Fórmulas químicas, substâncias moleculares e iônicas

Prévia do material em texto

Fórmulas químicas, substâncias 
moleculares e iônicas
Apresentação
Os átomos são umas das menores unidades de matéria e, no entanto, constituem peças 
fundamentais no universo da química. Poucos átomos existem de forma isolada na natureza; os 
gases nobres são um exemplo disso. A maioria dos átomos encontra-se unida por ligações químicas, 
formando substâncias moleculares e/ou substâncias iônicas.
Nesta Unidade de Aprendizagem, você vai estudar sobre esse assunto e entender de que forma as 
substâncias podem ser representadas por fórmulas químicas.
Bons estudos.
Ao final desta Unidade de Aprendizagem, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
Definir moléculas e íons.•
Reconhecer as fórmulas químicas.•
Representar tipos de fórmulas – estruturais, moleculares, empíricas e as fórmulas mínimas dos 
compostos iônicos.
•
Desafio
A composição química de uma substância utilizando os símbolos é denominada fórmula química e 
indica a constituição de cada unidade formadora da substância.
Por exemplo, a fórmula química da água é H2O. Portanto, quando dizemos que a fórmula química 
da água é H2O, devemos entender que cada unidade de água é formada pela combinação de dois 
átomos do elemento hidrogênio e um átomo do elemento oxigênio.
A partir das fórmulas estruturais, mostre a fórmula molecular e a fórmula empírica de cada 
composto.
Infográfico
O átomo, em determinado momento, pode perder ou ganhar elétrons. Nesse instante, ocorre a 
transformação do átomo em íon (cátions e ânions – veja o esquema a seguir). Essa transformação é 
fundamental para que ocorram as ligações químicas.
O esquema apresenta a formação dos íons no exemplo do cloreto de sódio: ao perder um elétron, o 
sódio (Na) se transforma no íon sódio (Na+); já o cloro (Cl), ao ganhar um elétron, transforma-se no 
íon cloreto (Cl-). A transformação desses dois átomos em íons faz com que ocorra a ligação química 
entre ambos, formando um composto iônico, que pode ser representado pela sua fórmula mínima.
 
 
Conteúdo do livro
Existem diversas fórmulas para representar a composição das moléculas e dos compostos iônicos 
em termos de símbolos químicos, sendo algumas de forma mais simples e outras, de maneira mais 
detalhada.
No capítulo Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos, da obra Química 
geral e orgânica, você vai estudar a diferença na classificação de moléculas e íons e aprender a 
representar cada uma dessas substâncias por meio de suas fórmulas químicas. Esse capítulo servirá 
de base teórica para você compreender os conceitos básicos da química orgânica e a forma como 
os átomos se organizam em substâncias moleculares e iônicas. 
Bons estudos.
QUIMICA 
GERAL
Josemere Both
Fórmulas químicas, 
substâncias moleculares e 
iônicas
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
� Definir moléculas e íons.
� Reconhecer as fórmulas químicas.
� Representar tipos de fórmulas – estruturais, moleculares, empíricas 
e as fórmulas mínimas dos compostos iônicos.
Introdução
Os átomos de um mesmo elemento químico ou de elementos diferentes 
que combinam entre si (com exceção dos gases nobres, encontrados 
como átomos isolados) dão origem a inúmeras substâncias químicas que 
existem na natureza ou que são desenvolvidas pelo homem. As unidades 
fundamentais que compõem uma substância são constituídas por agru-
pamentos de átomos ou íons que se ligam por meio de ligações químicas, 
originando os compostos moleculares e os compostos orgânicos.
As combinações entre átomos, em uma classificação geral e ampla, 
são de dois tipos: átomos podem compartilhar elétrons ou pode haver 
transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro. É esse o 
princípio que diferencia e classifica o composto oxigênio (O2), essencial 
para a respiração humana como molecular, do sal de cozinha ou do clo-
reto de sódio (NaCl), importante no equilíbrio celular do corpo humano 
como composto iônico.
Neste capítulo, você vai encontrar uma explicação detalhada das 
ideias básicas da estrutura e das ligações químicas que se aplicam ao 
estudo das moléculas e dos íons. No decorrer do estudo, você aprenderá 
a diferenciar as moléculas de íons e, ao final, saberá representar cada uma 
por meio de suas fórmulas químicas. 
Moléculas e íons
Na natureza, a matéria é composta pela união de átomos, ou seja, os átomos 
não se encontram isolados no universo, com exceção dos gases, raros ou 
inertes (recebem o nome de gases nobres porque não apresentam tendência 
em reagir com outros átomos e têm alta estabilidade), cujos compostos são 
formados de átomos.
Quando 2 átomos se combinam, formam aquilo que chamamos de ligação 
química. A ligação é uma força que mantém os átomos unidos. Para formar 
uma ligação química, os átomos devem se aproximar uns dos outros. Seu mais 
íntimo contato é feito por elétrons dos níveis mais externos. É por essa razão 
que os elétrons mais externos determinam o comportamento químico de um 
átomo. O átomo pode compartilhar, perder ou ganhar elétrons para formar 
as ligações químicas que dão origem a compostos iônicos e moleculares 
(CHANG; GOLDSBY, 2013). 
A natureza dos átomos envolvidos determina qual dessas três possibilidades 
ocorrerá. Na maioria dos casos, o resultado de compartilhamento, perda ou 
ganho de elétrons é produzir átomos que têm níveis energéticos externos iguais 
aos dos gases nobres. Nesses elementos, o nível energético externo contém 
geralmente 8 elétrons (2 no subnível s e 6 no subnível p). Esse resultado é base 
para a regra do octeto. A regra do octeto estabelece que átomos tendem a se 
combinar de tal modo que cada um adquire um nível mais externo contendo 
8 elétrons depois de formar a ligação química (KOTZ et al., 2016). 
