Quimica Geral 1

Prévia do material em texto

Química Geral Aplicada 
à Biomedicina
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof. Dr. Fernando Perna
Revisão Textual:
Prof.ª Dr.ª Selma Aparecida Cesarin
Átomos, Moléculas e Íons
• Matéria;
• Teoria Atômica;
• Tabela Periódica;
• Ligações Químicas;
• Interações Intermoleculares;
• Soluções;
• Reações Químicas.
• Reconhecer e nomear os diferentes estados da matéria e os processos de mudança de 
estado. Identifi car as principais propriedades da matéria e de cada estado;
• Conhecer o modelo atômico atual;
• Conhecer a Tabela Periódica e a sua estrutura. Conhecer as propriedades periódicas dos 
elementos químicos e prever a sua variação;
• Conhecer a Regra do Octeto e suas limitações. Ser capaz de escrever estruturas de Lewis 
para diferentes substâncias. Prever a ocorrência de ligações iônicas e covalentes. Reco-
nhecer as características dos compostos iônicos e covalentes;
• Reconhecer as diferentes formas de interações moleculares e os fatores que determinam 
as suas ocorrências;
• Conhecer as características gerais de uma solução. Compreender os fatores que afetam a 
solubilidade. Ser capaz de classifi car as soluções segundo diferentes critérios. Compreen-
der os fundamentos que governam o processo de solubilização de um sólido;
• Conhecer os fatores que afetam a velocidade das reações químicas. Compreender a natureza 
do estado de transição. Compreender a natureza da energia de ativação e a infl uência sobre 
a velocidade de uma reação. Compreender as naturezas da entalpia e da entropia de reação 
e os seus papéis na determinação da espontaneidade de uma reação química.
OBJETIVOS DE APRENDIZADO
Átomos, Moléculas e Íons
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas: 
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos 
e sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você tam-
bém encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão sua 
interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e de 
aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Matéria
De forma abrangente, Matéria é definida como tudo o que tem massa e ocupa 
lugar no espaço.
Existem exemplos que não se encaixam na definição de matéria, como luz e calor.
Ex
pl
or
Denomina-se corpo toda porção limitada de matéria. Se esse corpo se presta a 
alguma utilidade, é denominado objeto.
Estados físicos
A matéria pode se apresentar em diferentes estados de agregação, denominados 
estados físicos. 
Os estados físicos usuais são:
• Sólido: as partículas apresentam-se muito próximas entre si, com elevado grau 
de organização; possui forma e volume constantes;
• Líquido: as partículas apresentam-se afastadas entre si, com um menor nível 
de organização (menor união e maior agitação); apresenta forma variável e 
volume constante;
• Gás: as partículas estão muito afastadas entre si, sem nenhuma organização e 
com forte movimentação; apresenta forma e volume variáveis:
Figura 1 – Estados da matéria: sólido (esquerda), líquido (centro) e gasoso (direita). 
Em cada um deles, as partículas apresentam diferentes estados de agregação
Fonte: Adaptado de Getty Images
O plasma é chamado de quarto estado físico da matéria. Ocorre quando um gás está a tem-
peraturas tão elevadas que perde elétrons, ionizando-se. A fonte natural de plasma mais 
próxima é o Sol. Acredita-se que quase toda a matéria do Universo se apresenta na forma 
de plasma.
Ex
pl
or
8
9
Figura 2 – Superfície do Sol, formado por plasma
Fonte: Wikimedia Commons
Mudanças de estado
As substâncias podem mudar de estado físico, o que, normalmente, ocorre com 
variações de temperatura (Figura 3).
Sólido Líquido
Aquecimento
Deposição
Fusão
Solidi	cação
Ebulição
Condensação
Sublimação
Sólid
Figura 3 – Processos de mudança de estado da matéria
Fonte: Adaptado de Getty Images
9
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Figura 4 – Sublimação do dióxido de carbono (CO2)
Fonte: Getty Images
Observações:
• A fusão também é chamada de liquefação;
• A solidificação também é chamada de congelamento;
• A ebulição também é chamada de vaporização;
• O processo de deposição é chamada de sublimação ou ressublimação.
A não ser que ocorra decomposição térmica, as mudanças de estado são rever-
síveis. As temperaturas em que essas mudanças ocorrem são nomeadas de acordo 
com o tipo de mudança: a temperatura em que a fusão ocorre é chamada de Ponto 
de Fusão (PF) e a temperatura em que ocorre a ebulição é o Ponto de Ebulição (PE).
Os processos de mudança de estado são influenciados por variações de pressão.
O ponto de ebulição é muito sensível à pressão ambiente (Tabela 1), mas o ponto 
de fusão quase não é afetado (Tabela 2).
Tabela 1 – Influência da pressão sobre o ponto de ebulição da água
P (bar) PE (°C)
0,60 85,95
0,80 93,51
1,00 99,63
1,013* 100,00
1,20 104,81
1,40 109,32
1,60 113,33
Fonte: Handbook CRC of Chemistry and Physics, 2002
*Equivalente à pressão de 1atm; 1bar = 0,987atm
10
11
Tabela 2 – Infl uência da pressão sobre o ponto de fusão da água
P (MPa) PF (°C)
0,1* 0,00
1 – 0,06
2 – 0,14
3 – 0,21
4 – 0,29
5 – 0,36
Fonte: Handbook CRC of Chemistry and Physics on CD-ROM, CRC Press, 2002
* Equivalente à pressão de 1atm; 1MPa = 9,87atm
As temperaturas de mudanças de estado de substâncias puras são fixas e bem 
definidas, podendo ser usadas como meio de identificar tanto a natureza quanto a 
pureza de uma amostra.
Propriedades
Toda a matéria, independentemente dos elementos químicos que a formam, 
apresenta as seguintes propriedades:
• Descontinuidade: a matéria é descontínua, ou seja, existem espaços vazios 
entre as partículas que a constituem, por mais compacta que esteja;
• Impenetrabilidade: dois corpos não podem ocupar o mesmo lugar no espaço 
ao mesmo tempo;
• Inércia: na ausência de forças externas, um corpo mantém seu estado de re-
pouso ou de movimento inalterados;
• Divisibilidade: capacidade da matéria de ser dividida em porções menores;
• Elasticidade: a matéria no estado sólido pode retornar às suas dimensões ori-
ginais após a remoção de uma força que atua sobre ela;
• Compressibilidade: a matéria no estado gasoso pode reduzir seu volume 
quando submetida a pressões;
• Tenacidade: resistência de sólidos a choques mecânicos (impacto);
• Dureza: resistência de sólidos a riscos.
Teoria Atômica
Primórdios
As primeiras discussões sobre a estrutura da matéria surgiram na antiga Grécia, 
baseadas apenas em considerações filosóficas. 
11
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
No séculoV a.C., Leucipo e Demócrito sugeriram que o mundo material era 
constituído por pequenas partículas invisíveis denominadas átomo (a = não e tomo 
= parte, ou seja, indivisível), enquanto Empédocles propôs que a matéria era com-
posta por uma mistura de quatro elementos: ar, água, terra e fogo. 
No século seguinte, Aristóteles afirmou que as substâncias resultavam da com-
binação de duas das quatro qualidades fundamentais: quente, frio, úmido e seco. 
A combinação dos quatro elementos fundamentais em diferentes proporções pro-
duzia todas as substâncias conhecidas.
Figura 5 – Ilustração do século XV mostrando os quatro 
elementos de Aristóteles e suas qualidades fundamentais
Fonte: Wikimedia Commons
Séculos se passariam antes que surgissem novos modelos sobre a estrutura 
da matéria.
Em 1808, o professor de Ciências inglês John Dalton propôs a primeira Teoria 
Atômica, com alguma base científica, fundamentada em estudos próprios e nas 
Leis de Lavoisier e de Proust.
A Teoria dele afirmava que a matéria era constituída por pequenas partícu-
las fundamentais denominadas átomos, que seriam pequenas esferas permanen-
tes, imutáveis, maciças e indivisíveis, que não podem ser criadas nem destruídas. 
Por suas características, o Modelo de Dalton ficou conhecido como Modelo da Bola 
de Bilhar.
12
13
O Modelo do Átomo proposto por Dalton é o primeiro elaborado em bases científicas, pois as 
conclusões dele foram obtidas por meio da experimentação e da análise dos resultados de 
maneira empírica. 
Ex
pl
or
Em 1897, após descobrir o elétron, que evidenciava a natureza elétrica da maté-
ria, o físico inglês Joseph John Thomson propôs que o átomo seria composto por 
uma esfera de carga positiva cravejada de elétrons, de carga negativa. Esse modelo 
foi apelidado de “pudim de passas”.
O próximo avanço ocorreu em 1911, quando o físico neozelandês Ernest 
Rutherford descobriu que o átomo possui um núcleo muito pequeno com carga 
positiva e que concentra a maior parte da sua massa.
Esse núcleo diminuto seria circundado por elétrons, responsáveis pelo volume 
do átomo. O modelo ficou conhecido como Modelo Planetário, devido à sua seme-
lhança com o Sistema Solar.
O tamanho de um átomo é da ordem de 10–8m. Em média, o diâmetro de um átomo é de
10 mil a 100 mil vezes maior que o diâmetro do núcleo. Para se ter uma ideia dessas di-
mensões, isso equivale a dizer que, se o núcleo do átomo fosse do tamanho de uma bola de 
futebol, com 70cm de diâmetro, em média, o diâmetro do átomo seria 7km.
Ex
pl
or
Contudo, o modelo de Rutherford tinha uma grande falha intrínseca. Devido 
ao seu movimento circular, as Leis da Física estabelecem que os elétrons deveriam 
perder energia na forma de radiação eletromagnética, precipitando-se em direção 
ao núcleo e aniquilando o átomo.
Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr aperfeiçoou o modelo atômico de 
Rutherford, acrescentando conceitos da então nascente Mecânica Quântica. 
O modelo de Bohr é essencialmente igual ao de Rutherford, com a diferença de 
estabelecer que os elétrons não perdem energia ao circularem o núcleo e que essa 
energia é quantizada, assumindo valores fixos e específicos em função da órbita dos 
elétrons. Também afirma que os elétrons podem saltar de uma órbita para outra. 
Para isso, devem perder ou ganhar a diferença exata de energia entre as órbitas.
As diferentes estruturas atômicas propostas pelos modelos de Dalton a Bohr são 
apresentadas na Figura 6, a seguir:
Figura 6 – Representação dos diferentes modelos atômicos.
