Química Geral

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CENTRO UNIVERSITÁRIO FAVENI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GUARULHOS – SP 
 
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SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 4 
2 A CIÊNCIA QUÍMICA .............................................................................................. 5 
2.1 Os Ramos da Química...................................................................................... 7 
2.2 Matéria .............................................................................................................. 8 
2.3 Energia ........................................................................................................... 11 
3 ATOMÍSTICA ........................................................................................................ 11 
3.1 Modelo atômico de Bohr ................................................................................. 14 
3.2 Distribuição eletrônica .................................................................................... 15 
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS ........................................................................... 18 
4.1 Tabela periódica ............................................................................................. 20 
5 LIGAÇÕES QUIMICAS ......................................................................................... 24 
5.1 Ligação iônica ................................................................................................. 26 
5.2 Ligação covalente ........................................................................................... 28 
5.3 Ligação metálica ou Ligas metálicas .............................................................. 31 
6 GEOMETRIA MOLECULAR ................................................................................. 33 
6.1 Geometrias moleculares ................................................................................. 33 
6.2 Modelo VSEPR ............................................................................................... 37 
7 POLARIDADE ....................................................................................................... 40 
7.1 Eletronegatividade .......................................................................................... 40 
7.2 Momento de dipolo resultante, exemplos ....................................................... 44 
7.3 Polaridade ....................................................................................................... 46 
8 GASES .................................................................................................................. 47 
8.1 Características dos gases ............................................................................... 47 
8.2 Pressão ........................................................................................................... 48 
8.3 Leis dos gases ................................................................................................ 51 
 
3 
 
8.4 Equação do gás ideal ..................................................................................... 55 
9 MISTURAS DE GASES E TEORIA CINÉTICA DOS GASES ............................... 57 
9.1 Mistura de Gases e pressões parciais ............................................................ 57 
9.2 Estequiometria das Reações de Gases .......................................................... 59 
9.3 Teoria cinética dos gases ............................................................................... 60 
10 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ...................................................................... 64 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1 INTRODUÇÃO 
 
Prezado aluno! 
 
O Grupo Educacional FAVENI, esclarece que o material virtual é semelhante 
ao da sala de aula presencial. Em uma sala de aula, é raro – quase improvável - um 
aluno se levantar, interromper a exposição, dirigir-se ao professor e fazer uma 
pergunta, para que seja esclarecida uma dúvida sobre o tema tratado. O comum é 
que esse aluno faça a pergunta em voz alta para todos ouvirem e todos ouvirão a 
resposta. No espaço virtual, é a mesma coisa. Não hesite em perguntar, as perguntas 
poderão ser direcionadas ao protocolo de atendimento que serão respondidas em 
tempo hábil. 
Os cursos à distância exigem do aluno tempo e organização. No caso da 
nossa disciplina é preciso ter um horário destinado à leitura do texto base e à 
execução das avaliações propostas. A vantagem é que poderá reservar o dia da 
semana e a hora que lhe convier para isso. 
A organização é o quesito indispensável, porque há uma sequência a ser 
seguida e prazos definidos para as atividades. 
 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
2 A CIÊNCIA QUÍMICA 
 
A Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações. À medida 
que avançamos o estudo, você terá os princípios químicos que atuam em todos os 
aspectos da nossa vida, desde atividades cotidianas, até os processos mais 
complexos, como aqueles realizadas no meio ambiente. Utilizamos princípios 
químicos para compreender uma série de fenômenos, do funcionamento de uma 
bateria de lítio até o tratamento medicamentoso. 
Esta aula oferecemos uma visão geral a respeito do significado da química e 
da função dos químicos. Abordando a Química com uma ciência central, logo, 
veremos que muito do que se passa no mundo envolve Química. As transformações 
que produzem a luminescência de animais, como vaga-lumes, a deterioração de 
alimento, a energia elétrica proveniente das baterias, e as diversas maneiras que 
nosso corpo utiliza os alimentos para produzir energia são exemplos cotidianos de 
processos químicos. 
A química é a ciência que estuda as transformações da matéria e suas 
propriedades, sem a atividade dos químicos de todas as épocas, algumas conquistas 
espetaculares jamais teriam acontecido, como os avanços no tratamento de doenças, 
a exploração espacial e as maravilhas atuais da tecnologia. 
A química contribui muito para o desenvolvimento do ser humano, sendo 
essencial nas áreas de medicamentos, energia, alimentos, tintas, vestuário, 
comunicação e transporte. Promove para Física e para indústria ferramentas 
tecnológicas e modelos, contribui para Ciências Biológicas e Farmacológicas além de 
munir outras ciências (ZUCCO, 2011). 
Se fizermos uma retrospectiva dos últimos anos nesta década e na década 
passada, podemos ver que a Química se tornou a ciência central em muitos aspectos 
no desenvolvimento tecnológico e no trouxe bem-estar social à humanidade. 
Visualizando o futuro, vê-se que a Química é a chave para resolvermos problemas do 
nosso século como a falta recursos energéticos e proporcionar água e saneamento 
para todos. 
 
6 
 
Fazendo um exercício mental, podemos imaginar, com dificuldade, um mundo 
sem a ciência química para isso, precisamos imaginar um mundo sem computadores, 
telefones celulares, fotografia, cinema, sem remédios, cosméticos em geral, 
detergente, sabão, sem colas, tintas e papel. Neste cenário, imaginaríamos um mundo 
muito complicado de se viver. 
Muito recentemente o quadro “Independência ou Morte” de Pedro Américo foi 
restaurado na comemoração ao ducentésimo aniversário de independência do Brasil. 
Durante o processo de restauração, análises químicas foram feitas nas tintas para 
averiguar a tom original da cor que o artista havia proposto, mudanças de 
composições na obra entre outras informações importantes. Logo, a contribuição da 
Química na Arte, leva a descobertas incríveis. Destaca-se ainda a aplicação da 
Química nas Ciências Forenses, nas cenas de crime, na análise de entorpecentes e 
etc (ZUCCO, 2011). 
A Física tem como objetivo decodificar as leis do universo, já a Biologia 
explana sobre o fenômeno da vida. A Química, por suavez, tem como objetivo elucidar 
a matéria e suas transformações, logo “a química exerce um papel primordial em 
nossa compreensão dos fenômenos materiais, em nossa capacidade de agir sobre 
eles, para muda-los e controla-los”. Contudo, há uma dificuldade na comunicação 
entre o os cientistas e o grande público o que acaba criando uma aversão geral 
impedindo que todos, irrestritamente, consigam interpretar aspectos do mundo que 
afetam nossa vida diária. 
Segundo Zucco (2011), também, há uma dificuldade no entendimento do 
papel fundamental da Química entre as Ciências Naturais, sua importância econômica 
e sua onipresença no cotidiano. O desafio do químico e da Química é criar um vínculo 
com jovens e crianças, divulgar de uma maneira mais simples as grandes descobertas 
e seus princípios, embora bem estabelecidos, suas aplicações permanecem 
desafiadoras: “que a Química nos permite chegar às profundezas da matéria, 
possibilitando a construção de novos arranjos de átomos que, possuindo propriedades 
particulares interessantes, terão aplicações ainda não previstas”. (AUTOR, ano, 
página) 
Entretanto, a Química não é magia. A química segue princípios claros e bem 
definidos, a molécula é sintetizada de forma racional e criativa. Cabe, aqui, mencionar 
o que dizia César Zucco em seu editorial (2011, 733): “Onde a natureza deixa de 
 
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produzir suas próprias espécies, a humanidade começa, e usando coisa naturais, com 
a ajuda da própria natureza, cia uma infinidade de espécies”. Deve-se ter atenção ao 
potencial destrutivo que algumas dessas produções são capazes, por esse motivo, a 
ética científica se faz presente na discussão. 
Em suma, a Química é uma ciência central no nosso cotidiano, pode-se 
percebe-la em diversos momentos do nosso dia a dia. O desenvolvimento de novas 
tecnologias passa pela ciência, em especial da ciência Química, com a síntese de 
novas moléculas, e novos materiais, no entanto, cabe aos químicos e a ciência como 
um todo, diminuir o estigma da ciência catedrática, e tornar a comunicação mais 
acessível a todos. (ZUCCO, 2011) 
 
2.1 Os Ramos da Química 
 
A química é mais do que tubos de ensaio e béqueres. Modernas tecnologias 
transformaram consideravelmente a química nos últimos 50 anos e novas áreas de 
pesquisa têm surgido. O campo da química organizou-se, tradicionalmente, em três 
ramos principais: 
• Química orgânica, o estudo dos compostos de carbono; 
• Química inorgânica, o estudo dos demais elementos e seus compostos; 
• Físico-química, o estudo dos princípios da química. 
Novas áreas de estudo foram sendo inventadas à medida que novas 
descobertas e áreas foram feitas. 
• Bioquímica, o estudo de compostos químicos, reações e outras 
processos de seres vivos; 
• Química analítica, o estudo de técnicas de identificação de substâncias 
e medida de suas quantidades; 
• Química teórica, o estudo da estrutura molecular e suas propriedades 
em função de modelos matemáticos; 
• Engenharia química, o estudo e o projeto de processos químicos 
industriais, incluindo a construção de plantas industriais e sua operação; 
• Química medicinal, a aplicação de princípios químicos no 
desenvolvimento de fármacos (BROWN, LEMAY, et al., 2016). A química 
verdadeiramente é o centro da ciência. 
 
8 
 
 
2.2 Matéria 
 
Toda vez que pesamos, despejamos, tocamos em alguma coisa, estamos 
mexendo com a matéria. O objetivo da química é estudas as propriedades da matéria, 
particularmente, a transformação de uma forma de matéria em outra, mas o que é 
matéria? A matéria é muito difícil de ser definida, sem o conhecimento de física de 
partículas, todavia, pode-se adotar uma definição mais simples; matéria é qualquer 
coisa que ocupa um espaço e possui massa. Assim sendo, a água, a prata, o plástico, 
a carne são formas de matéria. Por outro lado, se pensarmos na radiação 
eletromagnética (luz por exemplo) vemos que ela não se enquadra como matéria. 
Quando nos referimos a substâncias, em química, queremos nos referir a uma 
forma de matéria simples e pura. A carne por exemplo, é uma mistura de diversas 
substâncias diferentes. O ar é uma mistura de diversas substâncias gasosas. Quando 
olhamos os estados físicos da matéria, temos que olhar as diversas formas na qual 
ela é encontrada, que são: sólido (s), líquido (l) e gás (g): Uma substância sólida é a 
matéria em seu estado rígido. Uma substância líquida, é uma forma fluida da matéria, 
que tem superfície bem definida e que toma forma do recipiente no qual a contém. E 
por fim, a matéria gasosa, também, é uma forma fluida da matéria, porém ela ocupa 
todo o recipiente que a contém (BROWN, LEMAY, et al., 2016). 
Um termo muito comum e empregado é o vapor, o qual é usado para indicar 
que a substância, que normalmente é sólida, ou líquida, está na forma gasosa. Por 
exemplo, a água; que é gelo em seu estado sólido, água no estado líquido e vapor de 
água no seu estado gasoso. Podemos olhar os estados físicos da matéria, a partir do 
seu movimento. O estado sólido, possui um ordenamento grande das partículas que 
constitui a matéria, o gelo, ou o ferro metálico tem seus átomos empacotado muito 
próximos um dos outros e o sólido é rígido porque não podem se mover facilmente, 
entretanto, as partículas que compõem o sólido não ficam parados, elas oscilam em 
torno de sua posição média, as oscilações aumentam quando há um aumento de 
temperatura. 
O estado líquido possui semelhante empacotamento de partículas que o 
sólido, no entanto, apresenta energia suficiente para movimentar-se, o que resulta na 
sua fluidez, resposta da força gravitacional. O gás, vapor de água, ar, por exemplo, 
 
9 
 
são totalmente livres, elas se movem pelo espaço em velocidades elevadas, e 
eventualmente colidem-se e mudam de direção. Podemos ver de maneira ilustrada os 
estados da matéria na Figura 1 (ATKINS; JONES, 2006). 
 
