão volumétrico e, por último, 
acrescenta-se a água até atingir o volume desejado da nova solução. 
Caro (a) aluno (a) assista ao vídeo, para entender melhor o processo de diluir soluções no 
link a seguir: https://youtu.be/KRGqAj3oans.Ex
pl
or
11
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
Cálculo para Realizar Diluição de Soluções
Para diluir uma solução, a massa(m1) do soluto não se altera, sendo a mesma na 
solução inicial e na final. O volume da solução aumentará de V1 para V2, já que foi 
adicionado um solvente. A concentração diminuirá.
Cálculo:
• para a concentração inicial: C1 = m1/V1 
• para a concentração final: C2 = m2/V2
Dado que a que a massa do soluto (m1) continua constante, chega-se a fórmula:
C1 x V1 = C2 x V2
Exemplos:
1. Tem-se uma solução com 100 mL de água salgada em um béquer de 250 
mL de capacidade, com concentração 5g/ L. Ao adicionar 50 mL de água 
no béquer, qual é a concentração da solução formada?
Obs.: todas as unidades devem estar nas mesmas unidades:
V1= 100 mL = 0,1 L e V2= 50 mL = 0,05 L 
Volume final= V1 + V2 = 0,1 L + 0,05 L = 0,15 L
Aplicando a fórmula de diluição, temos: 
Solução Solução
Inicial Final
C1V1 = C2 x V2
5g/L x 0,100 L = C2 x 0,15 L
0,5 g = C2 x 0,15 L 
C2=(0,5 g)/0,15L = 3,33 g/L
Ou seja, ao diluirmos uma solução de 5 g/L com 0,05 L de água, a concen-
tração da nova solução diminui, enquanto o volume aumenta.
2. Ao se adicionar 350,00 mL de água destilada a 150,00 mL de uma solução 
0,50 M de CuSO4 (sulfato de cobre), qual é a concentração em mol/L da 
nova solução?
Dados fornecidos pelo exercício:
V1 = 150 mL
Va = 350 mL
M1 = 0,5M
M2 = ?
12
13
1º Passo: Cálculo de Volume final da solução:
150 + 350 (mL) = 500 mL 
Obs. Como a unidade de concentração é Molar, não se precisa transformar 
volume para L.
M1 x V2 = M2 x V2
0,5.150 = M2.500
75 = M2.500
M2 = 75/ 500
M2 = 0,15 M perceba que, com o acréscimo de água à solução, a con-
centração molar caiu de 0,5 para 0,15.
Mistura Coloidal
Como você classifi caria essas substâncias: gelatina, maionese, margarina e leite? 
Ex
pl
or
Veja algumas misturas coloidais:
Figura 12 – Gelatina
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 13 – Maionese
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 14 – Manteiga
Fonte: iStock/Getty Images
Figura 15  – Leite
Fonte: iStock/Getty Images
13
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
As substâncias que não se encaixam na denominação solução, nem em uma 
indubitável mistura heterogênea são chamadas dispersões coloidais, ou sim-
plesmente, coloides. Os coloides formam a linha divisória entre as soluções e as 
misturas heterogêneas. 
O termo coloide significa “com aparência de cola”. O significado vem da 
substância “goma arábica”, um tipo de cola que não se encaixava nas definições 
conhecidas de solução ou de mistura heterogênea. 
A fase de uma mistura coloidal, sólida, líquida ou gasosa é chamada de fase disper-
sa, e a que está misturada com outras fases, nos mesmos estados físicos, é chamada de 
meio de dispersão. Para ser considerado um coloide, a mistura deve apresentar uma 
dimensão no intervalo de 1 a 1000 nanômetros (1 nm = 10-9 m). 
São consideradas dispersões coloidais: a gelatina, o leite (fase líquida e fase gordurosa), 
maionese, creme dental, margarinas e manteigas, isopor, algumas tintas, vidros e outros. 
A Tabela 1, classifica os tipos de estados físicos dos coloides de acordo com a fase disper-
sa e a fase de dispersão, exemplificando cada um deles.