Da esquerda para a direita: modelos de Dalton, de Thomson, de Rutherford e de Bohr
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
13
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
O modelo de Bohr explica com grande precisão as linhas espectrais do átomo de 
hidrogênio, mas falha com relação às intensidades relativas dessas linhas espectrais, 
e não se aplica a outros átomos:
Linhas do espectro visível de emissão do átomo de hidrogênio na região do visível, resultado 
de transições eletrônicas entre as camadas (níveis de energia): http://bit.ly/2Mjqptb Ex
pl
or
Modelo Atômico Moderno – Modelo da Nuvem Eletrônica
A evolução da Mecânica Quântica levou a conceitos que afrontam diretamente o 
Modelo Atômico de Bohr, como a dualidade onda-partícula e o Princípio da Incer-
teza, que vieram a se somar aos problemas que a Teoria já exibia. 
Dessa forma, o Modelo Atômico de Bohr deveria ser reformulado.
Formulado em 1924, pelo físico francês Louis de Broglie, o conceito da dualidade onda-
-partícula consiste na capacidade de partículas subatômicas se comportarem tanto como 
partículas quanto como ondas.
Em 1927, o físico austríaco Werner Heisenberg enunciou o Princípio da Incerteza, estabele-
cendo que existe um limite para a precisão com que se podem conhecer, simultaneamente, 
alguns pares de propriedades físicas, como a posição e a velocidade de uma partícula.
Ex
pl
or
O Modelo para a estrutura do átomo em vigor, hoje em dia, denominado Modelo 
da Nuvem Eletrônica, data de 1926, e incorpora conceitos da Mecânica Quântica. 
Nesse Modelo, o átomo é composto por uma pequena região central (o núcleo, 
como estabelecido por Rutherford) e, a seu redor, existe uma grande região chama-
da de nuvem eletrônica, onde estão os elétrons (Figura 7).
Figura 7 – Modelo da Nuvem Eletrônica
Fonte: quimica.seed.pr.gov.br
O Modelo mantém características das Teorias anteriores, que se demonstraram 
corretas, incorporando novos aspectos:
• O átomo é formado por um núcleo maciço muito pequeno e com carga elé-
trica positiva;
14
15
• Os elétrons comportam-se como ondas, vibrando ao redor do núcleo para 
formar uma nuvem eletrônica; são descritos matematicamente por uma função 
de onda;
• Os elétrons possuem energia quantizada;
• Não é possível determinar a posição de um elétron com exatidão, definindo-se 
a probabilidade de encontrá-lo em determinado momento numa determinada 
posição. O conjunto dessas posições possíveis, que são as soluções das diferen-
tes equações de onda, constitui a nuvem eletrônica;
• A densidade da nuvem eletrônica aumenta em direção ao núcleo;
• Os elétrons se organizam em camadas, correspondentes aos níveis de energia 
quantizados, designados pelo número n da camada (de 1 a 7);
• Os elétrons de uma camada possuem energias diferentes: cada camada é for-
mada por subcamadas com energias específicas;
• As subcamadas desdobram-se em subníveis denominados orbitais;
• Os elétrons possuem um movimento de rotação ao redor dos seus eixos deno-
minado spin. Quando dois elétrons estão no mesmo orbital, seus spins devem 
ser obrigatoriamente opostos:
Figura 8 – Rotação dos elétrons (spin) ao redor dos seus eixos
Fonte: Adaptado de quantum-field-theory.net
O Modelo moderno do átomo descreve as posições dos elétrons em termos de 
probabilidades. Teoricamente, um elétron pode se encontrar a qualquer distância 
do núcleo, mas, dependendo da sua energia, localiza-se, mais frequentemente, em 
certas regiões do que outras.
Esse padrão é referido como o seu orbital atômico1.
1 Formalmente, o orbital é definido como a região do espaço de maior probabilidade de se encontrar um elétron.
15
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Os orbitais são denominados s, p, d e f e a quantidade de cada orbital depende 
da sua natureza.
Existem:
• 1 orbital s;
• 3 orbitais p;
• 5 orbitais d;
• 7 orbitais f.
Figura 9 – Formatos dos orbitais atômicos s e p. As cores representam os sinais 
positivo e negativo das expressões matemáticas que descrevem os orbitais (funções de onda)
Fonte: Adaptado de opentextbc.ca
Como cada orbital comporta o máximo de 2 elétrons, cada subnível comportará:
• Subnível s: 2 elétrons;
• Subnível p: 6 elétrons;
• Subnível d: 10 elétrons;
• Subnível f: 14 elétrons.
O núcleo atômico
Os estudos de Rutherford mostraram que o átomo possui um núcleo com carga 
positiva. Contudo, a sua composição só foi determinada anos depois.
Rutherford verificou que íons de átomos de hidrogênio apresentavam a menor 
carga elétricapositiva possível. Concluiu que o núcleo do hidrogênio deveria ser 
formado por uma partícula elementar que chamou de próton (1917).
A denominação do próton deriva do nome do cientista inglês William Prout que, em 1815, suge-
riu que a massa atômica de cada elemento fosse um múltiplo inteiro da massa do hidrogênio.Ex
pl
or
16
17
A existência do nêutron foi teorizada por Rutherford, em 1920, como uma for-
ma de explicar a existência de isótopos e o fato de os núcleos atômicos apresenta-
rem uma massa maior que a esperada,
Para não afetar a carga do núcleo, essa partícula deveria ser eletricamente neu-
tra (daí o seu nome). 
A existência do nêutron foi verificada em 1932, pelo físico inglês James Chadwick, 
ao estudar as reações nucleares.
Características gerais do átomo
O átomo é composto por três partículas fundamentais (Tabela 3):
Tabela 3 – Composição geral do átomo
Partícula Massa Relativa Carga relativa Localização
Próton 1 + 1 Núcleo
Nêutron 1 0 Núcleo
Elétron Desprezível – 1 Nuvem eletrônica
Importante!
O nêutron é levemente maior que o próton, com uma massa 1,38% maior.
Você Sabia?
Para que um átomo seja neutro, é preciso que o número de cargas negativas 
(elétrons) seja igual ao número de cargas positivas (prótons). 
A variação no número de elétrons produz cátions (íons positivos) e ânions 
(íons negativos).
Tabela Periódica
Primeiras formas de classificação
A finalidade de ordenar os elementos em uma Tabela é facilitar a classificação, a 
organização e o agrupamento dos elementos químicos conforme suas propriedades. 
Isso permite observar semelhanças e tendências nos seus comportamentos.
O desenvolvimento do Modelo atual envolveu o trabalho de muitos cientistas, 
que criaram diferentes formas de organização dos elementos então conhecidos.
Uma das primeiras formas de classificação dos elementos químicos foi fei-
ta em 1789, pelo químico francês Antoine Laurent de Lavoisier, no livro Traité 
Élémentaire de Chimie, em que listou os 33 elementos químicos assim definidos 
17
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
por ele, classificando-os em gases, não metais, metais e terrosos. Contudo, ele 
também incluiu luz e calor, que acreditava serem substâncias materiais, mas não 
elementos (Figura 10).
Figura 10 – Página do livro Traité Élémentaire de Chimie, de Lavoisier, 
mostrando as diferentes classes de elementos idealizadas por ele
Fonte: Wikimedia Commons
18
19
Johann W. Döbereiner foi um dos primeiros a observar algum tipo de ordem 
para organizar os elementos químicos. 
Como no início do século XIX, valores aproximados de massa atômica para al-
guns elementos haviam sido estabelecidos, ele sugeriu, em 1829, uma organização 
baseada em tríades, ou seja, os elementos eram agrupados em trios, de acordo com 
semelhanças nas suas propriedades (Tabela 4).
Tabela 4 – Tríades de Döbereiner
lítio cálcio enxofre cloro
sódio estrôncio selênio bromo
potássio bário telúrio iodo
Desse modelo, resultava que a massa atômica do elemento central era apro-
ximadamente a média das massas dos outros dois elementos. Entretanto, muitos 
elementos não se encaixavam nessa forma de organização.
Em 1862, o geólogo francês Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois organi-
zou os elementos químicos por ordem crescente de massa atômica, resultando em 
um sistema que ficou conhecido como Hélice Telúrica2 (Figura 11).
De Chancourtois percebeu que elementos com propriedades semelhantes se 
localizavam a intervalos regulares, sendo a primeira pessoa a observar o fenômeno 
da periodicidade.
Figura 11 – Hélice Telúrica publicada em 1862, por de Chancourtois
Fonte: Wikimedia Commons
2 O Sistema de Organização dos elementos de Chancourtois recebeu o nome de Hélice Telúrica devido ao arranjo 
em espiral dos elementos e porque o telúrio ocupava o centro do cilindro.
19
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Em 1864, o químico inglês John Alexander Reina Newlands observou que o 
ordenamento dos elementos em ordem crescente de massa atômica fazia com que 
suas propriedades se repetissem a cada oito elementos, estabelecendo uma relação 
periódica que ficou conhecida como Lei das Oitavas (Figura 12). Contudo, o mode-
lo de Newlands era restrito, pois a sua Lei se aplicava apenas até o cálcio.
Figura 12 – Lei das Oitavas – As propriedades físicas 
repetem-se em intervalos de oito elementos
Fonte: Wikimedia Commons
Baseando-se, principalmente, nas propriedades físicas dos elementos, em 1865, 
o químico alemão Julius Lothar Meyer fez uma nova distribuição dos elementos 
segundo as massas atômicas (Figura 13).
Ele observou que a diferença das massas era constante entre elementos consecu-
tivos, concluindo a existência de uma relação entre massa atômica e propriedades 
de um grupo.
Os estudos de Meyer comprovaram a existência da periodicidade, ou seja, a 
ocorrência de propriedades semelhantes em intervalos regulares.
Figura 13 – Tabela publicada por Meyer, em 1869, na Revista Annalen der 
Chemie und Pharmacie, com os elementos ordenados pela massa atômica
Fonte: MEYER, 1869
20
21
A Tabela de Mendeleev
A Tabela Periódica mais completa foi elaborada em 1869, pelo químico russo 
Dmitri Ivanovich Mendeleev, que ordenou os elementos em função das suas mas-
sas atômicas.
Ele organizou um Quadro em que os 63 elementos químicos então conhecidos 
eram dispostos em colunas de acordo com semelhanças nas suas propriedades, 
deixando espaços vazios para os elementos desconhecidos que ele acreditava que 
ainda seriam descobertos (Figura 14).