Figura 1 – Estados físicos da matéria: sólido, líquido, gás 
 
 
Fonte: Giacomini, Manhães, et al. (2016) 
 
A matéria pode transitar por entre os estados físico, dizemos que a fusão é o 
processo onde a matéria sólida muda para a sua fase líquida, como por exemplo um 
pedaço de gelo derretendo fora da geladeira. Por sua vez, quando a matéria líquida 
muda para sua fase gasosa, chamamos de vaporização/ebulição. Podemos olhar para 
esses processos no sentido contrário ao descrito; as nuvens de chuva se formam e 
começa a chover, a água sai do seu estado gasoso e vai para o líquido, chamamos 
este processo de liquefação. Ao colocarmos a água (líquida) nas bandejas para formar 
o gelo (sólido) na geladeira, o processo é chamado de solidificação. Observe a 
Figura 1. 
Figura 1 – Processos de mudança de estado físico da matéria, 
 
10 
 
 
Fonte: Feltre (2004) 
 
O processo de sublimação consiste na mudança de estado físico de uma 
matéria sólida para a gasosa, sem passar pela fase líquida, podemos ver esse 
processo na sublimação do gelo seco, ou na naftalina, substâncias que sofrem o 
processo de sublimação. Podemos caracterizar a matéria através de suas densidade, 
𝑑, razão entre a massa, 𝑚, e o volume, 𝑉. 
 
Equação 1 
𝑑 =
𝑚
𝑉
 
 
A densidade de uma substância não depende do tamanho da amostra, logo, 
quando o volume da amostra aumenta, sua massa também aumenta na mesma 
proporção. Por fim, reconhecer uma amostra de matéria como sendo água 
observando sua cor, sua densidade (1,00 𝑔. 𝑐𝑚−3), seu ponto de fusão (0°𝐶), seu 
ponto de ebulição (100°𝐶) e o fato de ser liquida a temperatura ambiente. 
Exemplo: Qual o volume ocupado por 10,0 𝑔 de ouro sólido? A densidade do ouro 24 
k é de 19,33 𝑔. 𝑐𝑚−3 
Solução 
𝑉 =
𝑚
𝑑
 
 
𝑉 =
10 𝑔
19,33 𝑔 𝑐𝑚−3
=
10
19,33
𝑐𝑚3 = 0,52 𝑐𝑚3 
 
 
11 
 
2.3 Energia 
 
O papel da energia dentro da química é fundamental no entendimento das 
reações químicas, nos fenômenos químicos de compreensão estrutural da matéria. 
Podemos definirenergia em termos práticos como sendo uma medida da capacidade 
de realizar trabalho. Logo, a energia é necessária para levantarmos uma caixa, ou 
para forçar uma corrente elétrica através de um circuito. Quanto maior for sua energia, 
maior será sua capacidade de realizar trabalho (ATKINS e JONES, 2006). No Sistema 
Internacional de medidas (SI), a energia é medida em joule (J). É comum na química 
o uso de quilojoule, kJ, que é definido como 1 kJ=〖10〗^3 J. 
 
3 ATOMÍSTICA 
 
Iniciamos o estudo da atomística através do tempo. Inicialmente a teoria 
atômica e a palavra átomo teve início na Grécia antiga do século V a.C. Os filósofos 
da época Demócrito e Epicuro afirmaram que toda matéria era formada por pequenas 
partículas indivisíveis (átomo) movendo-se no vazio. Deste modo, a matéria seria 
composta por diversos agregados atômicos em movimento. 
O modelo atômico foi retomado por John Dalton em 1803, após realizar 
diversos experimentos. Dalton postulou: que a matéria seria composta por pequenas 
esferas, maciças e indivisíveis, chamadas de átomos. A mateira seria descontinua, ou 
seja, entre um átomo e outro haveria espaços vazios. Os elementos químicos seriam 
formados por um conjunto de átomos de mesma massa, tamanho e propriedade. A 
combinação de diferentes átomos, em proporções distintas gera substâncias 
diferentes. E por fim, o átomo não pode ser destruído, em uma reação química, há 
apenas um rearranjo atômico (SCIENCE+ INDUSTRY MUSEUM, 2019). 
Este modelo atômico proposto por Dalton foi refutado posteriormente pela 
descoberta do elétron e próton, partículas subatômicas que possuem carga elétrica, 
negativa e positiva, respectivamente. 
A descoberta do elétron foi resultado e fruto de anos de estudo de diversos 
cientistas, entretanto o físico inglês J. J. Thomson em 1897, realizou um experimento 
usando os raios catódicos que comprovou a existência de carga negativa. 
 
12 
 
Posteriormente, o grupo de pesquisa de Thomson, observou que os raios catódicos 
sofriam desvio em campos elétricos e assim a chamaram de elétron. 
Nos anos seguintes inúmeros cientistas do mundo realizaram experimentos 
para comprovar a existência do elétron, destaco o físico norte-americano Robert 
Millikan que determinou a carga do elétron 𝑒 = 1,602 × 10−19𝐶. Em 1898, Thompson 
propôs seu modelo atômico, que posteriormente, foi chamado de modelo de pudim de 
passas. 
Embora os elétrons tenham carga negativa, os átomos como um todo têm 
carga zero. Portanto, os cientistas do começo do século XX sabiam que cada átomo 
deve conter um número suficiente de carga positivas para cancelar a carga negativa. 
Mas, onde estava a carga positiva? Thomson sugeriu um modelo atômico com uma 
bola de material gelatinoso com carga positiva e elétrons suspenso nela, como passas 
em um pudim, 
Figura 1. 
Figura 1 – Modelo atômico de Thomson 
 
Fonte: Equipe Realize Educação (2022) 
Esse modelo, entretanto, foi derrubado em 1908 por outra observação 
experimental. Ernest Rutherford, sabia que alguns elementos, incluindo o radônio, 
emitiam feixes de partículas positivas, que ele chamou de partículas 𝛼 (partículas 
alfa). Ele pediu a dois de seus estudantes, Hans Geigar e Ernest Marsden, para 
 
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atirarem partículas 𝛼 contra um pedaço de folha de platina com alguns poucos átomos 
de espessura. Se os átomos fossem de fato bolas de geleia com carga positiva, todas 
as partículas 𝛼 deveriam passar facilmente através da folha, sofrendo eventualmente 
alguma ligeira deflexão. 
Geiger e Marsden observou que as partículas 𝛼 passaram e sofreram muito 
pouco deflexão, cerca de 1 em cada 20.000 sofria uma deflexão superior a 90°, e 
algumas poucas partículas 𝛼 retornavam à direção de partida. “Isso era quase tão 
incrível “, disse Rutherford, “ como se alguém tivesse disparado uma bala de 15 
polegadas em um tecido de papel e ela voltasse, acertando o autor do disparo”. 
(ATKINS e JONES, 2006). 
Os resultados do experimento de Geiger-Marsden sugeriam um modelo de 
átomo no qual existe uma densa carga positiva central circundada por um grande 
volume de espaço quase vazio. Rutherford chamou essa região de carga positiva de 
núcleo atômico. Seu raciocínio é que era fortemente repelida pela carga positiva do 
núcleo, sofrendo deflexão de um ângulo grande, como uma bola de gude que atinge 
uma bola de canhão parada. 
Conforme o modelo atômico de Rutherford, os elétrons estão dispersos no 
espaço em torno do núcleo. A carga positiva do núcleo cancela a carga negativa dos 
elétrons circundantes. Por isso, para cada elétron que está fora do núcleo deve existir 
uma partícula de carga positiva dentro do núcleo. As partículas que tem carga positiva 
são chamadas de prótons. 
O número de prótons do núcleo atômico de um elemento é chamado de 
número atômico, 𝑍, do elemento. Assim, por exemplo, para o hélio, 𝑍 = 2, o que diz 
que o núcleo de um átomo de hélio tem dois prótons. O lítio, por sua vez, 𝑍 = 3; tem 
3 prótons. A tabela a seguir possui informações importantes sobre as subpartículas 
atômicas. 
 
Tabela 1 – Informações das partículas subatômicas 
 
Partícula Símbolo Carga Massa (kg) 
Elétron 𝑒− -1 9,109 × 10−31 
Próton 𝑝+ +1 1,673 × 10−27 
Nêutron 𝑛 0 1,675 × 10−27 
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2006). 
 
 
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A descoberta do nêutron: 
 
A observação de que existem diferenças de massas dentre os átomos de um 
elemento ajudou os cientistas a refinar o modelo nuclear. Eles perceberam que o 
núcleo atômico deve conter outras partículas subatômicas além dos prótons e 
propuseram que ele também deve conter partículas eletricamente neutras, chamadas 
nêutrons. 
Como o nêutron não tem carga, sua presença não altera a carga total do 
núcleo nem o número de elétrons. Todavia, a presença dos nêutrons altera 
substancialmente a massa, por isso, um número diferente de nêutron no núcleo dá 
origem a átomos de massas diferentes, mesmo que os átomos pertençam ao mesmo 
elemento. 
 
3.1 Modelo atômico de Bohr 
 
A descoberta do átomo nuclear feito por Rutherford sugeriu que um átomo 
poderia ser pensado como um sistema solar microscópico, no qual os elétrons orbitam 
o núcleo. Bohr, por sua vez, assumiu que os elétrons, nos átomos de hidrogênio, 
movem-se em orbitais circulares em torno do núcleo, no entanto, essa suposição 
apresentava um problema. 
De acordo com a física clássica, uma partícula carregada, como o elétron, que 
se move em uma trajetória circular, perde energia de modo contínuo. Sendo assim, 
teoricamente, à medida que o elétron perde energia, deve espiralar em direção ao 
núcleo carregado positivamente. Porém, não se observa tal fenômeno – átomos de 
hidrogênio são estáveis. Então, como podemos explicar essa suposta violação das 
leis da física? Bohr assumiu que as leis da física vigentes na época não serviam para 
descrever todas as características atômicas. Além disso, adotou a ideia de Planck de 
que as energias são quantizadas (BROWN, LEMAY, et al., 2016). Bohr postulou em 
seu modelo atômico: 
 
1 Apenas orbitais com certos raios, correspondentes a energias específicas, 
são permitidas aos elétrons em um átomo de hidrogênio. 
 