Tabela 1 – Classificação dos colóides
Exemplos
Estado Físico da
Classificação
Fase Dispersa Fase Dispersante
Fumos Sólida Gasosa Aerossol
Pérolas Sólida Sólida Sol Sólido
Nuvens Líquida Gasosa Aerossol
Manteiga Líquida Sólida Gel
Leite Líquida Líquida Emulsão
Maionese Líquida Líquida Emulsão
Tintas Sólida Líquida Sol
Fonte: https://goo.gl/trxe9E
Importante!
Não confunda dissolver um suco em pó, para fazer uma solução, com diluição de solução.
Diluição é colocar água no suco pronto.
Importante!
1. Algumas misturas heterogêneas podem ser representadas por compostos 
de coordenação, também chamados de complexos. Observe as estruturas 
das substâncias a seguir:
14
15
O
O
O
O
N
N
O-
O-
O-
O-
cis transCO
Me3P
Me3P
CO
CO
CO
Mo
CO
OC
Me3P PMe3
CO
CO
Mo
Figura 16
Como você classifi caria os compostos? Parece complexo?
Ex
pl
or
No contexto da química de coordenação, o termo complexo significa um 
átomo metálico ou íon central rodeado por um conjunto de íons ou moléculas 
ligantes, ou seja, podem ser independentes e podem ser chamados complexos 
metálicos. Os complexos metálicos são compostos neutros resultantes da agre-
gação de um complexo com um ânion. As bases são chamadas de ligantes, 
que são espécies ricas em elétrons e os metais que formam complexos são 
íons que apresentam orbitais vazios para acomodar elétrons. Os compostos de 
coordenação representam moléculas constituídas por um ou vários ácidos de 
Lewis, ligados a uma ou várias bases de Lewis.
Observe os exemplos:
a) [Co(NH3)6)]
3+, o íon é o elemento metálico Co que tem ao seu redor seis 
ligantes neutros de amônia (NH3).
b) Cu2+ + 4NH3 ⇋ [Cu(NH3)4]2+
Mas, como ocorrem as ligações entre o metal (M) e os ligantes?
Teoria da Ligação de Valência
A teoria da ligação de valência descreve o compartilhamento de elétrons 
formando pares por meio da superposição dos orbitais atômicos em que esses 
elétrons se encontram.
15
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
Tipos de ligações
• Ligação Sigma (σ) e Pi (π)
Quando ocorre a interpenetração entre dois orbitais atômicos, tendo como resul-
tante um orbital molecular de forma linear, isto é, com ambos os orbitais atômicos 
pertencentes a uma mesma reta, eles formam a ligação sigma (ou ligação 𝛔). Assim, 
os orbitais pertencem a um mesmo eixo. 
Em contrapartida, caso a ligação entre os orbitais seja de forma paralela, isto é, 
quando eles pertencerem a eixos paralelos, a ligação é conhecida como ligação pi 
(ou ligação 𝛑). Logo, a interpenetração ocorre em eixos paralelos (BROWN, 2013, 
p. 300-304). Observe os exemplos das Figura 17 e 18:
Exemplos:
A ligação em H2 resulta da 
superposição de dois orbitais 1s 
de dois átomos de hidrogênio
A ligação em HCI resulta da 
superposição de um orbital 1s e 
um dos lóbulos de um 
orbital 3p do CI
A ligação em Cl2 resulta da 
superposição de dois orbitais 3p 
de dois átomos de CI
Região de superposiçãoOs átomos se aproximam
Cl Cl
3p3p1s 3p
ClH
HH
Região de superposição
(a) (b) (c)
Figura 17 – Superposição de orbitais para formar ligações covalente
Ligação Covalente
N N
Ligação pi (�)
Ligação pi (�)
Ligação sigma
Figura 18 – demonstração de ligações sigma e pi
Os tipos de ligações que ocorrem são:
• Em uma Ligação Simples há apenas uma ligação 𝛔;
16
17
• Em uma Ligação Dupla há uma ligação 𝛔 e uma ligação 𝛑;
• Em uma Ligação Tripla há duas ligações 𝛑 e uma 𝛔.