Figura 14 – Tabela Periódica publicada por Mendeleev, em 1871, na Revista Annalen der Chemie und Pharmacie, 
com os elementos ordenados pela massa atômica. Havia lacunas para acomodar elementos ainda desconhecidos 
(em vermelho) e questionamentos quanto aos valores das massas atômicas de alguns elementos (em laranja)
Fonte: Wikimedia Commons
Para acomodar melhor alguns elementos às tendências nas propriedades, Mendeleev 
questionou os valores das suas massas atômicas. Ousadamente, foram deixados espa-
ços vazios na Tabela, para os elementos que ainda não eram conhecidos. 
A partir de sua Tabela, Mendeleev descreveu, com diferentes graus de detalha-
mento, algumas informações dos elementos faltantes. Por exemplo, para o eka-
-silício3 e o germânio, têm-se os seguintes dados (Tabela 5):
Tabela 5 – Propriedades previstas por Mendeleev para o eka-silício (Es) e observadas para o germânio (Ge)
Propriedade
Previsões para o
eka-silício (1871)
Germânio
(desc. 1886)
Massa atômica (u) 72 72,32
Densidade (g/cm3) 5,5 5,47
Valência* 4 4
Calor específico (cal/g.°c) 0,073 0,076
Volume atômico (cm3) 13 13,22
3 Mendeleev nomeou os elementos por ele previstos usando os prefixos eka-, dvi- e tri-, baseados nos nomes em 
sânscrito dos algarismos 1, 2 e 3, usados dependendo se o elemento estaria a uma, duas ou três posições abaixo 
do elemento conhecido do mesmo grupo em sua Tabela. Assim, a lacuna logo abaixo do silício seria ocupada pelo 
eka-silício.
21
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Propriedade
Previsões para o 
eka-silício (1871)
Germânio 
(desc. 1886)
Cor Cinza escuro Branco-acinzentado
Fórmula do óxido* Eso2 Geo2
Densidade do óxido (g/cm3) 4,7 4,703
Fórmula do cloreto* Escl4 Gecl4
Ponto de ebulição do cloreto (°C) 100 86
Densidade do cloreto (g/cm3) 1,9 1,887
Fonte: adaptado de SCERRI, 2007
* Deduzido a partir da Tabela apresentada na referência.
O trabalho de Mendeleev foi o mais completo realizado até então, pois organizou 
os elementos conforme suas propriedades, reuniu um grande número de informa-
ções de maneira simples, questionou valores de massas atômicas e constatou que 
novos elementos seriam descobertos, deixando espaços para inseri-los na Tabela. 
É importante lembrar que, à época, não se sabia nada sobre a estrutura dos 
átomos (o modelo atômico em vigor era o das esferas maciças de Dalton), mas a 
organização proposta por Mendeleev originou inúmeras investigações para justificar 
a periodicidade dos elementos e constituiu a base da atualTabela Periódica.
Em 1914, começando com estudos de emissão de raios-X, o físico inglês Henry 
Gwyn Jeffreys Moseley estabeleceu o conceito de número atômico. 
A partir de seus experimentos, ele atribuiu números inteiros a cada elemento e, 
posteriormente, foi constatada a correspondência ao número de prótons no núcleo 
do átomo (número atômico). 
Moseley reorganizou a Tabela proposta por Mendeleev de acordo com os nú-
meros atômicos, eliminando algumas falhas da Tabela anterior e estabelecendo o 
conceito de periodicidade.
Na segunda metade do século XIX, William Ramsay descobriu os elementos 
neônio, argônio, criptônio e xenônio.
Devido às semelhanças nas suas propriedades, esses elementos foram agrupa-
dos com hélio e radônio, formando uma nova família na Tabela Periódica.
Na década de 1940, durante o Projeto Manhattan, que desenvolveu a bomba 
atômica, o químico norte-americano Glenn Theodore Seaborg esteve envolvido na 
síntese de novos elementos químicos.
A análise das propriedades desses elementos levou-o a propor, em 1944, uma 
reconfiguração da Tabela Periódica, com a criação da nova série dos actinídeos, 
localizada abaixo da série dos lantanídeos.
22
23
A última modificação feita na Tabela Periódica ocorreu em 2016, quando foram oficializados 
os nomes de novos elementos químicos: nihônio (Z = 113), moscóvio (Z = 115), tenessino
(Z = 117) e oganessônio (Z = 118). 
Ex
pl
or
Tabela Periódica atual
Uma resolução das Nações Unidas e da UNESCO estabeleceu 2019 como o Ano Internacional 
da Tabela Periódica dos Elementos Químicos, em reconhecimento aos 150 da publicação da 
Tabela Periódica de Mendeleev.
Ex
pl
or
A Tabela Periódica reúne todos os 118 elementos químicos conhecidos organi-
zados em ordem crescente de números atômicos (número de prótons, símbolo Z). 
Deles, 92 ocorrem naturalmente (sendo 24 essenciais para a vida) e 26 são artificiais.
A partir do polônio (Z = 84), todos os elementos são radioativos, e a partir do 
netúnio (Z = 93), todos são artificiais, chamados de transurânicos.
Em condições ambiente (25°C e 1atm), a grande maioria dos elementos é sólida, 
dois são líquidos (mercúrio e bromo) e outros são gases (hidrogênio, nitrogênio, oxi-
gênio, flúor, cloro e os gases nobres); o estado físico de alguns elementos artificiais, 
de elevada instabilidade, não é conhecido.
O espaço reservado a cada elemento na Tabela contém as informações relevan-
tes (Figura 15):
6
carbono
12,011
Número Atômico
Nome
Símbolo
Massa Atômica
Figura 15 – Informações básicas de um elemento na Tabela Periódica
As informações de cada elemento variam de uma Tabela para outra, mas os 
dados básicos são os mostrados na figura acima.
A Tabela Periódica é dividida em:
• Famílias ou grupos: numeradas de 1 a 18, é cada uma das colunas da Tabela. 
Reúnem elementos com o mesmo número de elétrons de valência e proprie-
dades semelhantes;
23
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
• Períodos: correspondem às 7 linhas da Tabela. Contêm elementos com os 
mesmos números de camadas eletrônicas.
Figura 16 – Organização da Tabela Periódica em famílias e períodos
Fonte: Acervo do Conteudista
Na designação antiga, ainda muito usada, as famílias 1, 2 e de 13 a 18 são nu-
meradas sequencialmente e seguidas pela letra A (elementos representativos). 
Da mesma forma é feito para as demais famílias (3 a 12, sendo que as famílias 8, 9 
e 10 recebem a mesma numeração), que são seguidas pela letra B (metais de transição).
As famílias dos elementos representativos recebem denominações próprias:
• Grupo 1 ou família 1A: metais alcalinos;
• Grupo 2 ou família 2A: metais alcalino-terrosos;
• Grupo 13 ou família 3A: grupo do boro;
• Grupo 14 ou família 4A: grupo do carbono;
• Grupo 15 ou família 5A: grupo do nitrogênio ou pnictogênios (pouco usado);
• Grupo 16 ou família 6A: grupo do oxigênio ou calcogênios;
• Grupo 17 ou família 7A: halogênios;
• Grupo 18 ou família 8A ou zero: gases nobres.
Os metais de transição possuem uma subdivisão correspondente aos dois grupos 
com 15 elementos cada: os lantanídeos e actinídeos, chamados coletivamente de 
metais de transição interna.
24
25
Figura 17 – Grupos constituintes da Tabela Periódica
Fonte: Acervo do Conteudista
Os elementos químicos são classificados em função das suas propriedades físicas 
e químicas (Figura 18).
Figura 18 – Tabela Periódica moderna
Fonte: Acervo do Conteudista
Legenda:
 Metais; Não metais; Indefinido; Metaloides ou semimetais;
 Gases nobres
À exceção do mercúrio, os metais são sólidos nas condições ambiente. Carac-
terizam-se por serem bons condutores de calor e de eletricidade; são brilhantes, 
maleáveis e dúcteis.
25
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Figura 19 – Exemplos de metais. A partir da esquerda: manganês, cobre e mercúrio
Fontes: Adaptado de Wikimedia
Os não metais podem se apresentar nos três estados físicos, são maus conduto-
res de eletricidade (à exceção do carbono no grafite) e de calor, os sólidos são opa-
cos (exceto o iodo), quebradiços e têm durezas muito variadas. Muitos se encontram 
em todos os seres vivos.
Figura 20 – Exemplos de não metais. A partir da esquerda: enxofre, cloro e bromo
Fontes: Adaptado de Wikimedia
Os não metais incluem os gases nobres. Esse grupo é assim nomeado por ser 
formado apenas por elementos gasosos que têm grande inércia química.
Até o início da década de 1960, não se conhecia nenhuma substância em que 
um átomo de gás nobre se ligasse quimicamente a outro átomo.
Importante!
O primeiro composto contendo um átomo de gás nobre, obtido em 1962, foi o XePtF6 
(formado por uma mistura de XeFPtF5 e XeFPt2F11).
Você Sabia?
Os metaloides são sólidos com propriedades intermediárias às propriedades dos 
metais de dos não metais. Têm aspecto brilhante, mas não quebradiço, e são con-
dutores medianos de eletricidade.
Figura 21 – Exemplos de metaloides. A partir da esquerda: silício, germânio e antimônio
Fontes: Adaptado de Wikimedia
26
27
Propriedades periódicas
Os elementos químicos estão dispostos na Tabela Periódica em ordem crescente 
de número atômico. 
A partir desse arranjo, nota-se que muitas das suas propriedades químicas e fí-
sicas variam de forma periódica, ou seja, variam em intervalos regulares (assumem 
valores crescentes ou decrescentes) em cada período, à medida que o número atô-
mico aumenta. Propriedades que apresentam esse comportamento são chamadas 
de propriedades periódicas.
As principais propriedades periódicas são: raio atômico, afinidade eletrônica, 
energia de ionização e eletronegatividade.
Algumas propriedades físicas, como densidade e pontos de fusão e de ebulição, 
também apresentam variações com caráter periódico, porém de forma mais errática.
Existem propriedades, chamadas de propriedades aperiódicas, cujos valores aumentam ou 
diminuem continuamente com o aumento do número atômico. Os principais exemplos des-
se comportamento são massa atômica, índice de refração, dureza (aumentam com número 
atômico) e calor específico (diminui com número atômico). 