 
15 
 
2 Um elétron em tal órbita encontra-se em um estado de energia “permitido”. 
Um elétron em um estado de energia permitido não irradia energia e, 
portanto, não espirala em direção ao núcleo. 
 
3 A energia emitida ou absorvida pelo elétron apenas quando o elétron muda 
de um estado de energia permitido para outro. Essa energia é emitida ou 
absorvida na forma de um fóton. 
Embora o modelo de Bohr explique alguns fenômenos físicos, centrados na 
absorção e emissão do átomo vemos que o próprio evitou responder o porquê do 
elétron (negativo) não se chocar com o núcleo (positivo) ao passo que existe uma 
força de atração entre as duas partículas. Deste modo, o modelo de Bohr foi apenas 
um passo para o importante desenvolvimento domodelo atômico moderno. Sua 
importância está em afirmar: 
 
 Os elétrons são encontrados apenas em certos níveis discretos de energia, 
descritos por números quânticos; 
 
 Há energia envolvida na transição de um elétron de um nível para o outro 
(BROWN, LEMAY, et al., 2016). 
 
O modelo atual centra-se em princípios da mecânica quântica: dualidade 
partícula-onda, princípio da incerteza, entre outros...a partir daqui veremos como o 
elétron se distribui nos átomos. 
 
3.2 Distribuição eletrônica 
 
Segundo a mecânica quântica, os elétrons são distribuídos em níveis (número 
quântico principal, representado pela letra 𝑛) e subníveis (segundo número quântico, 
representada pela letra 𝑙) ao redor no núcleo. Como observado por Bohr, estes níveis 
são quantizados, ou seja, possuem valores fixos e discretos de energia. 
O segundo número quântico, este número define o formato da orbita do 
elétron, orbital. O valor de 𝑙 para um determinado orbital geralmente é designado 
pelas letras s, p, d e f (BROWN, LEMAY, et al., 2016) (Tabela 2). 
 
16 
 
 
Tabela 2 – Informações sobre o número quântico secundário 
 
Valor de 𝑙 0 1 2 3 
Letra usada s p d f 
Quantidade de elétron no orbital 2 6 10 14 
Fonte: Adaptado de Brown, et al., (2016). 
 
Linus Pauling, químico ganhador de dois Prêmios Nobel, criou um diagrama, 
figura X, que organiza em ordem crescente os orbitais atômicos com relação ao seu 
nível de energia. O elétron acaba ocupando o orbital de menor energia, sempre 
respeitando a quantidade máxima de elétrons que cada orbital comporta. 
 
Figura 2 – Diagrama de Linus Pauling 
 
 
Fonte: Prodigio Educação S.A. (2022). 
 
1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝64𝑠23𝑑104𝑝65𝑠24𝑑105𝑝66𝑠24𝑓145𝑑106𝑝67𝑠25𝑓146𝑑10 
 
O átomo de cloro, Cl, por exemplo, possui 17 prótons e consequentemente 17 
elétrons. Os 17 elétrons estão distribuídos da seguinte forma: 
 
1𝑠22𝑠22𝑝6𝟑𝒔𝟐𝟑𝒑𝟓 
 
17 
 
 
O átomo de telúrio, Te, por exemplo, possui 52 prótons e portanto 52 elétrons 
(o número de carga positiva deve ser igual ao número de cargas negativas). Os 52 
elétrons estão distribuídos nos seguintes orbitais: 
 
1𝑠22𝑠22𝑝63𝑠23𝑝64𝑠23𝑑104𝑝6𝟓𝒔𝟐4𝑑10𝟓𝒑𝟒 
 
 
Os outros números quânticos que irão descrever o elétron 
 
O número quântico magnético, 𝑚𝑙, se refere às orientações de cada orbital, 
pode ter valores inteiros entre – 𝑙 e 𝑙, incluindo o zero. Por exemplo, os orbitais s 
possuem valores de 𝑚𝑙 = 0; já os orbitais p possuem os seguintes valores possíveis 
de 𝑚𝑙, -1; 0; 1. Os orbitais d podem assumir os valores de 𝑚𝑙, -2; -1; 0; 1; 2 e por fim, 
os orbitais f apresentam os valores de -3; -2; -1; 0; 1; 2; 3. 
O número quântico de spin,𝑚𝑠, refere-se a orientações do momento angular 
do spin do elétron, sendo possível apenas dois números para essa partícula, +1/2 e 
−1/2, muitas das vezes simbolizado por duas setas, para cima e outra para baixo, ↑↓. 
Assim, portanto, podemos descrever o elétron do átomo de hidrogênio da 
seguinte maneira: 
 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0; 𝑚𝑙 = 0;𝑚𝑠 = +1/2 
 
Já os elétrons do átomo de hélio: 
 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0;𝑚𝑙 = 0;𝑚𝑠 = +1/2 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0;𝑚𝑙 = 0;𝑚𝑠 = −1/2 
O átomo de lítio: 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0;𝑚𝑙 = 0;𝑚𝑠 = +1/2 
 𝑛 = 1; 𝑙 = 0;𝑚𝑙 = 0;𝑚𝑠 = −1/2 
 𝑛 = 2; 𝑙 = 0;𝑚𝑙 = 0;𝑚𝑠 = +1/2 
 
 
18 
 
E assim por diante, podemos concluir que dois elétrons em um átomo não 
podem ter todos os quatro números quânticos iguais, Princípio da exclusão de 
Pauling. 
 
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
Os isótonos, isóbaros e isótopos são denominações dada a dois ou mais 
átomos, que possuem alguma característica em especial referente ao seu número de 
prótons, nêutros, elétrons, e consequentemente sua massa. Elementos isótonos são 
aqueles que apresentam o mesmo número de nêutrons. Elementos isóbaros são 
aqueles que possuem a mesma massa e por fim os elementos isótopos são aqueles 
que apresentam a mesmo número atômico, entretanto diferente massa (número de 
nêutrons são diferentes) (ATKINS e JONES, 2006). A massa do átomo é atribuída a 
duas subpartículas atômicas especificamente, próton e nêutron. Elas apresentam 1 
u.m.a (unidade de massa atômica) cada. Por exemplo, o átomo de carbono, possui 
número atômico (Z=6), 6 prótons e 6 nêutrons, logo sua massa atômica será a soma 
das quantidades de prótons e nêutrons, A=12 u.m.a. Representamos da seguinte 
maneira (Figura 3): 
 
Figura 3 – Propriedades periódicas 
Fonte: Próprio autor. 
 
onde, X irá representar qualquer elemento químico da tabela periódica, A a 
massa atômica e Z seu número atômico. 
 
19 
 
Uma vez que todos os átomos de um dado elemento possuem o mesmo 
número atômico, o número substrico é redundante e, muitas vezes, omitido. Por isso, 
o símbolo que representa o carbono-12 pode ser simplesmente 12C. 
Átomos com número atômico idênticos, mas diferentes números de massa 
(isso é, mesmo número de prótons, mas quantidade de nêutrons diferentes) são 
chamados de isótopos. Diferentes isótopos de carbono são listados na Tabela 3. É 
importante lembrar que os isótopos de um determinado elemento são todos 
quimicamente semelhantes. Uma molécula de dióxido de carbono que contém um 
átomo de 13C se comporta de maneira razoavelmente idêntica a um que contenha 
um átomo de 12C (Tabela 3). 
 
Tabela 3 – Os isótopos de carbono* 
 
Símbolo Número de prótons Número de 
elétrons 
Número de 
nêutrons 
11C 6 6 5 
12C 6 6 6 
13C 6 6 7 
14C 6 6 8 
Fonte: Adaptado Brown, Lemay, et al., (2016) 
 
*99% dos átomos de carbono na natureza tem massa atômica igual a 12. 
 
Podemos determinar o número de nêutrons a partir da massa do elemento e 
do seu número de prótons. 
 
n=A-Z 
 
Ao subtrair massa atômica do número atômico, podemos obter facilmente a 
quantidade de nêutrons presente no átomo. 
 
Como determinar facilmente a massa atômica 
 
O modo mais preciso de se determinar a massas atômicas é por meio do uso 
do espectrômetro de massa. Uma amostra gasosa é introduzida e bombardeada por 
um fluxo de elétrons de alta energia. As colisões destes elétrons com os átomos ou 
 
20 
 
moléculas do gás produzem partículas carregadas positivamente, chamadas de íons, 
que são então acelerados e passam por uma fenda. Esse feixe, então, passa entre os 
polos de um ímã, que o desviam, em uma trajetória curvilínea. Para íons com a mesma 
carga, a magnitude dos desvios depende da massa, quanto maior for a massa do íon, 
menos desvios. Os íons são, assim, separados de acordo com suas massas. Com a 
variação da intensidade do campo magnético u com o aumento da tensão, o detector 
pode selecionar íons de diferentes massas. 
 
4.1 Tabela periódica 
 
Como a lista dos elementos químicos conhecidos se expandiu durante o início 
do século XIX, foram feitas tentativas para encontrar padrões de regularidade no 
comportamento químico. Esses esforços culminaram no desenvolvimento da tabela 
periódica, em 1869. Teremos muito a dizes sobre esta ferramenta, mas por ser tão 
importante e útil, familiarizar-se a ela. 
Muitos elementos apresentam fortes semelhanças com outros. Os elementos 
lítio (Li), sódio (Na) e potássio (K) são todos metais macios e muito reativos, por 
exemplo. Os elementos hélio (He), neônio (Ne) e argônio (Ar), por sua vez, são gases 
não reativos. Já que na tabela periódica os elementos estão dispostos em ordem 
crescente de número atômico, suas propriedades químicas e físicas apresentam um 
padrão de repetição, ou periódico. Por exemplo, cada um dos metais macios e reativos 
– lítio, sódio e potássio – vem imediatamente depois de um dos gases não reativos – 
hélio, neônio e argônio. 
A organização dos elementos em ordem crescente de número atômico, com 
elementos que apresentampropriedades semelhantes colocados em colunas 
verticais, é conhecida como tabela periódica. A tabela periódica mostra o número 
atômico, o símbolo atômico de cada elemento e a massa atômico. Exemplo (Figura 
4): 
 
Figura 4 - Número atômico, o símbolo atômico de cada elemento e a massa atômico 
 
21 
 
 
Fonte: Próprio autor. 
 