O exemplo da abaixo ilustra uma ligação de metal ligante prata (Ag) reagindo 
com a amônia NH3, formando o complexo de prata rodeado por íons amônia.
Exemplo de Ligação metal ligante prata (Ag) reagindo com a amônia (NH3):
Ag+(aq)+2:N—H(aq)→ H—N:Ag:N—H (aq)
|
|
H
H
|
|
H
H
|
|
H
H
+
Assista aos vídeos sobre “Os compostos de coordenação”. No primeiro vídeo, você verá a obtenção 
e a caracterização de compostos complexos e, no segundo, a geometria de compostos.
• https://youtu.be/VdFQsA3iU-M
• https://youtu.be/bfVhDLlmykI
Ex
pl
or
Hibridização do Carbono
O comportamento normal da ligação entre orbitais moleculares é fazer a ligação 
entre orbitais de mesmo tipo. Dois orbitais s ou dois orbitais p similares se unem 
em uma forma ligante ou antiligante dependendo do sinal do orbital. Para muitos 
dos átomos de carbono, a ligação do mesmo tipo de orbitais moleculares não é o 
caso. De fato, eles formam ligações ao misturar diferentes orbitais, a saber, os orbi-
tais s e os orbitais p. Uma mistura dos orbitais s, p e d é também possível, porém 
menos importante para as combinações de envolvendo apenas orbitais de carbono. 
No que se seguirá, as hibridizações sp3 e sp2 serão apresentadas na Figura 19.
Hibridização sp3
sp3
sp3
sp3
sp3
109.5º
Figura 19 – Representação dos orbitais híbridos sp3
17
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
Um átomo de carbono contém seis elétrons que fazem a seguinte configuração 
eletrônica:1s2 2s2 2p2. No estado fundamental há dois elétrons desemparelhados 
na camada externa, de modo que se poderia pensar que o átomo de carbono é 
capaz de se ligar a apenas duas moléculas adicionais. Por outro lado, a capacidade 
de ligação para quatro elétrons é detectada em experimentos. A razão é a pequena 
diferença de energia entre os estados 2s para o estado 2p. Na presença de uma 
perturbação externa, tal como uma aproximação de um átomo de hidrogênio, a 
diferença de energia é superada. Isso resulta em um estado misto formado por um 
orbital s e três orbitais p, a saber: px,py e pz. Assim, quatro novos orbitais híbridos 
são formados. A direção dos orbitais e também o centro de massa são determina-
dos pelas contribuições específicas dos orbitais p e do orbital s. Uma combinação 
dos orbitais híbridos produz um arranjo tetraédrico com o centro de massa de cada 
orbital próximos aos vértices do tetraedro. O ângulo característico entre os orbitais 
híbridos na configuração sp3 é 109.5º.
O arranjo de muitos átomos diferentes de carbono hibridizados em sp3 configura 
a estrutura típica de diamante.
 
Figura 20 – Estrutura cristalina (à esquerda) e estrutura de bandas (à direita) do diamante
Devido à estrutura tridimensional do arranjo do orbital sp3, a intensidade da liga-
ção entre os átomos de carbonos vizinhos é igual para cada átomo e muito forte. 
Portanto, o diamante é um dos materiais mais duros conhecidos: é usado como 
ferramenta de corte (logicamente, para as ferramentas, são usadas as variedades 
sem valor para a produção de jóias ou até os diamantes artificiais, produzidos em 
laboratório). A correspondente estrutura de banda revela um grande gap de banda 
de 5 eV (1 eV (elétron-volt) é a energia que um elétron recebe ao ser acelerado por 
uma diferença de potencial de 1V ou, no sistema internacional de unidades, igual 
1.6x10-19 J (joule)), mostrando que o diamante é um isolante elétrico. Mais que 
isso, a aparência transparente de um diamante de alta qualidade corresponde ao 
fato que os elétrons não podem ser excitados para acima da banda de valência, na 
banda de condução, com uma onda incidente sobre ele que esteja no comprimento 
de onda da banda óptica. Em outras palavras, lançando luz visível sobre o diamante 
não há energia suficiente para retirar seus elétrons da banda de valência e fazê-los 
saltar para a banda de condução, de forma que a luz visível não será absorvida e 
passará diretamente no meio de sua estrutura cristalina.