Antes de entrarmos nas principais ligações químicas que caracterizam 
moléculas e íons, vamos conhecer a teoria do octeto com mais detalhes.
Considerando que a eletrosfera é a parte mais externa dos átomos e o núcleo 
é muito pequeno, parece razoável ser a eletrosfera que atua na combinação dos 
átomos. E já que os gases não tendem a se combinar, tudo indica que ter uma 
eletrosfera semelhante à de um gás nobre permite a um átomo estabilizar-se.
Assim, para entender como funcionam as ligações entre os átomos, é 
importante analisar a eletrosfera dos gases nobres, já que eles parecem ser a 
chave para entender a questão. No Quadro 1, está representada a distribuição 
eletrônica dos gases nobres.
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos2
Fonte: Chang e Goldsby (2013).
Gás 
nobre
Nú-
mero 
atô-
mico 
(Z)
K L M N O P
1ª ca-
mada 
sp²
2ª ca-
mada 
2sp² 
2sp6
3ª ca-
mada 
3sp² 
3sp6
4ª ca-
mada 
4sp² 
4sp6
5ª ca-
mada 
5sp² 
5sp6
6ª ca-
mada 
6sp² 
6sp6
Hélio 2 2
Neônio 10 2 8
Argô-
nio
18 2 8 8
Crip-
tônio
36 2 8 18 8
Xenô-
nio
54 2 8 18 18 8
Radô-
nio
86 2 8 18 32 18 8
Quadro 1. Distribuição eletrônica dos gases nobres
Ao contrário de todos os outros elementos, os gases nobres apresentam na 
última camada contendo 8 elétrons, com exceção do hélio, no qual a última 
camada só comporta 2 elétrons. Tudo indica, portanto, que ter 8 elétrons na 
última camada (ou 2, caso seja da camada K) faz com que o átomo fique 
estável. Dessa forma, os átomos não estáveis se unem uns aos outros a fim 
de adquirir essa configuração eletrônica de estabilidade, dando origem às 
ligações químicas que formam compostos moleculares e compostos iônicos. 
Moléculas e ligação covalente
As moléculas constituem as menores unidades identificáveis, nas quais al-
gumas substâncias puras, como o açúcar e a água, podem ser divididas e 
ainda manter as composições e as propriedades químicas das substâncias. 
Tais substâncias são compostas por moléculas idênticas que consistem em 2 
3Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
ou mais átomos fortemente ligados. As moléculas são constituídas de átomos 
unidos exclusiva ou predominantemente por ligaçõescovalentes entre átomos 
não metais (SOLOMONS; FRYHLE; SNYDER, 2018). Entretanto, como essa 
ligação acontece?
Analise você inicialmente o caso da substância Cl2. Procurando o elemento 
cloro na tabela periódica, determinamos quantos elétrons seus átomos apre-
sentam na camada de valência, ou seja, na última camada. 
17Cl: 1s
² 2s²2p6 3s²3p5
17Cl: K-2 L-8 M-7
O átomo de cloro precisa de mais 1 elétron para adquirir eletrosfera seme-
lhante à do gás nobre argônio, ou seja, 8 elétrons na camada de valência (Z = 18).
Foi proposto que, na substância Cl2, os átomos se mantêm unidos porque 
suas eletrosferas compartilham alguns elétrons, isto é, fazem uso comum da 
quantidade de elétrons necessária para que passem a ter eletrosfera semelhante 
à de um gás nobre. Na representação seguinte (Figura 1), as bolinhas pretas 
representam os elétrons da camada de valência. As circunferências represen-
tam a eletrosfera dos átomos. Essa forma de representação é conhecida como 
estrutura de Lewis. 
Figura 1. Representação do compartilhamento de elétrons entre os átomos que formam 
a substância Cl2. Apenas os elétrons da camada de valência foram indicados por meio de 
bolinhas. 
Fonte: Adaptada de Kotz et al. (2016).
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos4
Nenhum dos átomos envolvidos perdeu ou recebeu elétrons. Em razão do 
compartilhamento de elétrons, todos passaram a ter, em suas eletrosferas, 
números de elétrons iguais aos dos gases nobres. Quando átomos se unem 
por compartilhamento de elétrons, dizemos que entre eles se estabelece uma 
ligação covalente. Os grupos de átomos unidos por ligação covalente são 
denominados moléculas (KOTZ et al., 2016). 
A seguir você pode analisar os casos das substâncias moleculares H2, O2 
e N2.
Procurando os elementos H, O e N na tabela periódica, determinamos quantos elétrons 
apresentam na camada de valência de cada elemento químico.
 � 1H: 1s
¹ – 1 elétron na camada de valência.
 � 8O: 1s
² 2s²2p4 – 6 elétrons na camada de valência.
 � 7N: 1s
² 2s²2p3 – 5 elétrons na camada de valência.
Observe a seguir a Figura 2.
Figura 2. Representação dos átomos isolados e das moléculas.
5Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Íons e a ligação iônica
Como você já sabe, entre as partículas que formam o átomo (elétrons, nêutrons 
e prótons), os elétrons têm cargas negativas e os prótons carga positiva. Dessa 
forma, se o número de elétrons for igual ao número de prótons, a carga total 
o átomo será nula, ou zero. Isso porque a carga positiva de cada próton será 
compensada pela carga negativa de 1 elétron correspondente. Dizemos que 
um átomo nessa situação está eletricamente neutro (KOTZ et al., 2016).