Ex
pl
or
Raio atômico
O raio atômico corresponde a uma medida do tamanho do átomo; geralmente, 
a distância média ou típica do centro do núcleo até o limite da nuvem eletrônica. 
Como os átomos não têm um tamanho bem definido, normalmente, serão adota-
dos valores aproximados derivados de medidas de distâncias interatômicas.
Na Tabela Periódica, os valores dos raios atômicos aumentam de cima para bai-
xo na família, e da direita para a esquerda no período.
Figura 22 – Variação do raio atômico na Tabela Periódica
Fonte: Acervo do Conteudista
27
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Energia de ionização
Energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo 
neutro no estado fundamental (não excitado) no estado gasoso; com a perda desse 
elétron, forma-se um cátion:
X(g) + energia → X
+
(g) + e
–
A primeira energia de ionização é a quantidade de energia requerida para 
retirar o primeiro elétron, que é menor que a segunda energia de ionização,e 
assim sucessivamente.
Na Tabela Periódica, os valores de energia de ionização aumentam de baixo para 
cima na família, e da esquerda para a direita no período:
Figura 23 – Variação da 1ª energia de ionização na Tabela Periódica
Fonte: Acervo do Conteudista
Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica mede a energia envolvida quando um átomo, no estado 
fundamental e no estado gasoso, recebe um elétron:
X(g) + e– → X
–
(g) + energia 
X(g) + e
– + energia → X–(g)
Existem átomos em que o ganho de um elétron resulta na liberação de energia; 
em outros casos, esse processo requer o fornecimento de energia para que aconte-
ça. Por terem a camada de valência completa, gases nobres não são considerados.
Não são conhecidos os valores de afinidade eletrônica de todos os elementos. 
Os valores disponíveis mostram um comportamento um tanto errático da afinidade 
pela Tabela Periódica, mas é possível observar uma tendência geral: cresce de baixo 
para cima na família e da esquerda para a direita no período:
28
29
Figura 24 – Variação da afi nidade eletrônica na Tabela Periódica (não defi nida para gases nobres)
Fonte: Acervo do Conteudista
Eletronegatividade
A eletronegatividade é definida como a tendência de um átomo a atrair para si 
os elétrons quando em uma ligação covalente. Assim, não pode ser obtida para um 
átomo isolado.
Como a maioria dos átomos de gases nobres não realiza ligações químicas, não 
são considerados na análise dessa propriedade.
A eletronegatividade não pode ser medida diretamente, sendo calculada a partir de outras 
propriedades atômicas ou moleculares. Os valores obtidos são adimensionaisEx
pl
or
Na Tabela Periódica, a eletronegatividade aumenta de baixo para cima na família 
e da esquerda para a direita no período:
Figura 25 – Variação da eletronegatividade na Tabela Periódica (não defi nida para gases nobres)
Fonte: Acervo do Conteudista
29
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Ligações Químicas
Os átomos da maioria dos elementos químicos não aparecem isolados na Natu-
reza, mas tendem a se ligar uns aos outros, formando substâncias diversas.
Algumas das primeiras Teorias sobre como os átomos se unem foram apre-
sentadas pelo químico sueco Torbern Olof Bergman, e mais tarde pelo químico 
francês Marcellin Pierre Eugène Berthelot, baseadas na atração gravitacional entre 
os átomos.
Hoje, sabe-se que os átomos se ligam em busca de estabilidade química.
Os átomos são mantidos unidos por ligações químicas. Toda ligação envolve o 
movimento de elétrons da camada mais externa dos átomos – camada de valência, 
podendo ocorrer à doação ou ao compartilhamento de elétrons.
No primeiro caso, tem-se uma ligação iônica; no segundo, uma ligação cova-
lente. Essas ligações são tão fortes que, na maioria dos casos, os átomos permane-
cem unidos se não sofrerem nenhuma influência externa.
Existe um terceiro tipo de ligação, que ocorre entre os átomos de um metal, denominada 
ligação metálica. Nela, os elétrons distribuem-se sobre núcleos positivos de átomos me-
tálicos, formando uma nuvem eletrônica sobre toda estrutura, que é a responsável pelas 
propriedades metálicas da substância, como brilho e condutividade elétrica. 
Ex
pl
or
Regra do Octeto
Os únicos elementos químicos cujos átomos existem isolados na Natureza de 
forma estável são os gases nobres; os demais elementos sempre se apresentam 
ligados uns aos outros.
Gases nobres têm em comum o fato de terem a última camada eletrônica com-
pleta: o hélio tem dois elétrons (possui apenas uma camada) e os demais elementos 
têm oito elétrons.
Em 1916, o físico-químico norte-americano Gilbert Newton Lewis e o físico 
alemão Walther Ludwig Julius Kossel afirmaram que os átomos se ligam de modo 
a ficarem com a última camada completa, estabilizando-se.
Os átomos realizam ligações químicas de modo a perder, ganhar ou comparti-
lhar elétrons da camada de valência até atingirem a configuração de um gás nobre. 
Essa Teoria é chamada de Regra do Octeto: “Em uma ligação química, um 
átomo torna-se estável quando possui oito elétrons na sua camada de valência no 
estado fundamental”.
30
31
Exceções à Regra do Octeto
Diferentemente do que possa parecer, a Regra do Octeto não é uma Lei rígida 
da Natureza, tratando-se apenas de uma generalização que é útil na maioria das 
vezes, mas que tem diversas exceções. 
Em alguns casos, há átomos que nunca seguem a Regra do Octeto; em outros, 
são átomos que normalmente seguem a Regra do Octeto, mas também formam 
compostos em que ela é quebrada:
• Contração do Octeto: átomos que se estabilizam com menos de 8 elétrons:
 » Hidrogênio e lítio: completam a camada de valência com 2 elétrons (hf, libr);
 » Berílio: estabiliza-se com 4 elétrons de valência (becl2);
 » Boro: estabiliza-se com 6 elétrons de valência (bf3);
• Expansão do octeto: átomos que se estabilizam com mais de 8 elétrons:
 » Fósforo: estabiliza-se com 10 elétrons de valência (pcl5);
 » Enxofre e xenônio: estabilizam-se com 10 elétrons de valência (sf4, xef2) ou 
com 12 elétrons de valência (so3, xef4);
• Número ímpar de elétrons: átomos que possuem elétrons desemparelhados, 
formando radicais livres (NO2, HOO•).
Usa-se um “•” para representar o elétron desemparelhado em radicais livres, como em HOO•.
Ex
pl
or
Estruturas de Lewis
Em 1916, Lewis propôs uma maneira de representar os elétrons envolvidos em 
uma ligação química, conhecida como estrutura de Lewis.
Caracteriza-se por exibir os elétrons valência de cada átomo e a formação dos 
pares eletrônicos, responsáveis pelo estabelecimento de uma ligação química. Pode 
ser usada para mostrar a formação de ligações iônicas e, muito mais frequentemen-
te, de ligações covalentes.
Nessa notação, os elétrons de valência são representados por pontos localizados 
ao redor do símbolo elemento químico. Para os elementos representativos, o núme-
ro de elétrons de valência é o mesmo da família à qual pertencem.
A definição se os elétrons de valência estão ou não emparelhados é obtida 
realizando a distribuição eletrônica nos orbitais, de acordo com o diagrama de 
Linus Pauling.
31
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Por exemplo, para o átomo de nitrogênio, tem-se:
2 2 3
Elétrons de valência
1 1 1 1 17N:1 2 2 7N: 
1 2 2
s s p
s s p
¯ ¯
Þ

A distribuição eletrônica mostra que a camada de valência do nitrogênio possui 
cinco elétrons: dois emparelhados e três não emparelhados. Disso resulta a estru-
tura N× ×

.
A Figura 26, a seguir, mostra a representação de Lewis para alguns átomos de 
não metais:
Figura 26 – Estruturas de Lewis para alguns átomos, que 
podem exibir tanto elétrons isolados quanto emparelhados
Fonte: Acervo do Conteudista
Na fórmula de Lewis, cada par de elétrons compartilhados entre dois átomos 
representa uma ligação química covalente. 
Usam-se traços para representar cada par de elétrons compartilhados que forma 
uma ligação covalente: uma ligação simples é representada por “−“, uma ligação 
dupla, por “=”, e uma ligação tripla, por “≡”. 
Por exemplo, para a molécula de hidrogênio, tem-se:
H H H : H H – H× + × ® Þ
Ligação iônica
A ligação iônica, também chamada de eletrovalente, ocorre entre um metal 
e um não metal. Nela, ocorre a perda de elétrons por um átomo com 1, 2 ou 3 
elétrons de valência (metal) e o ganho de elétrons por um átomo com 5 (menos 
frequentemente), 6 ou 7 elétrons de valência (não metal), de modo que ambos os 
átomos atinjam o octeto.
32
33
Disso resulta a formação, respectivamente, de um íon positivo (cátion) e um íon 
negativo (ânion), que se atraem eletrostaticamente e formam a ligação iônica. 
Tais íons agrupam-se para formar um retículo cristalino – arranjos tridimensio-
nais ordenados de íons (Figura 27):
Figura 27 – Retículo cristalino do fl uoreto de potássio (KF); roxo: K+, verde: F–
Fonte: Wikimedia Commons
Tomando o cloreto de sódio como exemplo, formado pelos íons Na+ e Cl–, tem-se:
Átomos neutros:
2 2 6
8 elétrons
2 2 6
2
2 2 6
11Na :1 2 2 1elétronde valência perde 1 elétron
17Cl: 1 2 2 7 elétrons de valência ganha 1 elétron
Íons:
11Na :1 
17Cl :1 2 2 
s s p
s s p
s
s s p
ß
+
-
Þ Þ
Þ Þ
üïïýïïþ
1
2 5
2 6
2 6
3
3 3
2 2
3 3

s
s p
s p
s p
octeto completo 
configuração eletrônica de gás nobre
 Na Cl NaCl
ß
+ -+ ®
33
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Figura 28 – Formação do cristal de cloreto de sódio (NaCl); roxo: Na+, verde: Cl–
Fonte: ULISSES, 2017
As ligações iônicas envolvem um átomo com baixas eletronegatividade e energia de ioniza-
ção e outro em que essas grandezas apresentam valores elevados. A formação de íons pela 
transferência de elétrons é uma consequência natural desse cenário.