Você pode notar sutis variações entre uma tabela periódica e outra, e essas 
variações são simplesmente uma questão de estilo ou relacionadas a informações 
especificas que foram incluídas ou não. As linhas horizontais da tabela periódica são 
chamadas de períodos. O primeiro período é composto por elementos como: 
hidrogênio (H) e o hélio (He). O segundo período é composto por elementos com: lítio 
(Li), berílio (Be), boro (B), carbono (C), nitrogênio (N), oxigênio (O), flúor (F) e neônio 
(Ne). O terceiro período por sua vez é composto por 8 elementos, entre eles o sódio 
(Na), alumínio (Al), enxofre (S) entre outros. 
Os quarto e quinto período contam com 18 elementos, entre eles estão: 
potássio (K), ferro (Fe), cobalto (Co), zinco (Zn) e etc. Finalmente o sexto e sétimo 
período com 32 elementos cada, mas para que a tabela caiba na página, 14 deles 
(número atômico 57-70 no sexto período e 89-102 no sétimo período) aparecem na 
parte inferior. Ao olharmos elementos químicos do mesmo período podemos perceber 
que todos eles possuem o mesmo número quântico principal. 
 As colunas verticais são chamadas grupos, ou família. A forma pela qual os 
grupos são classificados é de certa maneira arbitrária. Três sistemas de classificação 
são de uso comum, o conjunto de classificação localizado na parte superior da tabela, 
que tem designação A e B é amplamente utilizado, entretanto, a IUPAC (União 
Internacional de Química Pura e Aplicada) convencionou a numeração dos grupos de 
1 a 18, sem designações A ou B. 
Os Elementos de um grupo geralmente apresentam semelhanças nas 
propriedades físicas e químicas. Por exemplo: os ”metais cunhagem” cobre (Cu), prata 
(Ag) e ouro (Au), fazem parte do grupo 1B ou 11. Esses elementos são menos reativos 
que a maioria dos metias, motivo pelo qual eles são utilizados em todo mundo para 
fazer moedas. Muitos outros grupos na tabela também têm nomes e estão listados na 
Tabela 4. 
 
22 
 
Tabela 4 – Grupo e nomes dos elementos da tabela periódica 
 
Grupo Nome Elemento 
1 A Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
2 A Metais alcalinos-terrosos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 
6 A Calcogênios O, S, Se, Te, Po 
7 A Halogênios F, Cl, Br, I, At 
8 A Gases nobres He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
Fonte: Adaptado de Atkins e Jones (2006). 
 
Muitas tabelas periódicas possuem um código de cores, que classificam os 
elementos em metais, não metais e metaloides. Todos elementos metálicos 
compartilham propriedades características, como brilho e alta condutividade elétrica e 
térmica. Além disso, todos, exceto o mercúrio (Hg), são sólidos à temperatura 
ambiente. Os não metais, ou ametais, apresentam-se em diferentes estados físicos, 
como, líquido, sólido e gasoso, os não metais diferem dos metais em relação à 
aparência e outras propriedades física. Os metaloides, ou semi-metais, são elementos 
que se encontram próximos da linha que separa os metais dos não metais têm 
propriedades de ambos (metais e não metais) (ATKINS e JONES, 2006). Observe a 
tabela periódica abaixo (Figura 5). 
 
Figura 5 - Tabela periódica 
 
 
Fonte: Marlon (2020). 
 
 
 
23 
 
Propriedades periódicas 
 
As principais propriedades periódicas são: 
 
 Eletronegatividade; 
 Raio Atômico; 
 Energia de ionização; 
 Polarizabilidade. 
 
A seguir iremos verificar como estão organizados os elementos químicos da 
tabela periódica, com relação às propriedades descritas acima. 
 
Propriedades periódicas: Raio Atômico 
 
O raio atômico é definido como metade da distância entre os dois núcleos do 
mesmo elemento. Para isso assume-se que os átomos não estejam ligados e que são 
esféricos. Na tabela periódica, os elementos que apresentam maior raio atômico estão 
localizados na parte inferior-esquerdo. O frâncio, Fr, é o elemento com maior raio 
atômico da tabela com valor de 290 pm (picômetros, 1 × 10−12𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜𝑠) . Já o césio, 
Cs, tem valor de raio atômico de 267 pm (LODI, 2019) (FLÔR, 2008) (ATKINS e 
JONES, 2006). 
 
Propriedades periódicas: Eletronegatividade 
 
A eletronegatividade é a tendência de elemento químico atrair para si os 
elétrons de uma ligação química. Elementos mais eletronegativos possuem uma 
preferência pelo par de elétrons na quebra das ligações. Os elementos mais 
eletronegativos estão localizados na parte superior direita, sendo o elemento mais 
eletronegativo o flúor, F. Fato importante a ser notado, é que a eletronegatividade 
segue a tendência contraria ao raio atômico, átomos com raio atômicos menores 
tendem a ter elétrons mais fortemente ligados ao seu núcleo (LODI, 2019) (ATKINS e 
JONES, 2006). 
 
24 
 
 
Propriedade periódicas: Energia de ionização 
 
Energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron da 
última camada (camada de valência) de um átomo no seu estado gasoso. Pode-se 
verificar que os elementos com maior energia de ionização estão localizados no canto 
superior direito, assim como a eletronegatividade (LODI, 2019). 
 
Propriedade periódicas: Polarizabilidade 
 
A polarizabilidade é a propriedade periódica que está relacionada com as 
nuvens eletrônicas dos átomos ou íons. Polarizabilidade é a suscetibilidade que um 
átomo, ou íon, tem de ter a sua nuvem eletrônica polarizada, ou seja, atraída ou 
repelida por outro átomo ou íon, de forma que essa nuvem se distorça. Quanto maior 
essa distorção, maior a polarização da nuvem, maior a polarizabilidade da espécie 
química. Diz-se que o átomo é mais polarizável. Os átomos mais polarizáveis estão 
localizados no canto inferior direito da tabela periódica (LODI, 2019) (ATKINS e 
JONES, 2006). 
 
5 LIGAÇÕES QUIMICAS 
 
Muitas substâncias químicas podem ser encontradas na natureza na forma de 
moléculas – dois ou mais átomos do mesmo tipo ligados entre si. Por exemplo, a 
molécula de água que contem dois átomos de hidrogênio e uma molécula de 
hidrogênio, ou o gás oxigênio presente no ar, que é formado por dois átomos de 
oxigênio, molécula de água do lado esquerdo e (b) molécula de gás oxigênio do lado 
direito (Figura 6). 
Figura 6 – Molécula de água e Átomos de oxigênio 
Fonte: Próprio autor. 
 
25 
 
(a) Molécula de água do lado esquerdo e (b) molécula de gás oxigênio do lado direito. 
 
Os átomos de oxigênio estão representados pela cor vermelha, enquanto que 
os átomos de hidrogênio estão ilustrados pela cor branca. Os átomos de oxigênio 
estão representados pela cor vermelha, enquanto que os átomos de hidrogênio estão 
ilustrados pela cor branca. Representamos essas moléculas com as fórmulas 
químicas, H2O e O2. O número subscrito indica a quantidade de átomos daquele 
elemento, ou seja, na molécula de água, há dois átomos de hidrogênio e um átomo 
de oxigênio, já na molécula de gás oxigênio, há dois átomos de oxigênio apenas. 
Observe como a composição de cada uma das substâncias é dada por sua 
fórmula química. Também é possível notar que essas substâncias são compostas 
apenas por elementos não metálicos. Grande parte das substâncias moléculas que 
iremos encontrar contém apenas não metais. Iremos ver detalhes destas ligações e 
representações. 
Os átomos normalmente podem ganhar, perder ou compartilhar elétrons para 
obter o mesmo número de elétrons que o gás nobre do mesmo período. Os gases 
nobres possuem distribuições eletrônica em que todos os orbitais estão ocupados com 
elétrons, dando estabilidade, fato evidenciado por sua alta energia de ionização, baixa 
afinidade eletrônica e, de modo geral, baixa reatividade química (BROWN, et al., 
2016). Os gases nobres, com exceção do He, irão apresentar oito elétronsna camada 
de valência, esta observação nos leva a conhecida regra do octeto: “átomos tendem 
a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam com sua camada de 
valência preenchidos por oito elétrons” (BROWN, et al., 2016, p. 56). Em termos de 
orbitais, o octeto de elétrons consiste no preenchimento dos orbitais s^2 e p^6, 
totalizando oito elétrons. 
Pode-se representar simbolicamente os elétrons, pelo símbolo de Lewis, o 
octeto é formado por quatro pares de elétrons de valência dispostos em torno do 
símbolo do elemento, pode-se ver na tabela abaixo alguns elementos representados 
pelos símbolos de Lewis. Existem exceções à regra do octeto, mas ela é um caminho 
útil para introduzir muitos conceitos importante de ligações químicas (Tabela 5). 
 
Tabela 5 - Elementos químicos e suas estruturas de Lewis 
 
 
26 
 
Elemento Estrutura de 
Lewis 
Elemento Estrutura de 
Lewis 
C 
 
H 
O Na 
N 
 
Ca 
CI 
 
Al 
 
Fonte: Próprio autor. 
 
5.1 Ligação iônica 
Substâncias iônicas geralmente resultam da interação entre metais do lado 
esquerdo da tabela periódica com os não metais do lado direito, exceto os gases 
nobres do grupo 8A. Por exemplo, quando sódio metálico, 𝑁𝑎(𝑠), é colocado em 
contato com o gás cloro, 𝐶𝑙2(𝑔), ocorre uma reação com liberação de energia. 
 
𝑁𝑎(𝑠) +
1
2
𝐶𝑙2(𝑔) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠) 
 
O cloreto de lítio é formado por íons 𝑁𝑎+ e 𝐶𝑙− em um arranjo cubico 
tridimensional, como mostrado 
 
Figura 7 a seguir: 
 
Figura 7 - Reticulo cristalino do cloreto de sódio 
 
Fonte: PORTELA (2019) 
 
 
27 
 
A formação dos íons sódio a partir do sódio metálico e de íons cloreto a partir 
do gás cloro, nos mostra que um elétron foi retirado do átomo de sódio e recebido pelo 
átomo de cloro, podemos dizer que neste tipo de ligação, ocorreu a transferência de 
elétrons do átomo de sódio para o cloro. 
A facilidade desta transferência ocorrer está diretamente ligada a propriedade: 
de energia de ionização (facilidade com que um elétron pode ser removido de um 
átomo) e afinidade eletrônica (capacidade de um átomo de ganhar um elétron) 
(BROWN, et al., 2016). Desta forma, pode-se concluir que o cloreto de sódio é um 
típico composto iônico, formado por um metal com baixa energia de ionização e um 
não metal com alta afinidade eletrônica. Usando as estruturas de Lewis, podemos 
representar a reação da seguinte forma: 
 
 
 
Pode-se notar pela seta, que o elétron do átomo de sódio, 𝑁𝑎, é transferido 
para o átomo de cloro, 𝐶𝑙−. Cada íon tem um octeto de elétrons: 
 
𝑁𝑎+ = 1𝑠2𝟐𝒔𝟐𝟐𝒑𝟔 𝐶𝑙− = 1𝑠22𝑠22𝑝6𝟑𝒔𝟐𝟑𝒑𝟔 
 
Quando olhamos a quantidade de elétron dentro de uma substância que é 
formada por ligações iônicas, vemos que existe duas espécies carregadas. Uma que 
recebeu elétron (íon negativo, ânion), uma que doou o elétron (íon positivo, cátion). 
Estes, cátions e ânions, são muito importantes dentro da química, são palavras 
comumente utilizadas. Substâncias iônicas apresentam propriedades em comum, 
com: são sólidos quebradiços, alto ponto de fusão, quando misturados em água 
podem conduzir corrente elétrica. 
A estabilidade dos compostos iônicos está associada à atração entre os íons 
de cargas opostos, que se aproximam e liberam energia e fazem com isso um arranjo 
sólido, ou reticulo. Uma medida desta estabilidade resultante do arranjo das cargas 
opostas no sólido iônico é a energia reticular. A energia reticular é a energia 
necessária para separar complemente um composto iônico sólido em seus íons no 
 
28 
 
estado gasoso (BROWN, et al., 2016). 
 
