Módulo de Química Geral

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Manual do Curso de Licenciatura em Ensino de 
Química 
 
 
Química Geral 
 Código: Q0050 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Universidade Católica de Moçambique 
Centro de Ensino `a Distância 
 
 
 
 
 
Direitos de autor (copyright) 
Este manual é propriedade da Universidade Católica de Moçambique, Centro de Ensino a Distância 
(CED) e contém reservados todos os direitos. É proibida a duplicação ou reprodução, no seu todo ou 
em partes, sob quaisquer formas ou por quaisquer meios (electrónicos, mecânicos, gravação, fotocópia 
ou outros), sem permissão expressa de entidade editora (Universidade Católica de Moçambique-
Centro de Ensino a Distância). O não cumprimento desta advertência, é passivel a processos judiciais. 
 
 
 
 
 
Elaborado Por: Domingos Fernando Duarte 
Licenciado em Ensino de Química pela Universidade Pedagógica-Delegação da Beira. 
Actualmente docente de Química, curso noturno na escola Secundária Mateus Sansão 
Mutemba, Responsável pela Brigada de Química judicial e Balística judicial no Laboratório 
Regional de Criminalística de Sofala, Colaborador e Docente do Centro de Ensino a 
Distância – Departamento de Química e Biologia da Universidade Católica de Moçambique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Universidade Católica de Moçambique 
Centro de Ensino `a Distância-CED 
 
Rua Correira de Brito No 613-Ponta-Gêa 
Moçambique-Beira 
Telefone: 23 32 64 05 
Cel: 82 50 18 44 0 
Fax:23 32 64 06 
E-mail:ced@ucm.ac.mz 
Website: www..ucm.ac.mz 
 
 
 
Agradecimentos 
 
A Universidade Católica de Moçambique-Centro de Ensino `a Distância e o autor do presente 
manual, dr. Domingos Fernando Duarte, agradecem a colaboração das seguintes 
indivídualidades na eleboração deste manual. 
 
 
Pela contribuição do conteúdo dr. Sérgio Artur (Docente da UCM – Departamento de 
Química e Biologia). 
Pela revisão linguística dr. Armando R. Artur (Coordenador e Docente na UCM – 
CED – Curso de Licenciatura em ensino da Língua 
Portuguesa). 
Pela cedência de informações 
e materiais úteis de consulta 
Ao Pessoal Bibliotecário da Universidade Católica de 
Moçambique-Centro de Ensinoa Distância 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UCM - CED Manual de História de Química – Q0074 
i 
Índice 
Visão Geral 0 
Benvindo a Química Geral .......................................................................................................................... 01 
Objectivos da cadeira .................................................................................................................................. 01 
Quem deveria estudar esta cadeira .............................................................................................................. 01 
Como está estruturada esta cadeira ............................................................................................................. 01 
Ícones de actividades .................................................................................................................................. 01 
Habilidades de estudo ................................................................................................................................. 02 
Precisa de apoio? ........................................................................................................................................ 02 
Tarefas (avaliação e auto-avaliação) ........................................................................................................... 03 
Avaliação .................................................................................................................................................... 03 
 
Unidades de Estudo- Química Geral - Q0050 
Unidade 01. Introdução a História de Química .......................................................................................... 04 
Unidade 02. Alquimia ................................................................................................................................ 12 
Unidade 03. Período da Pré-história .......................................................................................................... 21 
Unidade 04. Idade Antiga ........................................................................................................................... 29 
Unidade 05.Idade Média ............................................................................................................................. 34 
Unidade 06..Idade Moderna e Contemporanêa..........................................................................39 
Unidade 07. Primeiros Avanços Da Química ............................................................................45 
Unidade 08. Descoberta Dos Elementos Químicos....................................................................53 
Unidade 09.. História Da Tabela Periódica................................................................................ 61 
Unidade 10. Desenvolvimento Da Teoria Atómica....................................................................66 
Unidade 11 .Evolução do conceito calor - Teoria Flogisto..........................................................71 
Unidade 12..Teoria da Força Vital..............................................................................................77 
 
 
 