Ex
pl
or
Como toda substância é eletricamente neutra, a formação de um composto iôni-
co é feita de modo que as cargas positivas anulem as cargas negativas.
Por exemplo:
• Ag+ e I– ⇒ AgI;
• Ca2+ e OH– ⇒ Ca(OH)2;
• Fe3+ e S2– ⇒ Fe2S3.
34
35
Características dos compostos iônicos
A ligação iônica confere as seguintes características aos compostos iônicos:
• Normalmente, apresentam-se como sólidos cristalinos à temperatura ambiente 
(Figura 29):
Figura 29 – Cristal cúbico de cloreto de sódio (halita – NaCl)
Fonte: Wikimedia Commons
• Os seus pontos de fusão e de ebulição são muito elevados:
Tabela 6 – Pontos de fusão e de ebulição de alguns compostos iônicos
Substância PF (°C)
PE (°C)
a 1,0 atm
NaCl 800,7 1465
CaF2 1418 2533,4
Al2O3 2053 ≈ 3000
Fonte: Handbook CRC of Chemistry and Physic, 2002
35
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
• Tendem a ser solúveis em água (mas nem sempre):
Figura 30 – Solubilização do cloreto de sódio em água
Fonte: Adaptado de HALL, 2003
• Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa:
Figura 31 – Soluções aquosas de compostos iônicos conduzem corrente elétrica
Fonte: SILBERBERG, 1996
• São duros e quebradiços, apresentando baixa resistência ao impacto.
Ligação covalente
A ligação covalente é um tipo de ligação química realizada entre os átomos de 
não metais, que possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons de valência. 
Nesse caso, ambos os átomos têm tendência de receber elétrons para completar 
o octeto.
Como não é possível a transferência de elétrons de um átomo para outro (o que 
resultaria na formação de íons), acabam por compartilhá-los entre si, formando 
uma ligação covalente, característica de uma molécula.
36
37
Há casos de ligação covalente envolvendo metais, como em Na2 e HgCl2, mas isso é relativa-
mente incomum.Ex
pl
or
Figura 32 – Imagem da molécula TOAT (1,5,9-trioxo-13-azatrianguleno).
Registrada em microscópio de tunelamento e sua fórmula estrutural
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
Ligações covalentes ocorrem entre átomos com elevadas eletronegatividade e energia de 
ionização, ou seja, ambos têm grande tendência a receber elétrons. O compartilhamento de 
elétrons é a solução para que possam se ligar.
Ex
pl
or
Exemplos
HF:
1H: 1s
1 ⇒ 1 elétron de valência ⇒ necessita de 1 elétron
9F: 1s
2 2s2 2p5 ⇒ 7 elétrons de valência ⇒ necessita de 1 elétron
Para completar a camada de valência, um átomo de hidrogênio se liga a
1H: ↑
9F: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
⇒ os elétrons são compartilhados
⇓
os átomos de ligam covalentemente,
completando as suas camadas de valência
⇓
forma-se a molécula de HF, também representada como H : F :

, H F :- 

 ou H–F
H2O:
1H: 1s
1 ⇒ 1 elétron de valência ⇒ necessita de 1 elétron
8O: 1s
2 2s2 2p4 ⇒ 6 elétrons de valência ⇒ necessita de 2 elétrons
1H: ↑ 
8O: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
1H: ↑
forma-se a molécula de H2O, também representada
como H:O:

, H O H- -

 ou H–O–H
⇒ os elétrons são compartilhados
⇓
37
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Ligações covalentes múltiplas
Os átomos podem compartilhar mais de um par de elétrons entre si, formando 
ligações duplas (compartilhamento de dois pares de elétrons) ou triplas (comparti-
lhamento de três pares de elétrons) (Figura 34):
1 par de elétrons
compartilhado
Ligação simples
H–H
2 pares de elétrons
compartilhados
Ligação dupla
O O
3 pares de elétrons
compartilhados
Ligação tripla
N N
Figura 33 – Estruturas de Lewis para as moléculas de H2, O2 e N2
Tipos de ligações covalentes
O compartilhamento de elétrons que caracteriza uma ligação covalente implica 
na sobreposição de orbitais que abrigam esses elétrons. Essa sobreposição pode se 
dar de duas maneiras diferentes:
• Sobreposição frontal de orbitais: forma uma ligação sigma (σ):
+
+
Figura 34 – Formação de ligação covalente tipo sigma, envolvendo orbitais s (acima), como ocorre na 
molécula de H2, e orbitais p (abaixo), que ocorre com os demais átomos; ⊕ representa o núcleo atômico
• Sobreposição lateral de orbitais: forma uma ligação pi (π):
+
Figura 35 – Formação de ligação covalente tipo pi envolvendo orbitais p; ⊕ representa o núcleo atômico
38
39
Devido à maior eficiência da sobreposição dos orbitais, a ligação σ é mais forte 
que a ligação π que, como consequência, rompe-se com mais facilidade.
Para átomos que fazem ligações múltiplas, por razões de simetria de orbitais, a 
primeira ligação é sempre σ, e as demais (até duas), são do tipo π.
�
�
�
�
� ��
Figura 36 – Ligações σ e π em ligações simples, dupla e tripla
Figura 37 – Ligações σ e π em no eteno (CH2=CH2)
Fontes: Adaptado de Wikimedia Commons
Polaridade de ligações covalentes
A diferença de eletronegatividade entre dois átomos ligados covalentemente in-
fluencia as posições das nuvens eletrônicas desses átomos.
Para ligações entre átomos do mesmo elemento, a diferença de eletronegativida-
de é igual a zero e suas nuvens eletrônicas distribuem-se uniformemente.
Por outro lado, toda ligação covalente entre átomos diferentes resulta, necessa-
riamente, numa distribuição desigual da nuvem eletrônica.
a eletronegatividade aumenta
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H
Figura 38 – Ordem de eletronegatividade de não metais
Distribuição uniforme de elétrons: http://bit.ly/2MsIGof
Distribuição não uniforme: http://bit.ly/2MkSyjFEx
pl
or
39
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Uma distribuição não uniforme da nuvem eletrônica leva ao surgimento de um dipo-
lo – Sistema formado por cargas elétricas opostas separadas por uma certa distância.
É influenciado por dois fatores: as intensidades das cargas elétricas envolvidas e 
a distância que as separa. Em conjunto, essas grandezas resultam numa grandeza 
vetorial denominada momento de dipolo (µ), cuja unidade é o debye (D):
µ = carga × distância Eq.1
Formado o dipolo, um lado da ligação tem deficiência de elétrons (menor den-
sidade eletrônica), ficando com caráter positivo, e o outro lado tem excesso de 
elétrons (maior densidade eletrônica), assumindo um caráter negativo. 
Como não há transferência efetiva de elétrons que leve à formação de íons, o 
dipolo em questão envolve cargas parciais, representadas por δ+ e δ–.
�+ �–
Figura 39 – Molécula de H2, com distribuição uniforme dos elétrons (apolar) e molécula 
de HCl, com a nuvem eletrônica concentrada sobre o átomo de cloro (polar)
Ligações com distribuição uniforme da nuvem eletrônica são chamadas de apo-
lares, enquanto ligações em que a nuvem eletrônica se concentra sobre um dos 
átomos são chamadas de polares.
Obviamente, quanto maior for a diferença de eletronegatividade e a distância 
entre os átomos, mais intenso será o dipolo e mais polarizada será a ligação.
Tabela 7 – Momento de dipolo de haletos de hidrogênio
Molécula
Distância de 
ligação (å)*
Diferença de 
eletronegatividade
Momento de 
dipolo (d)
H–F 0,917 1,78 1,826
H–Cl 1,275 0,96 1,109
H–Br 1,414 0,76 0,872
H–I 1,609 0,46 0,448
Fonte: Handbook CRC of Chemistry and Physics, 2002
* 1 Å = 10–10 m
Características dos compostos covalentes
Compostos covalentes apresentam as seguintes características:
• Apresentam-se nos três estados físicos nas condições ambiente;
40
41
• Têm pontos de fusão e de ebulição relativamente baixos:
Tabela8 – Pontos de fusão e de ebulição de alguns compostos covalentes
Substância PF (°C)
PE (°C)
a 1,0 atm
N2 – 210 – 195,79
H2O 0 100
S 115,21 444,6
Fonte: Handbook CRC of Chemistry and Physics, 2002
• Suas solubilidades em água são muito variáveis:
Figura 40 – O etanol é infi nitamente miscível em água (esquerda), enquanto o azeite, formado
principalmente por ácidos carboxílicos de cadeias longas, tem miscibilidade muito limitada
Fonte: Adaptado de Getty Images
• Normalmente, não conduzem eletricidade. Exceções: grafite e soluções aquo-
sas de ácidos e de amônia (NH3):
Figura 41 – Compostos covalentes não conduzem corrente elétrica
Fonte: SILBERBERG, 1996
• Quando sólidos, tendem a ser macios.
41
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Interações Intermoleculares
A grande variação nas propriedades de compostos covalentes sugere a existên-
cia de algum tipo de interação entre as moléculas. Essas interações são chamadas 
coletivamente de forças ou interações intermoleculares.
Forças intermoleculares correspondem às diferentes formas como as moléculas 
interagem ente si. Elas foram propostas em 1873, pelo físico holandês Johannes 
Diderik van der Waals.
De acordo com ele, as moléculas interagem entre si de diferentes formas e, em 
maior ou menor grau, mantêm as moléculas unidas umas às outras.
As forças intermoleculares são atrativas, de natureza eletrostática e, em geral, 
de magnitude muito inferior às das ligações químicas.
Têm grande influência sobre as propriedades macroscópicas das substâncias, 
como pontos de fusão e de ebulição, solubilidade, viscosidade e tensão superficial e 
são responsáveis pelos diferentes estados físicos dos compostos químicos.
Tabela 9 – Intensidades de diferentes tipos de interações
Natureza da interação Tipo de interação
Energia de 
dissociação (kj/mol)
Ligação química
Iônica 250-4000
Covalente 30-260
Interação intermolecular
Ligação de hidrogênio 1-12
Dipolo 0,5-2
Dipolo induzido < 1-15
Fonte: Wikimedia Commons
A intensidade das interações é fortemente influenciada pela polaridade das moléculas.
São classificadas em três tipos, conforme suas intensidades:
• Dipolo induzido ou forças de London (interação fraca);
• Dipolo permanente ou dipolo-dipolo (interação moderada);
• Ligação de hidrogênio (interação forte).