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠) → Na+(𝑔) + 𝐶𝑙−(𝑔) ∆𝐻𝑟𝑒𝑡𝑖𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 = +788 𝑘𝐽 
 
Esta reação absorve +788 kJ de energia para separar os íons. Logo, pode-se 
concluir que para junta-los o processo liberará -788 kJ. Deste modo, vê-se que a 
estabilidade do sólido iônico é grande. A intensidade da energia reticular do sólido 
iônico depende da carga dos íons, seu tamanho e do arranjo do sólido. Avaliamos a 
equação de Coulomb para duas partículas com carga e a energia potencial 
 
5.2 Ligação covalente 
Muitas substâncias químicas não pertencem ao grupo de substâncias iônicas, 
como plásticos, ceras, ácidos, resinas entre outros. Para essa enorme quantidade de 
substâncias que não se comporta como substâncias iônicas, é preciso um modelo que 
descreva estas ligações. G. N. Lewis argumentou que átomos podem adquirir uma 
configuração eletrônica de gás nobre, compartilhando elétrons uns com outros. Está 
ligação ao qual Lewis se refere, onde par de elétrons são compartilhados é chamada 
de ligação covalente. 
A molécula de H2, por exemplo, é formada por esse tipo de ligação. Quando 
dois átomos de hidrogênio estão próximos suficiente para que seus elétrons sofram 
atração dos dois núcleos e repulsão devido à proximidade dos núcleos e também dos 
elétrons. Sabendo que a molécula é estável, pode-se concluir que as forças atrativas 
superam as repulsivas, chega-se, portanto, ao entendimento que os elétrons se 
encontram entre os dois núcleos de hidrogênio na forma (densidade eletrônica). O 
resultado é que as interações eletrostáticas globais são atrativas. Assim, os átomos 
na molécula de H2 se unem, principalmente porque os dois núcleos positivos são 
atraídos para a concentração da carga negativa entre eles. Em resumo, o par de 
elétrons compartilhado em qualquer ligação covalente atua como uma espécie de 
‘cola’ que une os átomos (BROWN , et al., 2016). 
A ligação covalente pode ser representada pela estrutura de Lewis, por 
exemplo, a molécula de H2 onde cada átomo de hidrogênio possui dois elétrons que 
 
29 
 
podem ser compartilhados da seguinte forma: 
 
 
 
Na ligação covalente, cada hidrogênio adquire um segundo elétron, portanto, 
ficando com a configuração estável, semelhante à do hélio. Usando a molécula de gás 
cloro, como exemplo, vejamos a representação de Lewis: 
 
 
 
 
 
O compartilhamento do par de elétrons no ligação covalente no gás cloro 
seguirá a regra do octeto, chegando à configuração eletrônica do argônio. Estas 
estruturas circulares indicam o compartilhamento do elétrons na ligação covalente, 
entretando, usa-se comumemente, no lugar dos circulos, um traço, para indicar está 
ligação, e os pares de eletrons não-ligantes, ou isolados, assim sendo, podemos 
representar as estruturas das moleculas de H2 e Cl2 como: 
 
 
 
 
 
Segundo Brown et. al. (2016): “para não metais, o número de elétrons de 
valencia em um átomo neutro é igual ao número do grupo. Portanto, pode-se prever 
que os elementos do grupo 7A, assim como o F, formarão uma ligação covalente para 
chegar no octeto; os elementos do grupo 6A, como o O, formarão duas ligações 
covalente; os elementos do grupo 5A, como o N, formarão três, e os elementos do 
grupo 4A, formarão quatro. Essas previsões são confirmadas em muitos compostos, 
a exemplo dos compostos com hidrôgenio” 
 
30 
 
 
 
 
Chamamos o compartilhamento de um par de eletrons de ligação simples. Em 
outras moleculas podemos notar que o compartilhamento cocorerá com mais de um 
par de eletrons para o mesmo elemento. Quando dois pares de elétrons são 
compartilhados por dois átomos, chamamos de ligação dupla. Escreveremos as 
estruturas de Lewis para a molecula de O2. 
 
 
 
Pode-se perceber que na ligação dupla, estão envolvidas dois pares de 
elétrons, ou 4 elétrons no total. No dioxido de carbono, por exemplo, a ligação ocorre 
entre dois átomos de oxigênio (6 elétrons) e um átomo de carbono (4 elétrons): 
 
 
 
Uma ligação tripla corresponde ao compartilhamento de três pares de elétrons, 
ou seja, 6 elétrons no total, pode-se ver tal ligação na molécula de gás nitrogênio, N2. 
 
 
 
 
31 
 
5.3 Ligação metálica ou Ligas metálicas 
As ligas metálicas são tipo de ligações químicas que ocorrem entre os 
elementos metálicos da tabela periódica. Comumente, são estruturas cristalinaschamadas de ligas metálicas. Um modelo relativamente simples foi proposto e se 
aproxima da configuração deste tipo de ligação. Os materiais metálicos possuem um, 
dois ou no máximo três elétrons de valência. Nesse modelo, Erro! Fonte de 
referência não encontrada., esses elétrons de valência não estão ligados ao núcleo 
do átomo, estão mais livres para se movimentarem ao longo do metal. Eles podem 
ser considerados pertencentes ao metal como um todo, ou como se fosse um ‘mar de 
elétrons’ ou uma ‘nuvem de elétrons’. Os elétrons restantes, os que não são os 
elétrons de valência, juntamente com os núcleos atômicos compõem o núcleo iônico 
de carga positiva. Os elétrons livres blindam os núcleos iônicos do metal, uma vez que 
haveria muito repulsão entre estes núcleos, deste modo, a ligação metálica possui 
uma natureza não direcional, diferente das outras ligações químicas. 
Concomitantemente, os elétrons livres colam os núcleos mantendo-os unidos. A 
ligação metálica pode apresentar caráter forte ou fraca, dependendo do metal 
variando entre 68 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 para o mercúrio, 𝐻𝑔, a 849 𝑘𝑗/𝑚𝑜𝑙 para o tungstênio, 𝑊. As 
temperaturas de fusão para esses metais são -39°C e 3410°C, respectivamente 
(CALLISTER JR; RETHWISCH, 2016) (Figura 8). 
Figura 8 - Modelo de elétrons livres e núcleos iônicos na ligação metálica 
 
 
32 
 
Fonte: Adaptado de CALLISTER JR e RETHWISCH (2016). 
 
As ligações metalicas são encontradas na tabela periodica para os elementos 
do grupo 1A e 2A, no entanto, pode-se encontrar com todos os metais, inclusive os 
metais de transição como 𝐹𝑒, 𝐴𝑢, 𝐴𝑔, 𝐶𝑢, 𝑍𝑛 e 𝑃𝑏. Abaixo encontra-se as principais 
ligas metalicas: 
 
 Aço – composição: Fe (98,5%), C (0,5 a 1,7%), Si, S e O (traços) 
 
Aço – propriedade: alto ponto de fusão (1300°C) densidade de 7,7 g/cm3 
e é mais resistente à tração do que o ferro puro. 
Aço – aplicação: fabricação de peças metálicas que sofrem elevada 
tração, principalemnte estruturas metálicas. 
 
 Aço INOX – composição: Aço (74%), Cr (18%) e Ni (8%) 
 
Aço INOX – propriedades: é inoxidavel; inerte as reações de oxirredução 
Aço INOX – aplicação: telhares, peças de carro, brocas, etc. 
 
 Bronze – composição: Cu (95% a 55%) e Zn (5% a 45%) 
 
Bronze – proprieades: fácil de moldar, flexibilidade e boa aparência 
Bronze – aplicação: peças de máquinas, instrumentos de sopro, tubos, 
armas e torneiras. 
 
 Amálgama – composição: Ag (70%), Sn(18%), Cu(10%) e Hg (2%) 
 
Amálgama – propriedades: baixo coeficiente de dilatação, resistencia à 
oxidação e alta maleabilidade 
Amálgama – aplicação: obturação debtárias. 
 
 Liga de Bismuto – composição: Bi (50%), Pb (27%), Sn (13%) e Cd (10%) 
 
 
33 
 
Liga de Bismuto – propriedades: baixa temperatura de fusão (68°C) 
Liga de Bismuto – aplicação: em fusíveis elétricos que se fundem e se 
quebram, interrompendo a passagem de corrente elétrica. (FOGAÇA, 
2022). 
 
6 GEOMETRIA MOLECULAR 
 
6.1 Geometrias moleculares 
 
Usamos a estrutura de Lewis para explicar as fórmulas dos compostos 
covalente. Entretanto, as estruturas de Lewis não indicam a forma das moléculas, 
apenas mostra o número e tipo de ligações químicas presentes. Por exemplo: 
podemos escrever a estrutura de Lewis para a molécula de CF4 (Figura 9): 
 
Figura 9 - Estrutura de Lewis para a molécula 
 
 
 
Fonte: Próprio autor 
A estrutura é elaborada com todos os átomos no mesmo plano. No entanto, o 
arranjo tridimensional mais adequado é a tetraedro, com os átomos de flúor no vértice 
desta figura geométrica. Conforme se observa na Figura 10 abaixo. 
 
Figura 10 - Estrutura tetraédrica do tetrafluormetano 
 
34 
 
 
Fonte: Próprio autor 
A forma de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação, ângulos 
formados pelas linbhas que se unem ao núcleo dos átomos da molécula. Os ângulos 
de ligação de uma molécula e o comprimento das ligações definem a forma e o 
tamanho da molécula. Na Erro! Fonte de referência não encontrada.1, você verá 
que há seis ângulos de ligação 𝐹 − 𝐶 − 𝐹 no 𝐶𝐹4 e todos têm o mesmo valor. O ângulo 
da ligação é de 109,5°, característico de um tetraedro. Além disso, todas as ligações 
𝐶 − 𝐹 apresentam comprimento igual a 141 pm (ATKINS; JONES, 2006). 
 