18
19
Hibridação sp2
A hibridização sp2 é uma combinação de orbitais s com apenas dois orbitais p, 
a saber, px e py. Eles contribuem conjuntamente para um arranjo planar com um 
ângulo característico de 120º entre os orbitais híbridos formando uma ligação 𝛔. 
O orbital adicional pz é perpendicular em relação aos orbitais híbridos sp
2 e forma 
uma ligação 𝛑. 
 sp2
sp2
sp2
120º
Figura 21 – Orbital híbrido sp2
Um exemplo típico de uma estrutura cristalina hibridizada sp2 é o grafite.
 
Figura 22 – Arranjo cristalino do grafi te (à esquerda) e sua estrutura de banda (à direita)
Ela consiste de camadas paralelas de carbono. Cada camada é conhecida como 
Grafeno que, atualmente, é uma das sensações tecnológicas em decorrência de suas 
diversas propriedades interessantes. Dentro de uma camada, os orbitais planares 
sp2 alinham-se em uma estrutura de ligações fortes. Entre as camadas, os orbitais 𝛑 
dão surgimento a forças de Van der Waals, que são ligações fracas. Como resulta-
do, o grafite é um dos materiais mais brandos conhecidos, sendo usado como lápis 
e lubrificantes secos. A estrutura de bandas do grafite revela a banda de valência e 
a banda de condução consistindo de orbitais ligantes 𝛑 e orbitais antiligantes π*, os 
quais se tocam no ponto K. Devido a este fato, o grafite pode ser descrito como 
um semimetal. A conexão das duas bandas estabelece a possibilidade de excitar 
elétrons facilmente para fora da banda de valência, lançando-os para a banda de 
condução, independentemente do comprimento de onda, de modo que o grafite 
tem a característica de ser um condutor elétrico muito bom e de ser um corpo opa-
co, diferentemente da sua outra forma alotrópica, o diamante, que é transparente 
e mau condutor elétrico.
19
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
Outras formas de hibridização
Para o carbono, as formas mais importantes de hibridização são a sp2 e a sp3. 
Além dessas estruturas, há mais possibilidades de misturar diferentes orbitais mole-
culares para um orbital híbrido. Uma que é importante é a hibridização sp, em que 
um orbital s e um orbital p são misturados. O ângulo característico entre os dois 
orbitais híbridos é 180º. Além desses, há também as hibridizações de orbitais d jun-
tamente com orbitais s e p. Alguns desses orbitais são mostrados na figura a seguir:
180º
120º
90º
sp
sp3d sp3d2Linear
Octaédrico
Bipiramidal Trigonal
90º
90º
Figura 23 – Outras hibridizações de orbitais
Materiais Enrolados de Carbono
Vamos apresentar uma forma relativamente nova de arranjo que se obtém ao 
enrolarmos uma folha de grafeno em um nanotubo de carbono, usando seus orbi-
tais híbridos e suas propriedades ligantes.
Re-hibridização
Teoricamente, se uma folha de grafeno é enrolada em uma estrutura igual a um 
nanotubo de carbono (existem também os fullerenos, que não estão na forma de 
tubos), a estrutura do orbital do carbono é alterada, pois o comprimento da ligação 
entre os átomos de carbono decresce e o ângulo da ligação muda. Os orbitais 𝛔 e 𝛑 
não são mais perpendiculares entre si. É introduzida uma superposição dos orbitais 
𝛑. Como consequência, as porções dos orbitais 𝛑 dentro e fora de um nanotubo se 
rearrajam de tal forma que a contribuição do lado de fora é muito maior do que a 
contribuição interna. Veja a figura a seguir:
20
21
 
(a) (b)
Figura 24 – a) orbitais 𝛑 do grafeno; b) rearranjo de orbitais 𝛑 em C20
A curvatura do nanotubo induz à formação de um estado misto dos orbitais 𝛔 e 
𝛑. Na figura a seguir, pode-se ver as funções de onda de um nanotubo de carbono 
a partir de uma visão de cima do tubo.