O conjunto dessas forças intermoleculares também é chamado de forças de van der Waals.
Ex
pl
or
Importante!
As forças de London são as principais responsáveis pela capacidade de as lagartixas se 
manterem em superfícies verticais.
Você Sabia?
42
43
Figura 42 – Pata de uma lagartixa aderida à superfície de um vidro devido às forças de van der Waals
Fonte: Wikimedia Commons
Interações dipolo induzido-dipolo induzido
Também conhecidas como forças de London (em homenagem ao físico alemão 
Fritz Wolfgang London devido às suas importantes contribuições para a Teoria das 
Interações Intermoleculares), são o tipo de interação mais fraco de todos. 
Ocorrem entre moléculas apolares, cujas nuvens eletrônicas estão distribuí-
das uniformemente:
Figura 43 – Distribuição uniforme dos elétrons em uma molécula apolar
Em certo instante, e de forma aleatória, os elétrons dessa nuvem eletrônica, que 
estão em constante movimento, concentram-se em uma região de uma molécula, 
43
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
criando regiões em que as densidades eletrônicas são diferentes e a molécula passa 
a ter um dipolo:
�– �+
Figura 44 – Formação de um dipolo temporário em uma molécula apolar
Quando ela se aproxima de outra, esse dipolo temporário induz os elétrons da 
outra molécula a se agruparem em uma extremidade, criando novo dipolo:
�– �+
�– �+ �– �+
Figura 45 – A interação de uma molécula com a nuvem eletrônica 
distorcida com uma molécula apolar induz à formação de um novo dipolo
44
45
Assim, as moléculas apolares adquirem um dipolo que é induzido por outras 
moléculas, surgindo uma força de atração entre elas. Por sua natureza, essas inte-
rações são fracas e de pouca duração, desfazendo-se rapidamente.
Alguns exemplos de substâncias cujas moléculas interagem por esse tipo de 
força são: hidrogênio (H2), gás carbônico (CO2), metano (CH4), nitrogênio (N2) e 
oxigênio (O2).
Interações dipolo-dipolo
É uma interação de força intermediária, que ocorre entre moléculas polares – A 
nuvem eletrônica está distribuída natural e permanentemente de forma assimétrica.
Não se aplica a moléculas que possuem um átomo de hidrogênio ligado direta-
mente a flúor, oxigênio ou nitrogênio.
Como as moléculas são polares, elas interagem de modo que o polo negativo de 
uma molécula se alinhe ao polo positivo da outra, e assim sucessivamente:
Figura 46 – Interação de dipolo permanente na molécula de HCl
Fonte: Acervo do Conteudista
Quanto mais intenso for o dipolo da molécula, mais forte será a interação.
Em virtude da constância do dipolo, a interação dipolo-dipolo é mais intensa que a 
interação dipolo induzido.
Alguns exemplos de substâncias cujas moléculas interagem por dipolo-dipolo 
são: ácido clorídrico (HCl), dióxido de enxofre (SO2), ácido sulfídrico (H2S) e monó-
xido de carbono (CO).
Ligações de hidrogênio
É um caso particular de interação intermolecular. Ocorre em moléculas polares 
em que existe um átomo de hidrogênio ligado a flúor, oxigênio ou nitrogênio. 
Alguns exemplos de moléculas que interagem por ligações de hidrogênio são: 
ácido fluorídrico (HF), amônia (NH3) e água (H2O):
H
O
H
H O
H
H H
F
F
H
H
H
N HH
H
H
N
Figura 47 – Ligações de hidrogênio ( ) em HF, H2O e NH3
Fonte: Acervo do Conteudista
45
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Importante!
Não se deve confundir ligação de hidrogênio com ponte de hidrogênio. Ligação de hidrogê-
nio é uma interação intermolecular do tipo dipolo-dipolo, enquanto ponte de hidrogênio 
é um caso especial de ligação química em que três átomos partilham dois elétrons:
B
H
B
H
H H
HH
Figura 48 – Ponte de hidrogênio é uma ligação química 
em que três átomos (B–H–B) estão ligados por meio de dois elétrons
Fonte: Acervo do Conteudista
Importante!
Como eles são os elementos mais eletronegativos da Tabela Periódica, os di-
polos dessas ligações são mais intensos e a interação é a mais forte que ocorre 
entre moléculas.
Contudo, não se limita a essas moléculas – Toda substância que tiver ligações 
O–H ou N–H exibe ligações de hidrogênio (Figura 48):
O
CH3C
OH
CCH3
O
HO
CH3
H
CH3
OH
CH3O
H O
NN
N
H
O
O
N
N
N
H
H
N CH3
adenina
timina
N
NN
N O
H
N
H
H
H
H
N
O
N
guanina
citosina
Figura 49 – Ligações de hidrogênio ( ) no ácido acético (acima, à esquerda), no metanol 
(acima, à direita) e nas bases nitrogenadas componentes dos ácidos nucleicos (abaixo)
Fonte: Acervo do Conteudista
46
47
N
N
OO
O O
H
ON
H
O
NO O
H
H
Figura 50 – Imagem da molécula NTCDI (naftalenotetracarboxilimida), que realiza ligações
de hidrogênio (realçada em vermelho na imagem e representada por na estrutura),
registrada em microscópio de tunelamento e sua fórmula estrutural
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
Soluções
Soluções são as misturas homogêneas resultantes da combinação entre duas ou 
mais substâncias diferentes, como o ar (mistura de diferentes gases) e água do mar 
(formada pela associação de água e vários sais).
São sistemas estáveis, mantendo-se indefinidamente na ausência de interferên-
cias externas:
Mistura homogênea, com aspecto visual uniforme (não é possível distinguir seus componen-
tes individualmente) (esquerda), e heterogênea, apresentando diferentes fases (é possível 
distinguir cada um dos seus componentes) (direita): http://bit.ly/2KSeu2B 
Ex
pl
or
47
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Por serem sistemas homogêneos, as propriedades físicas e químicas de uma 
solução são uniformes em toda a sua extensão, mas dependem da sua composição.
As soluções possuem dois componentes:
• Soluto: substância dissolvida;
• Solvente: substância dissolvente, normalmente presente em maior quantidade. 
O solvente mais utilizado é a água, conhecidacomo solvente universal:
Figura 51 – Preparo de uma solução pela dissolução de sal de cozinha (soluto) em água (solvente)
Fonte: Wikimedia Commons
Importante!
No caso de misturas entre líquidos ou entre gases, utiliza-se, preferencialmente, o 
termo miscibilidade em vez de solubilidade (apesar de esse último não ser errado, 
sendo mais genérico).
Você Sabia?
A água é chamada de solvente universal devido à sua abundância e à sua capacidade de 
dissolver uma grande variedade de substâncias, como sais, gases, açúcares, proteínas etc. 
Apesar disso, existe uma infinidade de substâncias que não são solúveis em água. 
Ex
pl
or
Normalmente, a quantidade de soluto que pode ser adicionada ao solvente tem 
um limite máximo, o coeficiente de solubilidade ou, simplesmente, solubilidade, 
que depende das naturezas do soluto e do solvente, da temperatura e, para gases, 
da pressão.
48
49
Figura 52 – Curvas de solubilidade de diferentes substâncias
Fonte: Acervo do Conteudista
Tabela 10 – Solubilidades de alguns sais em diferentes solventes
Solvente
Solubilidade
(g soluto/100ml solvente)
água glicerina álcool
KI 142,8 50,0 4,55
ZnCl2 432 50,0 76,9
NaCl 35,7 10,0 0,065
Fonte: Adaptado de O’Neil, 2001
Existem alguns casos de substâncias infinitamente solúveis num determinado solvente, ou 
seja, tais substâncias misturam-se homogeneamente em qualquer proporção. Por exemplo, 
etanol e água, piridina e glicerina e todos os gases entre si.
Ex
pl
or
A maioria das reações químicas importantes para a vida ocorre em um ambiente 
aquoso dentro das células, e a capacidade da água em dissolver uma grande varie-
dade de moléculas é essencial para permitir que essas reações ocorram. Por isso, 
considera-se impossível existir vida na ausência de água.
Classificação das soluções
Soluções são classificadas de acordo com diferentes critérios:
• Quanto ao estado físico do solvente:
49
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
 » Sólidas: soluções em que o solvente está no estado sólido. Exemplos: ligas 
metálicas, como aço (ferro e carbono), ouro 18 quilates (ouro e prata e/ou 
cobre), amálgamas (mercúrio e outro metal):
Figura 53 – Bronze (liga de cobre e estanho) (esquerda) e latão (liga de cobre e zinco) (direita)
 » Líquidas: soluções em que o solvente está no estado líquido. Exemplos: água 
mineral, bromo em clorofórmio, oxigênio em água, gasolina, ouro em mercúrio;
 » Gasosas: soluções em que o solvente está no estado gasoso. Exemplos: ar 
atmosférico, gás natural.
Figura 54 – A atmosfera é composta por uma mistura de gases
Fonte: Wikimedia Commons
Para gases, normalmente se utiliza o termo mistura, pois praticamente não há interação 
entre as moléculas.Ex
pl
or
50
51
• Quanto à concentração:
 » Insaturadas: a quantidade de soluto dissolvida é menor que o seu coeficiente 
de solubilidade;
 » Saturadas: a quantidade de soluto dissolvida é igual ao seu coeficiente de 
solubilidade;
 » Supersaturadas: a quantidade de soluto dissolvida é maior que o seu coefi-
ciente de solubilidade. São muito instáveis, facilmente precipitando o excesso 
de soluto;
• Quanto à natureza do soluto:
 » Iônicas ou eletrolíticas: o soluto é uma substância iônica ou um composto 
molecular capaz de ionizar-se em contato com o solvente. Exemplos: cloreto 
de sódio em água, ácido acético em água. Soluções eletrolíticas são condu-
toras de eletricidade;
 » Moleculares ou não eletrolíticas: o soluto é uma substância de natureza 
molecular incapaz de se ionizar. Exemplo: glicose em etanol. Soluções não 
eletrolíticas não conduzem eletricidade.