Figura 11 – Geometrias moleculares 
 
Fonte: Próprio autor 
a) geometria linear, AB_2; (b) geometria angular, AB_2; (c) geometria trigonal, AB_3; (d) geometria 
piramidal, AB_3. 
 
 
35 
 
Começamos nossa discussão a respeito de formas moleculas com moléculas 
(e íons) que, assim como o 𝐶𝐹4, tem um único átomo cental ligado a dois ou mais 
átomos iguais. Tais moleculas têm a fórmula geral 𝐴𝐵𝑛, na qual o átomo central A está 
ligado a n átomos de B. Por exemplo, tendo 𝐶𝑂2 , como 𝐻2𝑂 são moléculas 𝐴𝐵2 , 
enquanto 𝑆𝑂3 e 𝑁𝐻3 são moléculas 𝐴𝐵3 etc (BROWN, et al., 2016). 
O número de possiveis formas para moléculas 𝐴𝐵𝑛 depende do valor de 𝑛. As 
moléculas mais comumente encontradas para 𝐴𝐵2 e 𝐴𝐵3. Uma molécula de 𝐴𝐵2 pode 
ter duas possiveis geometrias linear, Erro! Fonte de referência não encontrada.1a 
(ângulo de ligação de 180°) ou angular (com ângulo diferente de 180°). Para 
moléculas com formula 𝐴𝐵3, as duas formar mais comuns, colocam o átomo de 𝐵 no 
canto de um triangulo equilátero (todos os lados iguais), Erro! Fonte de referência 
não encontrada.1b Se o átomo 𝐴 estiver no mesmo plano, chamamos a estrutura de 
trigonal planar, Erro! Fonte de referência não encontrada.1c. Agora, se o átomo 𝐴 
estiver acima do plano dos átomos de 𝐵 forma é chamada de piramidal, Erro! Fonte 
de referência não encontrada.1d. 
Podemos dar como exemplo de estruturas lineares as moléculas de 𝐶𝑂2 , 
𝐻𝐶𝑙 , 𝐻2 e 𝑁2 . Para as estruturas angulares temos, 𝐻2𝑂 , 𝐻2𝑆 , 𝑆𝑂2 e 𝑆𝐹2 . Já as 
estruturas trigonais planares são observadas nas moleculas de 𝐵𝐻3 , 𝑆𝑂3 e 𝑁𝑂3
− 
(ATKINS; JONES, 2006). 
Algumas moléculas, como a molécula de 𝐶𝑙𝐹3, podem ter forma de T, uma 
forma imcomum. As ligações 𝐹 − 𝐶𝑙 − 𝐹 estão no mesmo plano com um ângulo de 
90°, conforme Erro! Fonte de referência não encontrada.2. 
 
36 
 
 
Figura 12 - Geometria da molécula de ClF3 
 
 
Fonte: Próprio autor 
 
Grande maioria das moléculas dos tipos: AB_n podem ser classificadas em 
apenas cinco formas geométricas básicas, mostradas na figura X. Todas são arranjos 
altamente simétricos dos n átomos de B em volta do átomo central A. Já vimos as 
primeiro três formas: linear, trigonal planar e tetraédrica. A forma bipiramidal trigonal 
para AB_5 pode ser imaginado como uma trigonal plana com fois átomos adicionais, 
um acima e um abaixo do plano triangular. A forma octaétrica para formulas AB_6 tem 
todos os seis átomos de B a uma distância igual do átomo central A. com ângulo de 
90° B-A-B (ATKINS; JONES, 2006) (Figura 13). 
 
Figura 13 - Geometrias, linear, trigonal e tetraédrica, respectivamente 
 
 
37 
 
 
 
Fonte: Próprio autor 
 
Figura 15 - Geometrias bipirâmide trigonal e octaédrica 
 
 
 
 
Fonte: Próprio autor 
6.2 Modelo VSEPR 
O modelo de repulsão de pares de elétrons da camada de valência (VSEPR) 
tenta explicar o motivo pelo qual algumas moléculas tendem a se arranjar de uma 
determinada maneira. Em geral, cada par de elétrons não ligante, ligação simples ou 
ligação múltipla produz um único domínio eletrônico ao redor do átomo central de uma 
 
38 
 
molécula. Entende-se como domínio eletrônico, uma região no espaço que está 
diretamente sobre influência do par de elétrons, não sendo localizado como se fossem 
balões. 
 O melhor arranjo para um determinado número de domínios eletrônicos é 
aquele que minimiza as repulsões entre eles. De fato, observamos que pares de 
elétrons não ligantes, tendem a repelir os elétrons da pertencentes à ligação, observe 
a molécula de amônia, ela possui um par de elétrons não ligantes (BROWN, et al., 
2016). 
 
 
Este parde elétrons não ligantes “empurra” as ligações 𝑁 − 𝐻 formando o 
ângulo típico para esta molécula (piramidal), isso proporciona uma maior estabilidade 
na molécula, uma vez que as cargas negativas (ligação simples e par de elétrons) 
estão separadas pela maior distância permitida. Vejamos a molécula da água: 
 
 
 
Nela vemos duas ligações simples e dois pares de eletrons não ligantes. Pode-
se concluir portanto, que os pares de eletrons se organizam desta modo para diminuir 
a repulsão existente nesta molécula, uma vez que existe dois pares de eletrons não 
ligantes na molécula. 
De modo geral, Brown, et al. (2016) generaliza o modelo VSEPR da seguinte 
forma: 
Desenhe a estrutura de Lewis da molécula ou íon e conte o número de 
domínios eletrônicos existentes ao redor do átomo central. Cada par de 
elétrons não ligantes, cada ligação simples, cada ligação dupla e cada ligação 
tripla contam como um domínio eletrônico. Determine a geometria do domínio 
eletrônico, organizando os domínios eletrônicos em torno do átomo central 
 
39 
 
para que as repulsões entre eles sejam minimizadas. Use a distribuição dos 
átomos ligados ao átomo central para determinar a geometria molecular 
(BROWN, et al., 2016, 326). 
Seguindo as orientações acima podemos tomar como exemplo a molécula de 
fosfina, 𝐻3𝑃. 
 
Figura 16 – Estrutura de Lewis 
 
 
Fonte: Adaptado de Brown, et al. (2016) 
Para facilitar a etapa 2, descrita acima, usamos a Tabela 6 para determinar a 
configuração inicial dos domínios eletrônicos e a geometria deste dominio. 
 
Tabela 6 - Distribuição dos domínios eletrônicos e suas respectivas geometrias 
Número de 
domínios 
eletrônicos 
Configuração dos 
domínios eletrônicos 
Geometria dos 
domínios 
eletrônicos 
Ângulos de 
ligação 
previsto 
 
40 
 
 
2 
 
 
Linear 
 
180° 
 
3 
 
 
Trigonal planar 
 
120° 
 
4 
 
 
Tetraédrica 
 
109,5° 
 
5 
 
 
Bipiramidal 
trigonal 
 
120°/90° 
 
6 
 
 
Octaédrica 
 
90° 
Fonte: Adaptado de Brown, et. al. (2016) 
7 POLARIDADE 
 
41 
 
7.1 Eletronegatividade 
Todas as ligações podem ser vistas como estruturas híbridas entre estruturas 
puramente covalente e puramente iônicas. Assim, a estrutura da molécula de Cl_2, 
pode ser descrita como: 
 
Cl-Cl↔Cl^--Cl^+↔Cl^+-Cl^- 
 
Neste caso, as estruturas iônicas contribuem muito pouco para a estrutura 
final e podemos descrever a ligação quase como puramente covalente. Por serem o 
mesmo átomo, as duas estruturas iônicas contribuem igualmente em termos de carga, 
logo a carga média de cada átomo é zero. Mas, em uma molécula com átomos 
diferentes, como HF, temos a seguinte disposição: 
 
H-F↔H^--F^+↔H^+-F^- 
 
tem contribuições diferentes das duas estruturas. A estrutura iônica de menor 
energia é a H^+ F^-. Como o átomo de flúor tem afinidade eletrônica maior do que o 
hidrogênio, a estrutura com uma carga negativa no átomo de flúor contribui mais 
efetivamente do que H^- F^+. Como resultado, existe uma pequena carga negativa 
residual no átomo de flúor e uma pequena carga positiva residual no átomo de 
hidrogênio. Mostramos essa carga parcial no átomo escrevendo H^ (δ+) -F^ (δ-). 
Esse tipo de ligação química é conhecida como ligação covalente polar. Todas 
as ligações entre átomos de elementos diferentes são, até certo ponto, polares. As 
ligações de moléculas diatômicas homonucleares (do mesmo elemento) e íons são 
não polares (BROWN, et al., 2016). 
Os dois átomos de uma ligação covalente polar formam um dipolo elétrico, 
uma carga parcial positiva e uma carga parcial negativa. Um dipolo é representado 
por uma seta que aposta para a carga parcial negativa, (Figura 17). O tamanho de um 
dipolo-elétrico, que é a magnitude numérica, é chamado de momento de dipolo-
elétrico, μ (letra grega um) em unidade denominadas debye (D). O debye é definido 
de forma a que uma carga negativa unitária (elétron) separada por 100 pm de uma 
carga unitária positiva (próton) corresponda a um momento de dipolo de 4,80 D. O 
momento de dipolo da ligação H-F é 1,91 D (FOGAÇA, 2022). 
 
42 
 
 
Figura 17 - Momento de dipolo elétrico do ácido fluorídrico 
 
 
Fonte: próprio autor 
 
Uma ligação covalente é polar se um átomo tem poder de atraçaõ do elétron 
maior do que o outro átomo, porque, então, o par de elétrons tem maior probabilidade 
de ser encontrado próximo ao primeiro. Em 1923, o químico norte-americano Lenus 
Pauling propôs uma medida quantitativa da distrinbuição dos elétrons nas ligações. O 
poder de atração dos elétrons exercido por um átomo que participa de uma ligação é 
chamado de eletronegatividade. As eletronegatividades são representadas por 𝜒 (a 
letra graga qui). 
O átomo do elemento que tem a eletronegatividade mais alta tem maior poder 
de atrair elétrons e tende a afastá-los do átomo que tem a menor eletronegatividade. 
Pauling baseou sua escala nas energias de dissociação, 𝐷, das ligações 𝐴 − 𝐴, 𝐵 − 𝐵 
e 𝐴 − 𝐵, medidas em eletronsvolts (eV). Ele definiu a diferença de eletronegatividade 
dis dois elementos A e B como: 
 
|𝜒𝐴 − 𝜒𝐵| = 0,102 {𝐷(𝐴 − 𝐵) −
1
2
[𝐷(𝐴 − 𝐴) + 𝐷(𝐵 − 𝐵)]}
1
2
 
 
Outro químico americano, Robert Mulliken, desenvolveu uma maneira mais 
simples de determinar a escala de eletronegatividade. Em sua opinião, a 
eletronegatividade é a média da energia de ionização e afinidade eletrônica de um 
elemento (ambos expressos como eV. 
 