Com o avanço da ciência, descobriu-se que em determinadas circunstâncias 
os átomos podem ganhar ou perder elétrons. Quando isso acontece, sua carga 
total deixa de ser zero, ou seja, o átomo deixa de ser eletricamente neutro e 
passa a ser dotado de carga elétrica. Dizemos que o átomo se transformou 
em um íon. Entretanto, quando um átomo se transforma em íon, seu núcleo 
permanece inalterado. Se um átomo eletricamente neutro recebe elétrons, 
passa a ficar com excesso de cargas negativas, ou seja, transforma-se em 1 
íon negativo. O íon negativo é chamado de ânion. Por outro lado, se um átomo 
eletricamente neutro perde elétrons, passa a apresentar excesso de prótons, 
isto é, transforma-se em um íon positivo. O íon positivo é chamado de cátion 
(CHANG; GOLDSBY, 2013).
Para que você entenda melhor, considere os seguintes exemplos.
Agora vamos analisar a formação do composto iônico cloreto de sódio 
(NaCl) a partir de seus átomos neutros Na (sódio) e Cl (cloro).
11Na: K-2 L-8 M-1 17Cl: K-2 L-8 M-7
Ambos não estão estáveis, pois não apresentam 8 elétrons na camada de 
valência, de acordo com a regra do octeto. Contudo, se houver uma transferência 
de 1 elétron do sódio para o cloro, ambos atingirão a estabilidade. 
11Na: K-2 L-8 M-0 17Cl: K-2 L-8 M-8
Ambos adquirem a estabilidade, pois ficam com 8 elétrons na última 
camada. Esse processo pode ser esquematizado simplificadamente (Figura 4), 
representando-se por bolinhas os elétrons da camada de valência ao redor do 
símbolo do elemento químico, como realizado para as ligações covalentes.
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos6
Os íons monovalentes, isto é, que têm apenas uma carga elétrica, são representados 
colocando-se o sinal de mais (+) ou de menos (-) no canto superior direito do símbolo. 
O sinal de mais indica 1 cátion e o sinal de menos indica 1 ânion. Veja a Figura 3 a seguir.
Para representar os íons bivalentes ou divalentes (duas cargas), trivalentes (três cargas) 
e tetravalente (quatro cargas), deve-se colocar um número que indica a quantidade 
de cargas antes do sinal de mais ou menos. Assim temos: 
 � Ânions monovalentes: F-, Cl-, Br –, I-.
 � Ânions bivalentes: O2-, S2-, Se2-.
 � Ânions trivalentes: N3-, P3-.
 � Cátions monovalentes: Li+, Na+, K+, Ag+, Cu+.
 � Cátions bivalentes: Mg2+, Ca2+, Ba2+, Fe2+, Cu2+.
 � Cátions trivalentes: Al3+, Fe3+, Cr3+.
 � Cátions tetravalentes: Sn4+, Pb4+. 
7Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Figura 4. Representação do átomo de sódio que doa um elétron ao átomo de cloro que 
recebe um elétron. Sódio passa a ser cátion com carga positiva e cloro passa a ser ânion 
com carga negativa para formar o cloreto de sódio. Essa forma de representação é chamada 
de estrutura de Lewis. Nela são representados todos os pares de elétrons ligantes como 
ligações simples, duplas ou triplas e todos os elétrons não ligantes como pares de pontos.
Fonte: Adaptada de Kotz et al. (2016).
Os íons Na+ e Cl- têm cargas opostas, portanto se atraem mutuamente. Essa 
atração mantém os íons unidos, formando uma substância muito conhecida, o 
cloreto de sódio, principal componente do sal de cozinha, representado pela 
fórmula NaCl. Tal união é chamada de ligação iônica. Perceba que todos os 
exemplos de ligação iônica envolveram pelo menos 1 átomo de elemento ametal 
e 1 átomo de um elemento do grupo dos metais, por isso podemos dizer que 
a ligação iônica ocorre entre átomos de metais e ametais. 
Se conseguíssemos ampliar um cristal de sal presente num saleiro, você 
veria um arranjo retangular de cátions Na+ e ânions Cl-, chamado de retículo 
cristalino iônico, como representado na Figura 5. 
Figura 5. Retículo cristalino de cloreto de sódio. 
Fonte: Adaptada de ghost design/Shutterstock.com.
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos8
O cloreto de sódio é apenas um exemplo de composto iônico, ou seja, 
um composto formado por íons. De modo geral, sempre que um elemento 
que necessite doar elétrons para se estabilizar se unir a outro, que necessite 
recebê-los, a união se dará por ligação iônica. Veja mais dois exemplos de 
compostos iônicos, formados por íons Ca2+ e F-; Al3+ e O2-:
Note que em uma ligação iônica ocorre a formação de íons cátion e ânion 
pela perda e ganho de elétrons, enquanto na ligação covalente para formação 
de moléculas ocorre apenas o compartilhamento dos elétrons (não ocorre 
perda e ganho de elétrons) para completar 8 elétrons na camada de valência 
e se tornar estável.
Fórmulas químicas
No estudo da matéria, as fórmulas químicas são utilizadas para representar 
o conjunto de átomos de elementos químicos que compõem as moléculas e 
os compostos iônicos (CHANG; GOLDSBY, 2013). As fórmulas químicas 
são consideradas símbolos químicos utilizados universalmente na ciência 
por químicos, ou seja, se uma pesquisa é realizada no Brasil ou nos Estados 
Unidos da América, a utilização e a consequente compreensão dos símbolos 
químicos serão as mesmas.