Figura 25 – Re-hibridização de um nanotubo de carbonos
As áreas escuras e as áreas claras indicam sinais positivos e negativos, respecti-
vamente. No círculo interno, observa-se um anel contínuo, que é característico da 
ligação 𝛔. Em comparação, fora do nanotubo de carbono, observa-se funções de 
onda alternadamente positivas e negativas (áreas escuras e claras), que mostram os 
já descritos rearranjos de orbitais 𝛑. Isto é a chamada re-hibridização. O efeito pode 
ser explicado também por uma mistura de orbitais sp2 e sp3.
Uma forma alternativa de introduzir a re-hibridização é a seguinte: o ângulo de 
inclinação contribui para curvar os orbitais 𝛑 do lado de fora do nanotubo de car-
bono, conforme descrito anteriormente. Essa curvatura é fortemente dependente 
do diâmetro e da quiralidade da parede que foi curvada (se foi para a direita ou para 
a esquerda). Embora os nanotubos de carbono de quiralidades diferentes sejam 
muito diferentes, o ângulo de inclinação pode ser calculado por δ=a/(2 3 d), com 
a sendo o comprimento do vetor unitário do reticulado e d o diâmetro do tubo. 
21
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
Estados re-hibridizados possuem novas funções de onda, em que a função de onda 
do orbital 𝛑 consiste de uma mistura dos orbitais 𝛔 e s. Daí, o grau de hibridização 
sp2+η pode ser obtido, η sendo um número entre 0 e 1. Com essa descrição, pode-
-se explicitar a razão entre os orbitais sp2 e sp3. 
Todas essas características são fortemente dependentes do diâmetro e do 
ângulo quiral.
Reatividade
Uma das propriedades cruciais que varia em decorrência da forma curva dos nano-
tubos de carbono é a capacidade de reagir com o meio a sua volta. Enquanto simples 
orbitais sp2 e sp3 são saturados, o estado misto contém orbitais insaturados. A ligação 
de um orbital tetravalente sp3 com um orbital trivalente sp2 deixa um orbital híbridonão ligado e, portanto, livre para fazer ligação. Isto é chamado desalinhamento do or-
bital 𝛑. Quanto maior a contribuição para a ligação dos orbitais sp3, mais orbitais livres 
existem e maior é a reatividade. Como um índice para a reatividade local, o ângulo de 
piramidização θ é usado.
 
Figura 26 – Ângulo de piramidização para a hibridização sp2 (à esquerda) e sp3 (à direita)
É o ângulo entre os orbitais 𝛔 e 𝛑 menos 90º para classificar um ângulo de θ=0 
para a hibridização sp2. O orbital tetraédrico sp3 tem um ângulo de piramidização 
de 19.5º. Dependente da mistura local dos orbitais sp2 e sp3, este ângulo pode 
variar. A comparação entre ângulos de piramidização diferentes permite fazer tam-
bém a comparação entre as reatividades, em que o ângulo maior resulta em uma 
reatividade maior. O grau de hibridização é altamente dependente da curvatura, de 
modo que é até mesmo possível aumentar a reatividade simplesmente curvando-se 
mais o nanotubo de carbono. 
Um exemplo subsequente é o fullereno, que se parece com uma bola de futebol, 
com aneis de seis vértices, um grafeno plano e aneis adicionais de cinco vértices. 
Em posições em que um orbital tetravalente é convertido em um orbital trivalente, 
22
23
caracterizadas pelas posições em que há aneis de 5 vértices, a proporção de orbi-
tais livres aumenta e com isto a reatividade. Em experimentos, essas posições são 
usadas para ligarem-se com outras moléculas.
 
Figura 27 – Exemplo de fullereno
Fonte: Wikimedia Commons
Aplicações dos Compostos de Coordenação
Os compostos complexos podem ser usados em diversos processos da indústria, 
na extração de metais, na medicina, na agricultura e outros. A utilização de com-
postos de coordenação auxilia na melhoria de resistência química e mecânica de 
polímeros, no tratamento de tumores, na solubilização de íons ferro no solo, na so-
lubilização de água com excesso de cálcio e magnésio, na fabricação de detergentes, 
em produtos luminescentes e em pigmentos de tintas. 