𝜒 =
1
2
(𝐼 + 𝐸𝑎) 
 
 
43 
 
Quando dois átomos de uma ligação tÇem uma pequena diferença de 
eletronegatividade, as cargas parciais são muito pequenas. Quando a diferença de 
eletronegatividade aumenta, também crescem as cargas parciais. Se as 
eletronegatividades são muito diferentes, um dos átomos pode ficar com a maior parte 
do par de elétrons e a estrutura iônico correspondente contribui apreciavelmente para 
a estrutura resultante. Como se apropriou da maior parte do par de elétrons 
compartilhado, o elemento muito eletronegativo lembra um ânion e, o outro, um cátion. 
Dizemos que uma ligaão desse tipo tem caratér iônico consideravel. 
Se a diferença de eletronegatividade é muito grande, como em 𝑁𝑎𝐶𝑙 e 𝐾𝐹, a 
contribuição ionica domina a distribuição covalente e é melhor considerar iônica a 
ligação. Não existe linha divisória clara entre as ligações covalentes e iônicas. 
Entretanto, uma regra útil diz que, se a diferença de eletronegatividade é de cerca de 
2 unidade, o caráter iônico é tão alto que é melhor considerar iônica a ligação 
(ATKINS; JONES, 2006). 
Uma ligação covalente é polar se um átomo tem poder de atração do elétron 
maior do que o outro átomo, porque, então, o par de elétrons tem maior probabilidade 
de ser encontrado próximo ao primeiro. Em 1923, o químico norte-americano Lenus 
Pauling propôs uma medida quantitativa da distribuição dos elétrons nas ligações. O 
poder de atração dos elétrons exercido por um átomo que participa de uma ligação é 
chamado de eletronegatividade. As eletronegatividades são representadas por χ (a 
letra grega aqui). 
O átomo do elemento que tem a eletronegatividade mais alta tem maior poder 
de atrair elétrons e tende a afastá-los do átomo que tem a menor eletronegatividade. 
Pauling baseou sua escala nas energias de dissociação, D, das ligações A-A, B-B e 
A-B, medidas em eletronsvolts (eV). Ele definiu a diferença de eletronegatividade de 
dois elementos A e B como: 
 
|χ_A-χ_B |=0,102{D (A-B) -1/2 [D (A-A) +D (B-B) ]} ^ (1/2) 
 
Outro químico americano, Robert Mulliken, desenvolveu uma maneira mais 
simples de determinar a escala de eletronegatividade. Em sua opinião, a 
eletronegatividade é a média da energia de ionização e afinidade eletrônica de um 
elemento (ambos expressos como eV. 
 
44 
 
 
χ=1/2(I+E_a) 
 
Quando dois átomos de uma ligação tem uma pequena diferença de 
eletronegatividade, as cargas parciais são muito pequenas. Quando a diferença de 
eletronegatividade aumenta,também crescem as cargas parciais. Se as 
eletronegatividades são muito diferentes, um dos átomos pode ficar com a maior parte 
do par de elétrons e a estrutura iônico correspondente contribui apreciavelmente para 
a estrutura resultante. Como se apropriou da maior parte do par de elétrons 
compartilhado, o elemento muito eletronegativo lembra um ânion e, o outro, um cátion. 
Dizemos que uma ligação desse tipo tem caráter iônico considerável. 
Se a diferença de eletronegatividade é muito grande, como em NaCl e KF, a 
contribuição iônica domina a distribuição covalente e é melhor considerar iônica a 
ligação. Não existe linha divisória clara entre as ligações covalentes e iônicas. 
Entretanto, uma regra útil diz que, se a diferença de eletronegatividade é de cerca de 
2 unidade, o caráter iônico é tão alto que é melhor considerar iônica a ligação 
(ATKINS; JONES, 2006) (Figura 18). 
 
Figura 18 - Série de eletronegatividade 
 
Fonte: Arena marcas e patentes (2022). 
 
45 
 
Pode-se notar na figura acima que o elemento mais eletronegativo é o fluor. De 
forma simplificada, podemos colocar os não-metais em ordem decrescente em 
relação à eletronegatividade: 
 
𝐹 > 𝑂 > 𝑁 > 𝐶𝑙 > 𝐵𝑟 > 𝐼 > 𝑆 > 𝐶 > 𝑃 > 𝐻 
7.2 Momento de dipolo resultante, exemplos 
O momento de dipolo, visto anteriormente, varia conforme a geometria da 
molécula. Para uma molécula com mais de dois átomos, o momento de dipolo 
depende tanto das polaridades das ligações individuais quanto da geometria da 
molécula. Para cada ligação na molécula, considere o dipolo da ligação, que é o 
momento de dipolo resultante. Vejamos a molécula de 𝐶𝑂2, exemplo 1: 
 
 
 
 
Vemos que o momento 𝜇𝐴⃗⃗⃗⃗ é igual ao 𝜇𝐵⃗⃗ ⃗⃗ , porque ambas ligações possuiem 
carbono ligado diretamente ao oxigêno e portanto a mesma eletronegatividade em 
magnitude. Posto isso, vejamos a direção; trata-se de direções contrarias, por este 
motivo, ambos vetores se cancelam e o momento de dipolo resultante é igua a zero, 
𝜇 = 0. 
Exemplo 2. Observe o caso da molécula de água, 𝐻2𝑂: 
 
 
 
46 
 
Nota-se que, embora a megnitude do momento de dipolo da ligação 𝐻 − 𝑂, seja 
a mesma da ligação 𝑂 − 𝐻. O sentido e a direção são diferentes (ângulo de 104,5°) e 
deste modo o momento de dipolo resultante é diferente de zero, 𝜇 ≠ 0. 
Exemplo 3. Molécula de amônia,𝑁𝐻3: 
 
 
 
Vemos que para a molecula de amônia, temos o mesmo momento de dipolo, 
devido as três ligações 𝑁 − 𝐻 presentes. Entretanto, os sentidos e direções do vetores 
de cada uma delas são diferentes, ângulo de 107,8° entre eles. Logo, o momento de 
dipolo resultante será diferente de zero, 𝜇 ≠ 0. 
Exemplo 4. Molécula de tetraclorometano, 𝐶𝐶𝑙4: 
 
 
 
A molécula de tetraclorometano não apresenta momento de dipolo resultante, 
𝜇 = 0. Ainda que tenham a mesma magnitude de momento de dipolo devido a suas 
quatro ligações 𝐶𝑙 − 𝐶, a geometria tetraédrica acaba cancelando os momentos de 
dipolo em relação ao sentido e direção devido a sua tridimencionalidade. 
Exemplo 5. Molécula de triclorofluormetano 𝐶𝐶𝑙3𝐹 
 
 
47 
 
 
 
A molécula de bromotriclorometano apresenta uma ligação 𝐹 − 𝐶 e três 
ligações 𝐶𝑙 − 𝐶. Observando a eletronegatividade do 𝐹 (4,1 D) e do 𝐶𝑙 (2,9 D), pode-
se concluir que o momento de dipolo resultante é diferente de zero, 𝜇 ≠ 0. 
7.3 Polaridade 
As ligações covalentes polares, na qual, os elétrons não estão igualmente 
distribuídos, tem momento de dipolo diferente de zero. Uma molécula polar é uma 
molécula com momento de dipolo diferente de zero. Todas as moléculas diatômicas 
são polares se suas ligações forem polares. Uma molécula de 𝐻𝐶𝑙, com sua ligação 
polar 𝐻𝛿+ − 𝐶𝛿− é uma molécula polar. O momento de dipolo, igual a 1,10 D, é típico 
de moléculas diatômicas polares. Todas as moléculas diatômicas formadas por 
átomos de elementos diferentes têm alguma polaridade (ATKINS; JONES, 2006). 
Uma molécula apolar é uma molécula cujo momento de dipolo elétrico é igual 
a zero. Todas as moléculas diatômicas homonucleares, como 𝑂2 , 𝑁2 , ou 𝐶𝑙2 , são 
apolares devido a suas ligações apolares. 
A polaridade é uma das razões pelas quais a água é um solvente tão bom 
para compostos iônicos com momento de dipolo de 1,85 D. Cabe ressaltar um caso 
muito importante, referente à ligação 𝐶 − 𝐻, A diferença de eletronegatividade entre 
esses elementos é muito pequena 𝐶, 2,5 D e 𝐻, 2,1 D, classificando desta forma a 
ligações 𝐶 − 𝐻 como ligações covalente apolares (ATKINS; JONES, 2006). 
Solventes apolares tendem a se misturar com substâncias apolares em uma 
mistura. Já solventes polares possuem tendência a se misturar com substâncias 
polares e iônicas. Deste modo, chamamos de hidrofílica a substância, ou regiões da 
 
48 
 
molécula com afinidade à água e hidrofóbica aquelas substâncias, ou parte das 
moléculas, com baixa afinidade pela água (ATKINS; JONES, 2006). 
 
8 GASES 
 
8.1 Características dos gases 
De diversas maneiras, os gases são a forma da matéria mais fácil de 
compreender, isso porque diferentes substâncias gasosas possam a ter propriedades 
químicas bastante diversas, elas se comportam de maneira muito semelhante com 
relação as suas propriedades físicas. 
Brown et. al. (2016) nos dá o exemplo prático; o 𝑁2 e o 𝑂2, que compõem 
aproximadamente 99% de nossa atmosfera, têm propriedades químicas muito 
diferentes – o 𝑂2 é fundamental para a vida humana, já o 𝑁2 não tem a mesma 
importância, para citar apenas uma diferença –, mas esses dois componentes do ar 
se comportam do ponto de vista físico, como um material gasoso, uma vez que suas 
propriedades físicas são essencialmente idênticas. 
Dos poucos elementos que são encontrados na forma de gases a 
temperaturas e pressões normais, 𝐻𝑒, 𝑁𝑒, 𝐴𝑟, 𝐾𝑟 e 𝑋𝑒 são monoatômicos e 𝐻2, 𝑁2, 
𝑂2, 𝐹2 e 𝐶𝑙2, diatômicos. Muitos compostos moleculares são gases a Erro! Fonte de 
referência não encontrada.6 lista alguns deles (BROWN, et al., 2016). 
 