Todas as substâncias são formadas por átomos. As substâncias simples são 
formadas por átomos de um único elemento químico como oxigênio (O2) e as 
substâncias compostas são formadas por átomos de dois ou mais elementos 
diferentes.Você deve conhecer bem a fórmula química da água, H2O. A partir 
dela você sabe que a molécula de água é composta por oxigênio e hidrogênio. 
Porém, perceba que fórmula química não apresenta apenas os elementos que 
fazem parte de sua composição, mas também o número de ocorrência de cada 
tipo de átomos combinados. Na fórmula da água temos 1 oxigênio combinado 
com 2 hidrogênios.
9Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Em muitos casos há mais de uma maneira de se escrever a fórmula química 
de um composto. Você vai conhecer as três formas mais comuns de representar 
as fórmulas químicas: as fórmulas moleculares, as fórmulas estruturais e as 
fórmulas empíricas.
Fórmulas moleculares
Em um composto, a fórmula molecular escrita fornece o número de átomos 
de cada elemento da molécula (ATKINS; JONES, 2018). Esse tipo de fórmula 
química é o mais comum e utilizado nos registros químicos. Nas discussões 
anteriores, você já se deparou com a fórmula molecular do hidrogênio, repre-
sentado por H2, ou seja, 2 átomos de hidrogênios ligados, a fórmula molecular 
do oxigênio, representado por O2, 2 átomos de oxigênio, entre outras.
Vamos analisar a fórmula molecular do composto orgânico ureia. A fórmula 
química que representa esse composto é CH4N2O (Figura 6a). Essa represen-
tação mostra que cada molécula de ureia contém um átomo de carbono, 4 
átomos de hidrogênio, 2 átomos de nitrogênio e, por fim, um átomo de oxigênio. 
É importante destacar que na fórmula molecular os números subscritos (índice 
numérico) logo após a representação do átomo do elemento químico, representa 
o número de átomos de um elemento presente (CHANG; GOLDSBY, 2013). 
Desta forma perceba que os números de átomos de hidrogênio e nitrogênio 
correspondem aos seus respectivos números subscritos na fórmula da ureia. 
Quando não há indicação de índice como no átomo de carbono e oxigênio, 
representa que o composto ureia contém um átomo de cada elemento e, por-
tanto, o número 1 é ocultado na fórmula molecular.
Figura 6. Ureia.
Fonte: Adaptada de Orange Deer studio/Shutterstock.com.
(a) (b)
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos10
Fórmulas estruturais
A fórmula estrutural de um composto descreve como os átomos de uma fórmula 
molecular se ligam entre si para formar a molécula (CHANG; GOLDSBY, 
2013). Retorne ao exemplo da ureia (CH4N2O). Já sabemos o número de átomos 
de carbono, hidrogênio, nitrogênio e oxigênio que estão envolvidos. Para montar 
a fórmula estrutural, precisamos avaliar como os átomos irão se comportar 
ao compartilhar elétrons uns com os outros, pois o composto é molecular e 
compartilha elétrons formando uma ligação covalente. Nessa estrutura não 
temos a formação de íons. 
Sabemos que cada hidrogênio pode compartilhar 1 elétron, o carbono 
pode compartilhar 4 elétrons, cada nitrogênio pode compartilhar 3 elétrons e 
o oxigênio pode compartilhar 1 elétron. Esse compartilhamento de elétrons 
deixa cada átomo com 8 elétrons na camada de valência, se tornando estável. 
A partir dessa observação, podemos montar a fórmula estrutural do composto 
CH4N2O. A Figura 6b representa a fórmula estrutural do composto e um 
traço entre dois símbolos atômicos representa uma ligação química, ou seja, 
o compartilhamento de elétrons em uma ligação covalente. Como o carbono 
fará maior número de compartilhamento de elétrons, ele será o átomo central 
que compartilhará 2 elétrons com o oxigênio, e um elétron com cada nitrogê-
nio. Assim o carbono e o oxigênio ficam com 8 elétrons em suas camadas de 
valência. Cada nitrogênio ainda consegue compartilhar um elétron com cada 
hidrogênio, ficando também estável. Note que o hidrogênio, para ficar estável, 
necessita apenas de 2 elétrons em sua camada de valência. 
Veja a seguir, na Figura 7, outros exemplos de compostos com suas fórmulas 
moleculares e estruturais:
Figura 7. Compostos com suas fórmulas moleculares e estruturais.
Água
Fórmula molecular: H2O
Fórmula estrutural:
H O H
Dextrose
Fórmula molecular: C6H12O6
Fórmula estrutural:
H
C OH
OH
OH
O
OH
OH
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
Dióxido de enxofre
Fórmula molecular: SO2
Fórmula estrutural:
O OS
Metano
Fórmula molecular: CH4
Fórmula estrutural:
H
H
HH C
11Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
As fórmulas estruturais dos compostos iônicos em geral não têm segredo, 
pois como todas as substâncias são eletricamente neutras, os componentes em 
um composto iônico sempre aparecem em um número tal que a carga positiva 
total é idêntica à carga negativa total. Por esse motivo que escrevemos NaCl 
para a fórmula do cloreto de sódio, pois a razão 1/1 do Na+ para o Cl- resulta 
em um sistema eletricamente neutro. Veja na Figura 8 a seguir exemplos de 
substâncias iônicas e suas fórmulas estruturais:
Figura 8. Substâncias iônicas e suas fórmulas estruturais.