Exemplos aplicações de complexos em algumas áreas:
1. Metalurgia: extração, purifi cação e maior rendimento na produção de 
ouro e prata.
2. Medicina: a cisplatina [Pt(NH3)2Cl2 é uma droga quimioterápica efi caz no 
tratamento de tumores. É injetada na circulação sanguínea do paciente 
impedindo a replicação de células tumorais. Contudo, é um medicamento 
extremamente tóxico e produz severos efeitos colaterais.
OH OH
N
N
N
N N
N
N
NNN
Cl
H
Estrutura química da cisplatina
H
Cl
P t
Figura 28
23
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
O EDTA (Ácido etilenodiaminotetracético) (do inglês Ethylenediamine te-
traacetic acid) é um composto orgânico que, como agente quelante, forma 
complexos muito estáveis com diversos íons metálicos. Assim, ele é um se-
questrador de íons metálicos. É um agente promovedor da coagulação san-
guínea por dentistas, sendo utilizado também como antídoto em pessoas con-
taminadas por chumbo.
EDTA
CH2 CH2 NN
CH2
CH2 CH2
CH2
C
CC
C
O O
4-
OO
OO
OO
Figura 29
O EDTA também é utilizado:
• Como agente contrastante em RMN (ressonância magnética nuclear); 
• Na agricultura como estabilizante de micronutrientes; 
• Como descolorante para os cabelos;
• Na fabricação de pães e derivados;
• Em microscopia eletrônica, para contrastar o DNA e descontrastar o RNA. 
 » Os hidróxidos de ferro são insolúveis em água, desta forma, o EDTA-Fe (II), 
sendo solúvel, é utilizado no solo, aumentando o crescimento de plantas;
 » Adicionados a alimentos, reduz a oxidação, catalisando a deterioração com 
o passar do tempo;
 » O EDTA é usado em análise de água, indicando o teor de íons cálcio e magnésio;
 » Usado como agente capaz de solubilizar os íons cálcio e magnésio em tubu-
lações de caldeiras. 
No link a seguir, você descobrirá a importância da descoberta das funções de complexos co-
ordenados com o artigo científico: Química de Coordenação: Um Sonho Audacioso de Alfred 
Werner, Santos, L. M.;* Sarto, L. E.; Bozza, G. F.; de Almeida, E. T. Rev. Virtual Quim., 2014, 6 (5), 
1260-1281. Data de publicação na Web: 6 de julho de 2014.
• https://goo.gl/8yGcb5
• https://goo.gl/3rkPqz
Ex
pl
or
24
25
Estrutura dos Sólidos
Os sólidos podem ter estruturas cristalinas ou não cristalinas (são os chamados 
sólidos amorfos). Os sólidos cristalinos podem ser: iônicos, moleculares ou metá-
licos. Todos esses têm um arranjo bem estruturado de átomos ou íons (BROWN, 
2013, p. 395-406).
O cloreto de sódio (Figura 30) tem uma estrutura cristalina, o quartzo e a 
esmeralda também. 
São exemplos de cristais cristalinos moleculares o grafite e o diamante. 
Exemplo de Estruturas dos compostos NaCl (a), do grafite e do diamante:
Figura 30 – NaCL (cristal iônico) Figura 31 – Estrutura geométrica
Fonte: iStock/Getty Images
Grafi te (molecular) e Diamante (molecular): https://goo.gl/9kewkP.
Ex
pl
or
Propriedades dos Sólidos Iônicos
• Os sólidos iônicos apresentam as seguintes propriedades:
 » baixa condutividade, tanto elétrica como térmica, à temperatura 
 » ambiente, aumentando um pouco em temperaturas elevadas; 
 » são quebradiços, isto é, são frágeis;
 » ponto de fusão: alto.