Tabela 6 - Alguns compostos comuns que são gases à temperatura ambiente 
 
Fórmula Nome Características 
𝐻𝐶𝑁 Cianeto de hidrogênio 
Muito tóxico e possui leve odor 
de amêndoas amargas 
𝐻2𝑆 Sulfeto de hidrogênio 
Muito tóxico e possui odor de 
ovo podre 
𝐶𝑂 Monóxido de carbono Tóxico, incolor e inodoro 
𝐶𝑂2 Dióxido de carbono Incolor, inodoro 
𝐶𝐻4 Metano Incolor, inodoro e inflamável 
𝐶2𝐻4 Eteno (etileno) Incolor e amadurece frutas 
𝐶2𝐻8 Propano 
Incolor, inodoro e encontrado 
no botijão de gás 
𝑁2𝑂 Óxido nitroso 
Incolor, odor doce e gás do 
riso 
 
49 
 
𝑁𝑂2 Dióxido de nitrogênio 
Tóxico, castanho-avermelhado 
e possui odor irritante 
𝑁𝐻3 Amônia Incolor e possui odor pungente 
𝑆𝑂2 Dióxido de enxofre Incolor e possui odor irritante 
Fonte: adaptado de Brown, et al. (2016) 
Observa-se que os elementos presentes na Erro! Fonte de referência não 
encontrada.anterior não são metálicos. Além disso, todos apresentarem fórmulas 
simples e curtas e baixa massa molar. Substâncias que são líquidos ou sólidos em 
condições normais também podem ser encontradas no estado gasoso, nesse caso, 
elas são chamadas de vapores. A substância 𝐻2𝑂, por exemplo, pode existir na forma 
de água líquida, gelo sólido ou vapor de água. 
Os gases diferem de maneira significativa dos sólidos e dos líquidos em vários 
aspectos. Por exemplo: um gás se expande espontaneamente preenchendo 
totalmente o volume do seu recipiente. Por isso, o volume de um gás é igual ao volume 
do próprio recipiente. Os gases também são altamente compressíveis; quando 
pressão é aplicada a um gás, seu volume diminui com facilidade. Sólido e líquido, por 
outro lado, não se expandem para preencher o volume dos recipientes onde eles se 
encontram e não são facilmente compressíveis. Dois ou mais gases formam uma 
mistura homogênea independentemente de suas identidades ou proporções relativas, 
e a atmosfera é umexcelente exemplo disso. Por exemplo: o vapor de água e os 
vapores de gasolina que ficam sobre os líquidos formam uma mistura gasosa 
homogênea. (ATKINS; JONES, 2006) 
8.2 Pressão 
No dia a dia, o conceito de pressão transmite a ideia de força, representando 
um empurrão que tende a mover algo em uma determinada direção. A pressão, 𝑝, é 
definida na ciência como a força, 𝐹, que atua sobre uma determinada área, 𝐴. 
𝑝 =
𝐹
𝐴
 
Gases exercem pressão sobre qualquer superfície com a qual estão em 
contato. Por exemplo, o gás em um balão inflado exerce pressão sobre a superfície 
interna do balão. A unidade SI (sistema internacional) de pressão é o pascal (Pa). 
 
50 
 
Esse nome é uma homenagem ao cientista francês Blaise Pascal (1623-1662) que 
estudou a pressão: 
 
1 𝑃𝑎 = 1 𝑁/𝑚2. 
 
Outra unidade de pressão é o bar: 
 
1 𝑏𝑎𝑟 = 105 𝑃𝑎 = 105 𝑁/𝑚2. 
 
Em termos do modelo dos gases que estamos desenvolvendo, a pressão que 
um gás exerce sobre as paredes do recipiente que o contém é o resultado das colisões 
das moléculas com a superfície do recipiente. Quanto mais forte for a colisões das 
moléculas com a superfície, maior será a força e, consequentemente, a pressão. 
Qualquer objeto na superfície da Terra é afetado inúmeras colisões de moléculas que 
atinge continuamente e exerce uma força sobre ele. Até mesmo em um dia 
aparentemente tranquilo (ATKINS; JONES, 2006). 
A pressão exercida pela atmosfera pode ser medida de várias maneiras, mais 
comumente com manômetros. Quando usamos esse aparelho para medir a pressão 
do ar em um pneu, estamos, na verdade, medindo a “pressão do manômetro”, a 
diferença entre a pressão dentro do pneu e a pressão atmosférica. 
A pressão atmosférica é medida com um barômetro, um instrumento 
inventado no século XVII por Evangelista Torricelli, que fabricou uma torre de mercúrio 
líquido, que é muito denso. Ele selou um tubo longo de vidro em um dos lados, 
encheu-o com mercúrio e o inverteu em um béquer (Erro! Fonte de referência não 
encontrada.9). A coluna de mercúrio caiu até que a pressão que ela exercia sobre a 
base se igualasse à pressão exercida pela atmosfera. Para interpretar as mediadas 
feitas com um barômetro é preciso saber como a altura da coluna depende da pressão 
atmosférica (ATKINS; JONES, 2006). 
Figura 19 - Barômetro de Torricelli 
 
 
51 
 
 
Fonte: (COSTA, 2018) 
 
Desejamos encontrar a relação entre a altura, ℎ, da coluna de mercúrio e a 
pressão atmosférica, 𝑃. Suponhamos que a área da seção transversal da coluna é 𝐴. 
O volume de mercúrio da coluna é a altura do cilindro multiplicada pela área da seção 
transversal, 𝑉 = ℎ. 𝐴 . A massa, 𝑚 , desse volume de mercúrio é proporcional a 
densidade do metal, 𝑑𝐻𝑔, pelo volume, ou 𝑚 = 𝑑𝑉 = 𝑑ℎ𝐴. A força total que esta última 
exerce sobre sua base é produto da massa pela aceleração da gravidade, 𝐹 = 𝑚. 𝑔. 
Logo, a pressão na base da coluna, a força dividida pela área, é: 
𝑝 =
𝐹
𝐴
=
𝑚𝑔
𝐴
=
𝑑ℎ𝐴𝑔
𝐴
 
 
𝑝 = 𝑑. 𝑔. ℎ 
 
Mostramos que a pressão de um gás pode ser relacionada à altura de uma 
coluna de líquidos e a sua densidade pela equação acima. A pressão é obtida em 𝑃𝑎, 
quando a densidade, a altura da coluna e o valor de 𝑔 são expressos em unidades SI 
(ATKINS; JONES, 2006). 
Exemplo: Suponha que a altura da coluna de mercúrio do barômetro é de 
760 𝑚𝑚. Qual a pressão atmosférica no SI? Dados o valor da densidade do mercúrio 
de 13546 𝑘𝑔/𝑚3 e a aceleração da gravidade de 9,806 𝑚/𝑠2: 
 
 
52 
 
 𝑝 = 𝑑𝑔ℎ = (13546 𝑘𝑔/𝑚3) × (0,760 𝑚) × (9,806 𝑚/𝑠2) 
 
𝑝 = 1,01 × 105 𝑃𝑎 
 
A aceleração da gravidade varia na superfície da Terra e depende da altitude. 
8.3 Leis dos gases 
Quatro variaveis são necessárias para definir a condição física ou o estado de 
um gás: temperatura, pressão, volume e quantidade de gás, geralmente expressa em 
quantidade de matéria (em mols). As equações que expressam as relações entre 
essas quatro variáveis são chamadas de leis dos gases. Como o volume é medido 
facilmente, as primeiras leis dos gases que serão estudadas expressam o efeito de 
uma das variáveis sobre o volume, com as duas outras variáveis sendo nantidas 
contantes. 
 
Lei de Boyle: relação entre a pressão e o volume 
Um balão meteorológico inflado solto na superfície da Terra expande à medida 
que sobe. Isso ocorre porque a pressão da atmosfera diminui conforme a altura 
aumenta. Assim, a primeira relação entre pessão e volume, podemos usar nossa 
experiência com balões para dizer que o volume do gás aumenta à medida que a 
pressão exercida sobre o gás diminui. 
O química britânico Robert Boyle (1627-1691) foi o primeiro a investigar a 
relação entre a pressão de um gás e seu volume. A lei de Boyle, que resume as 
observações experimentais do cientista afirma que o volume de uma quantidade fixxa 
de gás, manttida à temperatura constante é inversamente proporcional à pressão. 
Quando duas medidas são inversamente proporcionais, uma fica menor à medida que 
a outra aumenta. A lei de Boyle pode ser expressa matematicamente por: 
𝑉 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 ×
1
𝑃
 
 
 
53 
 
ou mais comumemnte apresentada como: 
 
𝑃𝑉 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 
 
Aplicamos a lei de Boyle toda vez que respiramos. A caixa torácica, que 
expande e contrai, e o diafragma, um músculo abaixo dos pulmões, controlam o 
volume dos pulmões. A inspuração ocorre quando a cauxa torácica se expande e 
diafragma se move para baixo. Essas duas ações aumentam o volume dos pulmões, 
diminuindo, assim, a pressão do gás no seu interior. A pressão atmosférica empurra 
o ar para dentro dos pulmões até que as pressões interna e atmosférica sejam 
igualadas. O processo de expiração é inverso – a caixa torácica se contrai e o 
diafragma se move para cima, diminuindo o volume dos pulmões. O ar é empurrado 
para fora deles pelo aumento resultante da pressão (BROWN, et al., 2016). 
O gráfico V versus p, ilustrado na 
Figura 20a, mostra a curva obtida para uma determinada quantidade de gás a 
uma temperatura fixa. Uma relação linear é obtida quando V é representado 
graficamente em função de 1/p, de acordo com a 
Figura 20b. (a) Gráfico volume versus pressão (b) volume versus inverso 
da pressão. 
 
Figura 20 – Lei de Boyle 
Fonte: próprio autor. 
 
Lei de Charles: relação entre temperatura e volume 
 
 
54 
 
A relação entre volume e a temperatura do gás, o volume aumenta quando a 
temperatura aumenta e diminui quando a temperatura diminui foi descoberta em 1787, 
pelo cientista francês Jacques Charles (1746-1823). Alguns dados típicos de 
temperatura e volume são apresentados na figura 21. 
Observe que a linha tracejada cruza o -273°C. Note também que é esperado 
que o gás tenha volume zero a essa temperatura. No entando, essa situação nunca 
pode ser presenciada porque todos os gases se liquefazem ou se solidificam antes de 
atingir essa temperatura (BROWN, et al., 2016). Para uma quantidade fixa de gás a 
uma pressão constante, o volume de gás é proporcional à temperatura. (Figura 21). 
 
Figura 21 – Lei de Charles 
 
 
 
Fonte: BROWN, LEMAY, et al (2016). 
 
Em 1848, William Thomson (1824-1907), um físico britânico cujo título era Lord 
Kelvin, propôs uma escala de temperatura absoluta, agora conhecida como escala 
Kelvin. Nessa escala, 0 K, chamado de zero absoluto é igual -273,15°C. Em termos 
de escala Kelvin, a lei de Charles afirma que: o volume de uma quantidade fixa de gás 
mantida sob pressão constante é diretamente proporcional à sua temperatura 
 
55 
 
absoluta. Assim, dobrar a temperatura absoluta faz com que o volume de gás também 
dobre. Matematicamente, a lei de Charles estabelece que: 
 
𝑉 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 × 𝑇 
 
ou 
 
𝑉
𝑇
= 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 
 
Em que o valor constante depende da pressão e da quantidade de gás. 
Lei de Avogadro: Relação entre quantidade e volume 
A relação entre a quantidade de um gás