Fórmulas empíricas
Para explicar a fórmula empírica, vamos utilizar o composto glicose de fór-
mula molecular C6H12O6, um dos carboidratos mais importantes na biologia. 
Analisando a fórmula molecular, percebemos que a razão do número entre os 
átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio é 6:12:6 ou ainda mais simples 1:2:1. 
Dessa forma, a fórmula empírica para a glicose é CH2O. O conceito para a 
fórmula química empírica determina apenas quais os elementos no composto 
e a razão mais simples em números inteiros entre eles, mas não o número de 
átomos real em um determinado composto (ATKINS; JONES, 2018).
Você pode analisar no Quadro 2 outros exemplos de compostos que têm 
fórmula empírica diferente da fórmula molecular.
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos12
Fonte: Atkins e Jones (2018).
Substância Fórmula molecular Fórmula empírica
Peróxido de hidrogênio H2O2 HO
Ácido acético C2H4O CH2O
Tetróxido de dinitrogênio N2O4 NO2
Pentóxido de fósforo P4O10 P2O5
Ácido lático C3H6O3 CH2O
Formaldeído CH2O CH2O
Água H2O H2O
Quadro 2. Fórmula molecular e fórmula empírica de substâncias químicas
Nos exemplos citados no Quadro 2 você deve ter se perguntado: as fórmu-
las empíricas do ácido lático, do ácido acético, do formaldeído e da glicose 
citada anteriormente são as mesmas? A resposta é sim. Embora a razão de 
carbono hidrogênio e oxigênio seja 1:2:1, que seja na fórmula molecular de 
cada composto, ou na fórmula empírica (CH2O), apenas a fórmula molecular 
apresenta o número verdadeiro de átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio 
que compõem cada um dos compostos. Isso pode ocorrer porque as fórmulas 
empíricas são as fórmulas químicas mais simples, sendo escritas ao reduzir 
os índices das fórmulas moleculares aos números inteiros menores possíveis 
(ATKINS; JONES, 2018). Sempre que sabemos a fórmula molecular do com-
posto, podemos descobrir a fórmula empírica, entretanto, descobrir a fórmula 
molecular a partir da fórmula empírica não se torna possível.
As fórmulas empíricas dos compostos iônicos são, em geral, as mesmas 
que sua fórmula química. Isso porque já são expressas em sua forma mais 
simples e não são formadas por unidades moleculares distintas.
13Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Representação das fórmulas moleculares e 
empíricas e dos compostos iônicos
Representação das fórmulas moleculares e empíricas 
A ligação covalente é típica de substâncias que contêm em sua composição 
átomos de elementos não metálicos, como os compostos moleculares ou os 
compostos orgânicos. O número de ligações covalente depende da posição 
do elemento na tabela periódica, pois está relacionado ao número de elétrons 
na camada de valência. Quanto maior for o número de elétrons faltantes para 
completar 8 elétrons na camada de valência, maior será o número de ligações 
covalentes possíveis (ATKINS; JONES, 2018).
O número de átomos ligados entre si para formar moléculas podem variar 
muito, especialmente quando se trata de moléculas orgânicas. Podemos encon-
trar moléculas consideradas pequenascomo o etano (CH4) ou ainda moléculas 
consideradas macro, ou seja, grandes. A vitamina E é considerada uma molécula 
de dimensões medianas, assim como a molécula de corante alimentício azul 
(E131). Compare as fórmulas estruturais de cada composto na Figura 9.
Figura 9. Representação das fórmulas estruturais das moléculas de metano, vitamina E e 
corante azul E131.
Etano (C2H6)
H
H H
H
H H
H H
Vitamina E (C29H50O2)
O
HO
CH3
H3C
CH3
CH3
CH3 CH3
CH3
CH3
Corante azul E131 (C27H33N2O7S2)
HO O
O
O
CH
O
S
S
N N
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos14
Em muitos casos, no estudo da química, encontramos as fórmulas estrutu-
rais das moléculas e descobrir a fórmula molecular não é uma atividade simples. 
Nos textos anteriores, você já teve uma noção de como realizar representação 
das moléculas. Entretanto, a partir de agora você vai poder estudar de forma 
mais detalhada como representar a fórmula molecular e empírica das moléculas. 
Como definido anteriormente, a representação da fórmula molecular é a 
representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento 
químico formam a molécula. Já a representação empírica é a fórmula que 
indica a proporção dos átomos dos elementos na molécula com os menores 
números inteiros possíveis (CHANG; GOLDSBY, 2013).
Começamos com um exemplo simples, utilizando a fórmula estrutural do 
ácido acético, muito utilizado na forma de solução para temperar saladas: o 
vinagre. Na Figura 10a, está representada a fórmula estrutural do ácido acético. 
Figura 10. Representação das fórmulas estruturais das moléculas de ácido acético, ácido 
lático e adrenalina. 
(a) H
H
H OH
C C
O
(b)
HO
OH
O
= HO
OHCH
C
O
CH3
(c)
HO
OH
HO
H
N
Para encontrarmos a fórmula molecular do ácido acético e representá-
-lo, precisamos identificar os átomos dos elementos químicos que fazem 
parte da estrutura. Analisando a estrutura, você pode identificar que estão 
presentes os átomos de: C – carbono, H – hidrogênio e O – oxigênio. Átomos 
identificados, agora você precisa identificar a quantidade presente de cada 
átomo, ou seja, o número de vezes que ele aparece na estrutura. Esse número 
será subscrito logo após o símbolo químico, ou letra que representa o átomo. 
15Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Na estrutura, são 2 carbonos, 4 hidrogênios e 2 oxigênios. A representação 
da fórmula estrutural do ácido acético é C2H4O2. A ordem, por convenção, 
é sempre começar a representar carbono e hidrogênios, seguindo dos demais 
átomos de elementos químicos.
A Figura 10b apresenta duas formas de se representar a fórmula estrutural 
do composto ácido lático. Durante seus estudos, é possível que você encontre 
fórmulas estruturais com essa representação. Comparando as duas fórmulas 
estruturais, você pode perceber que a primeira não apresenta os átomos de 
carbono e hidrogênio, enquanto na segunda todos os átomos são representados. 
A representação com a ausência de carbonos e hidrogênios é utilizada a fim 
de poupar tempo e tornar as fórmulas mais fáceis de escrever e ler.
Nas extremidades em que a ligação termina e não tem a representação de 
nenhum átomo, quer dizer que naquela posição tem-se um átomo de carbono 
acompanhado ou não de hidrogênios. Se for uma ligação simples, o carbono 
será acompanhado de 3 hidrogênios (como representado na estrutura do ácido 
lático). Caso for uma ligação dupla ou tripla, o carbono estará ligado a 2 e 
1 hidrogênio, respectivamente. O carbono acompanhado ou não de hidrogênios 
também está oculto no meio do esqueleto da fórmula estrutural. Sempre que 
o bastão que representa a ligação mudar de direção ( ) e nenhum átomo 
estiver representado, terá a presença de um carbono. Se estiver acompanhado 
de duas, três ou quatro ligações, termos a presença de 2, 1 e 0 de hidrogênios. 
Isso porque a presença do hidrogênio completa a camada de valência do 
carbono com 8 elétrons. Já no último caso, a presença dos hidrogênios não é 
necessária porque o carbono já completa sua camada de valência em ligações 
com outros átomos iguais, ou diferentes dele. 
Explicada as duas formas de apresentação da fórmula estrutural, vamos 
representar a fórmula molecular do ácido lático. Estão presentes 3 átomos de 
carbono, 6 átomos de hidrogênio e 3 átomos de oxigênio. A fórmula molecular 
do ácido lático é C3H6O3.
Como última interpretação, temos como exemplo a molécula da adrenalina. 
Na fórmula estrutural estão presentes 9 átomos de carbono, 13 átomos de 
hidrogênio, 1 átomo de nitrogênio e 3 átomos de oxigênio. A representação 
da fórmula molecular da adrenalina é C6H13NO3. 
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos16
Nos exemplos abordados anteriormente, podemos determinar, ainda, a 
fórmula empírica das moléculas. A fórmula empírica expressa a mais simples 
e a menos informativa das proporções entre os átomos de cada elemento em 
um composto. Para a substância ácido acético (C2H4O2), observe que podemos 
dividir os subscritos de carbono, hidrogênio e oxigênio, que são 2, 4 e 2, 
respectivamente, por 2, então, os menores números que nos dizem qual é a 
proporção entre C, H e O são 1:2:1. Podemos escrever a fórmula mais simples 
ou empírica como CH2O. Seguindo nossa análise das fórmulas empíricas, 
para o ácido lático (C3H6O3), podemos utilizar a mesma lógica, entretanto 
dividindo os subscritos de carbono hidrogênio e oxigênio por três termos a 
proporção de 1:2:1. A fórmula empírica para C3H6O3 é CH2O. Perceba que as 
fórmulas empíricas do ácido lático e do ácido acético são as mesmas. Essa 
coincidência é bastante comum na representação das fórmulas empíricas. Por 
isso dizemos que a determinação de uma substância considerando apenas a 
fórmula empírica é impossível e o erro é inevitável.
A molécula de adrenalina (C6H13NO3) já tem na fórmula molecular mais 
simples das proporções entre os átomos de cada elemento. Dessa forma, a 
fórmula molecular e a fórmula empírica são as mesmas para essa substância.
No Quadro 3 você pode ver mais exemplos de moléculas e suas fórmulas 
estrutural, molecular e empírica.
Química orgânica: estruturas e propriedades
No livro Química orgânica: estruturas e propriedades (Série Tekne), você encontrará no 
capítulo 1 um estudo complementar sobre compostos orgânicos. Nele estão detalhados 
conceitos importantes como:
 � Compreender como e por que os átomos se combinam entre si formando as liga-
ções covalentes e iônicas e, em função do tipo de ligação e de átomos envolvidos, 
conceituar os compostos orgânicos.
 � Compreender os fatores que determinam as estruturas dos compostos orgânicos 
e como tais fatores afetam as propriedades das moléculas.
 � Representar os compostos orgânicos e reconhecer as informações contidas nos 
diversos tipos de fórmulas estruturais.
17Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Co
m
po
st
o 
m
ol
ec
ul
ar
Fó
rm
ul
a 
es
tr
ut
ur
al
Fó
rm
ul
a 
m
ol
ec
ul
ar
Fó
rm
ul
a 
em
pí
ri
ca
Et
ile
no
gl
ic
ol
 (a
nt
ic
on
ge
la
nt
e 
au
to
m
ot
iv
o)
 
H
O
O
H
C 2
H
6O
2
CH
3O
N
ic
ot
in
a 
(p
sic
oa
tiv
o)
 
NN
N
C 1
0H
14
N
2
C 5
H
7N
M
et
il-
pr
op
an
o
 
C
C
H
2
H
2
CH
3
H
3C
C 4
H 1
0
C 2
H
5
Pe
ró
xi
do
 d
e 
hi
dr
og
ên
io
 
H
O
O
H
H
2O
2
H
O
Q
ua
dr
o 
3.