• Sólidos covalentes:
 » Dureza: são muito duros, devido a força das ligações moleculares, formam 
redes ou cadeias de ligações covalentes;
 » Ponto de fusão: alto. 
25
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
Metais de transição: são divididos em metais de transição externa e interna 
Observe na Figura 32, onde são destacados os elementos na cor verde (elementos 
de transição externa).
Figura 32 – Elementos de transição
Fonte: istock/Getty Images
Propriedades 
Para os metais de transição reagirem com outros elementos, a ordem de preen-
chimento eletrônico varia no diagrama de Linus Pauling: primeiro, o orbital s da 4ª 
camada, para, em seguida, o orbital d da 3ª camada. Olhando na Tabela Periódica 
para o primeiro período, a regra geral de preenchimento é 3dn-24s2, em que n cor-
responde ao grupo no qual o metal está inserido (variando de 3 a 11 – da esquerda 
para a direita (p. 871-875)).
Alguns elementos, tais como o cobre e o cromo, apresentam algumas irregula-
ridades: o cobre preenche totalmente o orbital d da 3ª camada sem completar o 
orbital s da 4ª camada. O cromo deixa os dois orbitais incompletos, de acordo com 
as suas respectivas distribuições: 3d104s1 e 3d54s1; fugindo, portanto, da regra.
Características
• Apresentam boa condutibilidade térmica e elétrica; 
• Alguns metais não reagem facilmente com gases;
• Alguns metais são utilizados como catalisadores;
• Alguns metais são considerados nobres: o ouro, a prata, a platina, o rutênio, 
o ródio, o irídio, o ósmio e o paládio;
26
27
• Alguns elementos possuem a tendência de formação de íons complexos que 
apresentam cor chamativa (vermelho, rosa) e paramagnetismo (isto é, se 
magnetizam na presença de campo magnético e se desmagnetizam quando 
o campo é “desligado”);
• Alguns apresentam altos pontos de fusão e ebulição.
Distribuição eletrônica de alguns elementos de transição
A distribuição eletrônica de Linus Pauling para os elementos de transição não é 
regular. No link a seguir ilustra algumas irregularidades, principalmente, a presença 
de orbitais vazios em alguns elementos.
 
Distribuição eletrônica de Linus Pauling: https://goo.gl/RjGPJS.
Ex
pl
or
Elementos de transição interna: 
Eles são os elementos da série dos lantanídeos e da série dos actinídeos, isto 
é, são todos pertencentes à família 3B (IIIB) da Tabela Periódica, sendo que os 
lantanídios são do 6º período (números atômicos de 57 a 71 – do lantânio (La) ao 
lutécio(Lu)). Já os da série dos actnídios são do 7º período (números atômicos de 
83 a 103 – do actínio (Ac) ao laurêncio (Lr)). 
Na Figura 32, aparecem como os elementos identificados na cor branca. 
Assista ao vídeo para relembrar as características das Famílias e Períodos, as distribuições 
eletrônicas de Linus Pauling e os elementos de transição interna e externa. Você vai gostar,acesse: https://youtu.be/fi UubEa41jg.
Ex
pl
or
27
UNIDADE Propriedades de Sólidos e Estruturas 
Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Livros
Química Geral
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. v.1. Rio de Janeiro: 
Grupo GEN, 2013. (e-book) 
Química Geral
ROSENBERG, J.L.; EPSTEIN, L.M.; KRIEGER, P.J. Química Geral - Coleção Schaum. 
Porto Alegre: Grupo A, 2013. (e-book)
28
29
Referências
BROWN, T. L.; LEMAY JUNIOR, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: A Ciência 
Central. 9. ed. Sao Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012/2013. (e-book) 
GARRITZ RUIZ, A.; CHAMIZO GUERRERO, J. A. Química. São Paulo: Pearson 
Education do Brasil, 2003. (e-book) 
KOTZ, J. C.; WEAVER, G. C.; TREICHEL JUNIOR, P. M. Química Geral e Reações 
Químicas. 5. ed. Sao Paulo: Thomson Learning, 2006. (e-book) 
LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. 5. ed. Sao Paulo: Blucher, 
2011. (e-book) 
29