O comportamento de uma solução quanto à condutividade elétrica depende da 
natureza do soluto:
• Eletrólito: substância que produz íons quando em solução. Exemplos: bicarbo-
nato de sódio, ácido clorídrico. Podem ser subdivididos em:
 » Fortes: a substância está completamente ionizada/dissociada, produzindo 
muitos íons em solução. Como consequência, suas soluções são boas con-
dutoras de eletricidade. Exemplos: nitrato de amônio, hidróxido de potássio;
 » Fracos: a substância está parcialmente ionizada/dissociada, liberando pou-
cos íons para a solução. Como consequência, suas soluções apresentam bai-
xa condutividade elétrica. Exemplos: ácido sulfídrico, ácido acético;
• Não eletrólito: substância que não produz íons quando em solução. Exemplos: 
sacarose, etanol:
Figura 55 – Eletrólito fraco (esquerda), eletrólito forte (centro) e não eletrólito (direita)
Fonte: Acervo do Conteudista
51
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Análise microscópica da solubilidade
A capacidade de um soluto em se dissolver em um determinado solvente depen-
de, entre outros fatores, da afinidade entre essas duas substâncias.
Soluções se formam quando a intensidade das interações soluto-solvente asse-
melha-se ou supera as intensidades das interações entre as partículas do soluto e 
entre as partículas do solvente.
Daí surge a famosa afirmação de que “semelhante dissolve semelhante”, ou seja, 
um soluto se dissolve melhor num solvente com polaridade semelhante.
Apesar de ser uma grande simplificação, é uma generalização bastante útil. Por 
exemplo, um soluto muito polar como a glicose é muito solúvel em água (altamen-
te polar), menos solúvel em metanol (bastante polar) e praticamente insolúvel em 
solventes não polares, como o hexano; inversamente, um soluto não polar, como o 
naftaleno, é insolúvel em água, bastante solúvel em metanol e extremamente solú-
vel em hexano, que é apolar.
Figura 56 – Iodo (I2, roxo) é solúvel em tetracloreto de carbono (CCl4, verde) (esquerda), pois ambos 
são compostos apolares que interagem por forças de London. O mesmo ocorre entre etanol (C2H5OH) 
e água (direita), que são polares e apresentam ligações de hidrogênio
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
Reações Químicas
Cinética Química
As reações químicas acontecem a diferentes velocidades. Algumas são pratica-
mente instantâneas, demorando uma fração de segundo para acontecer, enquanto 
outras podem demorar horas, dias ou até anos.
52
53
Figura 57 – A formação da ferrugem demora anos para ocorrer; a dissolução de uma
pastilha efervescente leva alguns segundos, e uma explosão é uma reação instantânea
Fontes: Adaptado de Getty Images
Cinética Química é o ramo da Química que estuda a rapidez com que as rea-
ções químicas acontecem e os fatores que as influenciam.
Importante!
Os primeiros estudos sobre a velocidade de reações foram feitos no final do século XVIII.
Você Sabia?
53
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Velocidade de reação
Os primeiros estudos cinéticos foram feitos em 1777, pelo químico e metalúrgico 
alemão Carl Friedrich Wenzel, que determinou as velocidades de reação de várias 
substâncias, estabelecendo, por exemplo, que a quantidade de metal que se dissolve 
em um ácido é proporcional à concentração de ácido na solução.
Em 1864, o químico norueguês Peter Waage e o químico e matemático norue-
guês Cato Guldberg verificaram que a velocidade de uma reação química é propor-
cional à quantidade dos reagentes.
A rapidez de uma reação indica a velocidade de consumo de reagentes ou de 
formação de produtos. 
Para uma reação química genérica:
a A + b B → c C + d D
define-se a velocidade média de consumo de um determinado reagente ou de for-
mação de um determinado produto como:
m
quantidadeV
tempo
D
=
D
Eq.2
sendo:
• vm: velocidade média
• Dquantidade: variação de massa, volume (gases), concentração da substância 
considerada;
• Dt: intervalo de tempo considerado (unidade variável – segundo, minuto etc.).
As velocidades das reações químicas são determinadas por meio de Leis empíri-
cas, chamadas Leis da velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração dos 
reagentes e produtos na velocidade da reação. 
Considerando o efeito de todos os reagentes, o comportamento da velocidade de 
uma reação química é descrito da seguinte forma:
Lei de Guldberg e Waage
“A uma dada temperatura, a velocidade de uma reação é diretamente propor-
cional ao produto das concentraçõesmolares dos reagentes, elevadas a potências 
determinadas experimentalmente”.
Genericamente, tem-se que a velocidade da equação:
a A + b B → c C + d D
54
55
expressa como:
v = k[A]m[B]n Eq.3
sendo:
• v: velocidade da reação, a uma certa temperatura;
• k: constante de velocidade da reação, a uma certa temperatura;
• [A] e [B]: concentrações dos reagentes A e B, em mol/L;
• m e n: ordens de reação; os seus valores são determinados experimentalmente;
• m + n: ordem global de reação.
Importante!
Os expoentes “m” e “n” da equação de velocidade não são necessariamente iguais aos 
coeficientes estequiométricos “a” e “b” da reação química.
Importante!
Estado de transição
Para que uma reação química ocorra, é necessária a ruptura de ligações dos re-
agentes e a formação de novas ligações. Esse processo implica a formação de uma 
estrutura intermediária a reagentes e produtos denominada estado de transição 
ou complexo ativado.
HO– + CH3Br → [HO … CH3 … Br]
‡ → CH3OH + Br
–
+
‡
Estado de Transição
Figura 58 – Formação de um estado de transição
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
Energia de ativação
Uma reação química acontece mediante colisões entre as partículas dos rea-
gentes. Nem toda colisão leva à formação de produto, pois ela deve se dar com a 
geometria adequada e a energia suficiente para promover o rearranjo dos átomos.
A energia de ativação é a energia mínima necessária para que as colisões sejam 
eficazes e os reagentes atinjam o estado de transição (Figura 59).
Quanto maior for a energia de ativação, mais difícil será a formação do estado 
de transição e mais lenta será a reação química.
55
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Figura 59 – Energia de ativação
Fonte: Acervo do Conteudista
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação
As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes, que são afetadas por 
diferentes fatores:
• Natureza dos reagentes: substâncias diferentes reagem com velocidades 
diferentes, pois a velocidade de reação depende das características químicas 
dos reagentes;
• Concentração dos reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes, 
maior será a velocidade da reação, pois aumenta a probabilidade de ocorrerem 
colisões efetivas:
Figura 60 – A velocidade de uma reação aumenta proporcionalmente à concentração dos reagentes
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
• Pressão: para reações que envolvam reagentes gasosos, quanto maior for a 
pressão, mais rápida será a reação, pois as partículas dos reagentes ficam mais 
próximas entre si, aumentando a probabilidade de ocorrerem colisões efetivas;
56
57
• Energia de ativação: quanto maior a energia de ativação, mais lenta será a 
reação, pois é mais difícil que os reagentes se choquem de maneira efetiva; 
• Temperatura: quanto mais elevada for a temperatura, mais rápida será a rea-
ção, pois aumenta o número de choques efetivos devido ao aumento da velo-
cidade das partículas dos reagentes;
A regra empírica de van’t Hoff estabelece que a elevação de 10°C na temperatura pratica-
mente duplica a velocidade de uma reação química. Essa regra é aproximada e muito limi-
tada, sendo conhecidas inúmeras exceções, porém, é útil para fazer previsões aproximadas. 
Ex
pl
or
• Superfície de contato: o aumento da superfície de contato aumenta o número 
de colisões efetivas, acelerando a reação;
• Estado de agregação: dois reagentes sólidos têm uma área de contato muito 
pequena, sendo que a maioria das reações ocorre com pelo menos um dos 
reagentes no estado líquido ou gasoso;
• Presença de catalisador: catalisadores são substâncias que aceleram uma 
reação química pela diminuição da sua energia de ativação; não exibem altera-
ções ao término da reação, podendo ser recuperados ao seu final.
Figura 61 – Variação de energias de ativação para reações catalisada e não catalisada
Fonte: Acervo do Conteudista
As enzimas são os catalisadores utilizados em sistemas biológicos, apresentando grande efi-
ciência atuando sobre reações químicas que dificilmente ocorreriam na sua ausência.Ex
pl
or
57
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Figura 62 – Enzimas são catalisadores biológicos. Acima, a enzima RNA polimerase, que sintetiza RNA 
(à direita na figura) a partir da informação contida em uma fita de DNA (à esquerda na figura)
Fonte: Getty Images
Termodinâmica
Termodinâmica é o estudo das variações ou transformações de energia que 
ocorrem em processos físicos ou químicos.
Aplicada a sistemas químicos, permite prever se, sob determinadas condições, 
uma transformação será espontânea ou não. Para isso, é preciso conhecer os fato-
res que influenciam a espontaneidade de uma transformação.
Entalpia
Reações químicas envolvem variações de energia entre reagentes e produtos. 
Essa variação é medida na forma de calor pela grandeza denominada entalpia (H), 
da seguinte forma:
DH = Hfinal – Hinicial Eq.4
Se a entalpia dos produtos for maior que a entalpia dos reagentes, então DH 
> 0, e a reação é endotérmica (do grego éndon = dentro), absorvendo calor 
para acontecer.
Um exemplo é a reação da fotossíntese, que ocorre devido à energia do Sol:
luz
2 2 6 12 6 26 CO 6 H O C H O 6 O H 2456kJ/mol+ ¾¾® + D = +
Por outro lado, quando a entalpia dos produtos for menor que a dos reagentes, 
tem-se DH < 0 e uma reação exotérmica (do grego ékso = fora).
58
59
Isso implica que, nesse tipo de reação há liberação de calor, como ocorre na 
combustão do metano, componente do gás natural:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O DH = – 802,5 kJ/mol
Hfinal > Hinicial
�H = Hfinal – Hinicial > 0

Reação endotérmica
Hfinal < Hinicial
�H = Hfinal – Hinicial < 0

Reação exotérmica
Figura 63 – Perfi l de energia de reações endotérmica e exotérmica
Fonte: Acervo do Conteudista
Entropia
Entropia (S) é um conceito termodinâmico que mede o grau de desordem das 
partículas de um Sistema, introduzido pela primeira vez em 1865, pelo físico ale-
mão Rudolf Julius Emanuel Clausius. 
Essa desordem é expressa quantitativamente pelo número de modos possíveis 
em que as partículas podem se arranjar para constituir o estado em questão. 