 C
om
po
st
os
 m
ol
ec
ul
ar
es
 e
 su
as
 fó
rm
ul
as
 e
st
ru
tu
ra
is,
 m
ol
ec
ul
ar
 e
 e
m
pí
ric
a
(C
on
tin
ua
)
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos18
Fo
nt
e:
 B
et
te
lh
ei
m
 e
t a
l. 
(2
01
2)
.
Q
ua
dr
o 
3.
 C
om
po
st
os
 m
ol
ec
ul
ar
es
 e
 su
as
 fó
rm
ul
as
 e
st
ru
tu
ra
is,
 m
ol
ec
ul
ar
 e
 e
m
pí
ric
a
Co
m
po
st
o 
m
ol
ec
ul
ar
Fó
rm
ul
a 
es
tr
ut
ur
al
Fó
rm
ul
a 
m
ol
ec
ul
ar
Fó
rm
ul
a 
em
pí
ri
ca
Q
ui
ni
na
 (f
un
çã
o 
an
tit
ér
m
ic
a)
 
O
H
N
N
O CH
3
C 2
0H
24
N
2O
2
C1
0H
12
N
O
Co
ra
nt
e 
al
im
en
tíc
io
 v
er
m
el
ho
 
ca
rm
im
 (í
nd
ig
o-
ca
rm
im
 E
13
2)
 
C 1
6H
8N
2 
N
a 2
O
8S
2
C 8
H
4N
-
N
aO
4S
Ze
ax
an
tin
a 
(a
nt
io
xi
da
nt
e 
lu
te
ín
a)
 
C 4
0H
56
O
2
C 2
0H
28
O
(C
on
tin
ua
çã
o)
19Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Representação das fórmulas dos compostos iônicos 
Para representar as fórmulas dos compostos iônicos, sempre utilizamos, ao 
escrevemos as fórmulas, o conjunto de menores subscritos possíveis consis-
tentes com a razão correta entre o número de íons. Desse modo, podemos 
seguir algumas regras quando desejamos escrever a fórmula de um composto 
iônico (BRADY; RUSSEL; HOLUM, 2002).
 � O íon positivo é sempre escrito primeiro (um costume que é sempre 
seguido).
 � Os índices inferiores (subscritos) na fórmula devem produzir uma 
unidade formal eletricamente neutra (uma imposição da natureza).
 � Os subscritos devem ser um conjunto com os menores números inteiros 
possíveis. 
Uma maneira fácil de escrever fórmulas de compostos iônicos é baseada 
nas regras de seus íons. Como todos os componentes são neutros, uma fórmula 
mínima deve conter números iguais de cargas positivas e negativas. Por exem-
plo, considere o composto brometo de potássio (KBr). O cátion proveniente do 
potássio é K+ e o ânion do bromo é Br-. Para ser neutro, o composto brometo 
de potássio deve conter um K+ para cada Br-. Portanto, a fórmula é KBr.
Podemos determinar a fórmula do composto formado de magnésio e cloro 
de modo semelhante. O magnésio está no grupo IIA (2) e perde 2 elétrons para 
formar o íon Mg2+. O cloro, no grupo VIIA (17), forma o íon Cl-. Duas cargas 
negativas são necessárias para neutralizar as duas cargas positivas de cada 
íon de magnésio. Assim a fórmula mínima deve conter um íon Mg2+ e 2 íons 
Cl-. Então escrevemos a fórmula do cloreto de magnésio MgCl2.
Em geral, podemos descrever o processo para escrever a fórmula de um 
composto iônico em três etapas, como segue (UCKO, 1992).
 � Escreva o símbolo dos íons envolvidos.
 � Multiplique um ou mais íons pelo número inteiro possível para obter o 
mesmo número de cargas positivas e negativas.
 � Escreva esses números (em valores mínimos) como subscritos da 
fórmula. 
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos20
Vamos a um exemplo para aplicar as regras de escrita de compostos iônicos. 
a) Escreva a fórmula do composto formado por iodo e alumínio. Veja o Quadro 4.
Al3+ (O alumínio está no 
grupo IIIA ou 13)
I- (o iodo está no grupo VIIA ou 17)
1 (Al3+), um íon de alumínio 3 (I-), 3 íons iodeto
As três cargas positivas do alumínio são neutralizadas pelas três cargas negativas 
do iodeto.
 � AℓI3, iodeto de alumínio.
b) Escreva a fórmula do composto formado por cálcio e nitrogênio. Veja o Quadro 5.
Ca2+ (o cálcio está no grupo IIA ou 2) N3- (o nitrogênio está no 
grupo VA ou 15)
3 (Ca2+), 3 íons de cálcio 2 (N3-) 2 íons nitreto
Note que você deve multiplicar ambos os íons para contrabalançar suas cargas; 
o mínimo múltiplo comum de 2 e 3 é 6. As seis cargas positivas neutralizam as seis 
cargas negativas.
 � Ca3N2, nitreto de cálcio.
Outra forma mais simples de escrever as fórmulas químicas de compostos 
iônicos é utilizando o número do índice do cátion que é numericamente igual 
à carga do ânion, e o índice do ânion que é numericamente igual ao do cátion. 
Nesse sentido, se as cargas são numericamente iguais, não são necessários 
índices. Essa relação é consequência do fato de as fórmulas dos compostos 
iônicos serem geralmente fórmulas empíricas, e assim os índices devem sempre 
ser reduzidos aos menores valores possíveis. Veja alguns exemplos a seguir. 
21Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Sulfeto de potássio: o cátion potássio K+ e o ânion sulfeto S2- se combinam para 
formar o composto sulfeto de potássio. A soma das cargas é 1+(-2)= -1. Para que as 
cargas somem zero, multiplicamos a carga do cátion por 2 e acrescentamos o índice 
2 ao símbolo do potássio. Portanto, a fórmula do composto sulfeto de potássio é K2S.
Sulfeto de alumínio: cátion alumínio Al3+ e o ânion enxofre S2- se combinam para 
formar o composto sulfeto de alumínio. O diagrama a seguir, da Figura 11, ajuda a 
determinar os índices para o composto formado pelo cátion e pelo ânion:
Figura 11. Diagrama.
A soma das cargas é 2(+3) + 3(-2) = 0. Assim a fórmula do sulfeto de alumínio é Al2S3.
 
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.
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. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v. 1.
CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013.
KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 3. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016.
SOLOMONS, T. W.; FRYHLE, C. B.; SNYDER, S. A. Química orgânica. 12. ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 2018. v. 1.
UCKO, D. A. Química para as ciências da saúde: uma introdução à química geral, orgânica 
e biológica. 2. ed. Barueri, SP: Manole, 1992. 
Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos22
Leitura recomendada
GARCIA, C. F.; LUCAS, E. M. F.; BINATTI, I. Química orgânica: Estrutura e propriedades. 
Porto Alegre: Artmed, 2014. (Série Tekne).
23Moléculas, íons, fórmulas químicas e fórmulas dos compostos iônicos
Dica do professor
O vídeo da Dica do Professor mostra uma visão geral sobre as moléculas. Você vai ver como 
ocorrem as ligações, bem como a geometria molecular.
Aponte a câmera para o código e acesse o link do conteúdo ou clique no código para acessar.
https://fast.player.liquidplatform.com/pApiv2/embed/cee29914fad5b594d8f5918df1e801fd/941308355ab07b2e4fbf546953025de1
Exercícios
1) Sobre o X2Y3, onde X e Y formam um composto iônico, assinale a alternativa correta.
A) X é o ânion e Y é o cátion.
B) É provável que os átomos X e Y, no estado normal, tenham, respectivamente, 3 e 6 elétrons 
na camada de valência.
C) É uma molécula diatômica.
D) Se X e Y são íons, o composto X2Y3 pode ser considerado uma molécula não iônica.
E) X2Y3 representa a fórmula estrutural do composto.
2) A fórmula entre cátion X3 e ânion Y -1 é: 
A) XY.
B) XY3.
C) X7Y.
D) X3Y7.
E) X7Y3.
3) Assinale a alternativa correta: 
A) Toda molécula deve, necessariamente, ser constituída por átomos de elementos diferentes.
B) O hidrogênio (H2) não pode ser considerado uma molécula porque é constituído de 
elementos iguais.
C) Um átomo que ganha elétrons torna-se um íon com carga negativa, chamado de ânion.
D) Um átomo que ganha um próton é considerado um cátion. 
E) O cloreto de sódio (NaCl) é um composto não iônico porque o somatório das cargas de 
seu cátion e seu ânion é nulo.
4) Sobre o composto formado pela combinação do elemento (X2) com o elemento (Y6-), 
assinale a alternativa correta.
A) Não é um composto iônico.
B) Tem fórmula X3Y.
C) Tem cátion X6 .
D) O ânion presente foi originado pelo átomo de X.
E) Apresenta fórmula XY.
Analise a molécula apresentada na figura e assinale a alternativa correta.5) 
A) A fórmula molecular da molécula representada na figura é C16H22N2O3.
B) A figura apresenta a fórmula molecular da molécula, cuja fórmula estrutural é C14H22N2O3.
C) A fórmula molecular da molécula em questão é C14H22N2O3.
D) A fórmula molecular da molécula em questão é C12H2N2O3.
E) A fórmula molecular da molécula em questão é C14H4N2O3.
Na prática
Por meio das fórmulas químicas, podem-se indicar os átomos envolvidos e a quantidade de cada 
um. Confira neste Na Prática.
Conteúdo interativo disponível na plataforma de ensino!
Saiba +
Para ampliar o seu conhecimento a respeito desse assunto, veja abaixo as sugestões do professor:
Química 
Para aprofundar os seus conhecimentos sobre moléculas, íons egeometria molecular, leia os 
capítulos 2 e 10 deste livro, de Raymond Chang e Kenneth A. Goldsby.
Conteúdo interativo disponível na plataforma de ensino!
Química orgânica - fórmula molecular/estrutural/bastão e 
modelo molecular (aula 02) 
Neste vídeo você poderá identificar a fórmula molecular, 
estrutural, fórmula bastão e modelo molecular de alguns 
compostos químicos.
Aponte a câmera para o código e acesse o link do conteúdo ou clique no código para acessar.
Efeito de íons Cu2+ e Zn2+ em atividade Ca-ATPásica isolada 
de larvas de Pachymerus nucleorum (Fabricius) (Coleoptera: 
Chrysomelidae, Bruchinae) 
As ATPases, um importante alvo de inseticidas, são enzimas 
que hidrolisam o ATP e utilizam a energia liberada no processo 
para realizar algum tipo de trabalho celular. Este artigo 
apresenta o efeito de íons de zinco e cobre na atividade Ca-
ATPásica dessa enzima, promovendo inibição de atividade em 
0,5 mM de íons cobre ou 0,25 mM de íons zinco.
https://www.youtube.com/embed/fMmjeWzLK5M?rel=0
Aponte a câmera para o código e acesse o link do conteúdo ou clique no código para acessar.
http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S1519-566X2007000100008&lang=pt