Sistemas tendem a mudar para estados mais desordenados porque a probabili-
dade desses estados é maior que a de estados comparativamente mais ordenados 
(Figura 64):
Figura 64 – Entropia e a desordem de um sistema
Fonte: Adaptado de USP
59
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Como o número de estados desordenados é muito maior que o de estados orde-
nados, a entropia de um sistema fechado (sem influências externas) tende natural-
mente a aumentar.
Quanto mais desordenado for um sistema, maior será a sua entropia:
Figura 65 – A desordem de um sistema (entropia) tende a aumentar com o passar 
do tempo: o número de arranjos desordenados é maior que o de arranjos ordenados
Segunda Lei da Termodinâmica: “A entropia do Universo aumenta constantemente”.
Nesse contexto, “Universo” deve ser interpretado como “sistema isolado”. Sua 
consequência é que o aumento da entropia de um sistema isolado é espontâneo 
e irreversível.
A entropia de um sistema pode ser avaliada qualitativamente de duas formas:
• Analisando o estado físico: enquanto no sólido as partículas estão muito pró-
ximas entre si, muito organizadas, com pouca movimentação e baixa entropia, 
no estado gasoso, as partículas praticamente não interagem entre si, apresen-
tando grande mobilidade, alta desordem e alta entropia (Figura 66):
sólido líquido gás
Sgás >> Slíquido >> Ssólido
Figura 66 – A entropia depende do estado físico: é menor no sólido, maior no gás e intermediária no líquido
60
61
• Analisando a temperatura: quanto maior for a temperatura de uma substân-
cia, maior será o grau de agitação das suas partículas, o que implica maior 
desordem e maior entropia (Figura 67):
Assim como ocorre com a ental-
pia, a variação de entropia é obtida 
comparando os estados inicial e final 
de um sistema:
DS = Sfinal – Sinicial Eq.5
Se a entropia dos produtos for 
maior que a entropia dos reagentes, 
então DS > 0 e a transformaçãoé 
favorável; se a entropia dos produtos 
for menor que a dos reagentes, DS < 0
e o processo é desfavorável.
Espontaneidade de uma reação química
Um processo é espontâneo quando ocorre sem a necessidade de uma influência 
externa; por outro lado, transformações que precisam ser induzidas são classifica-
das como não espontâneas.
Muitas reações espontâneas ocorrem com liberação de energia; por isso, pensa-
va-se que somente os processos exotérmicos fossem espontâneos. Contudo, exis-
tem vários casos de processos espontâneos que ocorrem com absorção de calor, 
como a fusão do gelo em temperatura ambiente. 
A partir daí, foi constatado que a espontaneidade das reações também depende 
da entropia, ou seja, o grau de desordem do sistema.
Em 1873, o cientista norte-americano Josiah Willard Gibbs propôs que a com-
binação da entalpia e da entropia poderia ser usada para avaliar a espontaneidade 
de uma transformação em que ocorre a temperatura e a pressão constantes (que é 
a situação mais comum), surgindo uma nova função termodinâmica: a energia livre 
(G), também chamada energia livre de Gibbs, em homenagem ao seu idealizador. 
A energia livre é calculada da seguinte maneira:
G = H – TS Eq.6
sendo:
• G: energia livre (J/mol);
• H: entalpia (J/mol);
• T: temperatura absoluta (K);
• S: entropia (J/mol·K).
Temperatura baixa

Pouca agitação
Temperatura alta

Muita agitação
Figura 67 – A entropia depende da temperatura: é menor
em substâncias frias e maior em substâncias quentes
Fonte: Acervo do Conteudista
61
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Como apenas as variações nos valores de energia livre são importantes na deter-
minação da espontaneidade de um sistema, a equação 6 assume a seguinte forma:
DG = DH – DTS Eq.7
DG = Gfinal – Ginicial Eq.8
A análise do sinal de DG permite avaliar a espontaneidade de uma transformação:
• DG < 0: processo espontâneo;
• DG = 0: sistema em equilíbrio – Não ocorre nenhuma transformação;
• DG > 0: processo não espontâneo.
������� �� o-espontânenão
������� �� espontâneo 
Figura 68 – A 25 °C, a fusão do gelo é espontânea (∆G < 0), 
enquanto a transformação inversa não acontece (∆G > 0)
Fonte: Adaptado de Wikimedia Commons
Importante!
Se transformações que apresentam valores positivos de ∆G não ocorrem no sentido di-
reto, ou seja, não ocorrem no sentido em que estão representadas, então ocorrerão no 
sentido inverso. 
Assim, se
A → B ∆G > 0 ⇒ não-espontâneo
então
B → A ∆G < 0 ⇒ espontâneo
Nesse caso, os valores numéricos de ∆G são idênticos; apenas os sinais são alterados.
Importante!
O fato de uma reação não ser espontânea significa que deve ser fornecida ener-
gia externa para que ela ocorra. Se uma reação não é espontânea numa direção, 
então será na direção inversa, e vice-versa. 
62
63
Por exemplo, a reação de síntese do ATP não ocorre espontaneamente nas 
condições padrão4:
ADP + Pi
5 → ATP + H2O DG = + 7,3 kcal/mol
No meio celular, a energia necessária para a obtenção do ATP provém de molé-
culas combustíveis, que mantém os processos de respiração e fermentação. 
O processo inverso (hidrólise do ATP), porém, é espontâneo:
ATP + H2O → ADP + Pi DG = – 7,3 kcal/mol
A inversão do sentido de uma reação ocorre com a manutenção da magnitude 
do valor da energia livre, alterando apenas o seu sinal.
Na maior parte das vezes, não é necessário calcular o valor de DG, pois é pos-
sível determinar a espontaneidade de uma reação apenas por meio da análise qua-
litativa de entalpia, da entropia e da temperatura, da seguinte forma (Tabela 11):
Tabela 11 – Infl uência da entalpia e da entropia na espontaneidade
Grandeza
Processo
∆H ∆S ∆G (= ∆H – T∆S)
– + – Espontâneo
O resultado independe 
do valor da temperatura+ – + Não espontâneo
– – T ↓ ⇒ – Espontâneo
Quando DH e DS têm o 
mesmo sinal, é a tem-
peratura que determina 
o sinal de DG e a espon-
taneidade do processo
T ↑ ⇒ + Não espontâneo
+ + T ↓ ⇒ + Não espontâneo
T ↑ ⇒ – Espontâneo
Relação entre espontaneidade e velocidade da reação
Uma avaliação termodinâmica sobre o comportamento de uma reação não tem 
nenhuma relação com o seu comportamento cinético, ou seja, o fato de uma rea-
ção ser espontânea não significa que ela ocorra rapidamente.
Existem diversas reações que, embora sejam espontâneas, ocorrem lentamente. 
Por exemplo, a formação de água a partir da reação entre hidrogênio e oxigênio é 
termodinamicamente favorável, mas não ocorre sem uma faísca que lhe forneça a 
energia de ativação.
4 Concentrações de 1,0mol/L, 25°C e 1,0atm.
5 Fosfato inorgânico – Íon PO4
3–
63
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
Outro processo espontâneo é a conversão de diamante em grafite, que é a forma 
termodinamicamente mais estável do carbono, mas a barreira energética da con-
versão é muito alta, de modo que a degradação do diamante é tão lenta a ponto se 
ver virtualmente não existente.
Figura 69 – A conversão estrutural entre diamante (esquerda) e grafite (direita) é 
termodinamicamente favorável (∆G < 0), porém extremamente desfavorável cineticamente
Fonte: Acervo do Conteudista
64
65
Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Sites
Setting the Table – A Brief Visual History of the Periodic Table
Histórico produzido pela revista Science que mostra a evolução do número de 
elementos químicos conhecidos e dos sistemas usados para a sua organização, desde 
as primeiras formas até a Tabela atual (em Inglês).
http://bit.ly/2KNLnNL
Tabela Periódica Dinâmica
Tabela Periódica interativa com layouts dinâmicos mostrando nomes dos elementos, 
propriedades físicas e químicas, configurações eletrônicas e isótopos (parcialmente 
em Inglês).
http://bit.ly/2KSezmM
PhET Interactive Simulations – Espalhamento de Rutherford
Simulação mostrando a experiência de Geiger-Marsden de espalhamento de partículas alfa.
http://bit.ly/2KZqijg
wikiHow – Como fazer de tudo... Como Desenhar Estruturas de Lewis
Descrição passo a passo sobre como escrever estruturas de Lewis.
http://bit.ly/2KYlpqO
 Vídeos
Qual é o Tamanho do Átomo?
A animação faz comparações do tamanho de um átomo com dimensões palpáveis no 
dia a dia em Inglês. É possível acionar legendas em Português).
https://youtu.be/-mRYruhfeOE
Exceptions to the Octet Rule
O vídeo apresenta as principais exceções à Regra do Octeto (em Inglês. É possível 
acionar legendas com tradução automática para o Português).
https://youtu.be/Dkj-SMBLQzM
Cinética Química – Energia de Ativação
Breve animação que mostra aspectos da energia de ativação de reações químicas (em 
Inglês. É possível acionar legendas com tradução automática para o Português).
https://youtu.be/0Dqgo2Q1aw4
Chemistry Science: Protons, Electrons & Neutrons Discovery
A animação mostra como cada uma das partículas subatômicas foi descoberta (em 
Inglês. É possível acionar legendas em Português).
https://youtu.be/kBgIMRV895w
65
UNIDADE Átomos, Moléculas e Íons
 Vídeos
Tudo se Transforma, História da Química, História dos Modelos Atômicos
O vídeo discute brevemente a evolução dos modelos de estrutura atômica, desde o 
modelo de Dalton até o modelo mecânico-quântico atual.
https://youtu.be/58xkET9F7MY
Tudo se Transforma, História da Química, Tabela Periódica
O vídeo discute brevemente a evolução dos sistemas de classificação dos elementos 
químicos até a Tabela Periódica atual.
https://youtu.be/hvRnuMrDc14
Forças Intermoleculares – Ligação de Hidrogênio
Breve animação que mostra a ação de ligações de hidrogênio.
https://youtu.be/fv9OyDtMRjs
Dissociation of Salt
Breve animação que mostra o processo de dissolução de cloreto de sódio em água (em 
Inglês. É possível acionar legendas com tradução automática para o Português).
https://youtu.be/EBfGcTAJF4o
Eletrólitos e Não Eletrólitos
Breve animação que discute os diferentes comportamentos de substâncias iônicas e 
não iônicas com relação à condutividade elétrica.
https://youtu.be/WgdDh6_-viE
The Spontaneous Reactions
Breve explicação, porém,