 
UCM - CED Manual de História de Química – Q0074 
1 
Visão Geral 
Benvindo a Química Geral 
Caro estudante, a Química Geral é uma ciência de ramo da Química que 
estud o objecto de química que são as substâncias e suas transformações. 
Para além disso, mostraremos a você as leis que regem esses fenómenos 
ou transformações. No seu todo, o módulo I e compreende 20 unidades 
com muita novidade e com detalhes pormenorizados que tanto lhe vai 
interessar. As 20 unidades vão permitir para que você seja capaz de ter 
bases suficientes para compreender qualquer outra Química. Você vai 
poder apreender a realizar cálculos diversos, conhecer a química no 
quotidiano e a reflectir e realizar algumas experiências em sua casa. O 
método que está nas suas mãos, caro estudante, não é um trabalho 
acabado, admitindo contudo, contribuições que poderão melhorar as 
próximas edições revistas e actualizadas. 
 Divirta-se. 
Objectivos da Cadeira 
Quando caro estudante, terminar o estudo da Química Geral, deverá ser capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 Conhecer as diferentes teorias, leis e princípios da Química ; 
 Interpretar os fenómenos químicos; 
 Realizar cálculos químicos; 
 Relacionar a química com o seu dia-a-dia 
 Completar e acertar as equações das reacções químicas; 
 Tomar iniciativa de realizar experiências simples na 
ausência do laboratório. 
 Aplicar regras para efectuar cálculos em diferentes unidades. 
 
Quem deveria estudar esta Cadeira 
Este manual da cadeira de Química Geral foi concebido para todos 
aqueles que estão a frequentar o 1º ano no curso de Licenciatura em 
Ensino de Química dos programas do Centro de Ensino à Distância, e 
ainda para aqueles que desejam consolidar seus conhecimentos em 
Química, com vista a melhorar o trabalho de docência na sala de aulas. 
 
 
UCM - CED Manual de História de Química – Q0074 
1 
Como está estruturado este Módulo 
Todos os manuais das cadeiras dos cursos oferecidos pela Universidade Católica 
de Moçambique-Centro de Ensino `a Distância (UCM-CED) encontram-se 
estruturados da seguinte maneira: 
 
Páginas introdutórias 
 Um índice completo. 
 Uma visão geral detalhada da cadeira, resumindo os aspectos-chave que 
você precisa conhecer para completar o estudo. Recomendamosvivamente 
que leia esta secção com atenção antes de começar o seu estudo. 
Conteúdo da cadeira 
A cadeira está estruturada em unidades de aprendizagem. Cada unidade incluirá, 
o tema, uma introdução, objectivos da unidade, conteúdo da unidade 
incluindo actividades de aprendizagem, um sumário da unidade e uma ou 
mais actividades para auto-avaliação. 
Outros recursos 
Para quem esteja interessado em aprender mais, apresentamos uma lista de 
recursos adicionais para você explorar. Estes recursos podem incluir livros, 
artigos ou sites na internet. 
Tarefas de avaliação e/ou Auto-avaliação 
Tarefas de avaliação para esta cadeira, encontram-se no final de cada unidade. 
Sempre que necessário, dão-se folhas individuais para desenvolver as tarefas, 
assim como instruções para as completar. Estes elementos encontram-se no final 
do manual. 
Comentários e sugestões 
Esta é a sua oportunidade para nos dar sugestões e fazer comentários sobre a 
estrutura e o conteúdo da cadeira. Os seus comentários serão úteis para nos 
ajudar a avaliar e melhorar este manual. 
Ícones de Actividade 
Ao longo deste manual irá encontrar uma série de ícones nas margens das folhas. 
Estes icones servem para identificar diferentes partes do processo de 
aprendizagem. Podem indicar uma parcela específica de texto, uma nova 
actividade ou tarefa, uma mudança de actividade, etc. 
Acerca dos ícones 
Os ícones usados neste manual são símbolos africanos, conhecidos por adrinka. 
Estes símbolos têm origem no povo Ashante de África Ocidental, datam do 
século 17 e ainda se usam hoje em dia. 
 
 
 
 
UCM - CED Manual de História de Química – Q0074 
2 
Habilidades e tempo de Estudo 
Caro estudante, procure olhar para você em três dimensões nomeadamente: O 
lado social, professional e estudantil, dai ser importante planificar muito bem o 
seu tempo. 
Procure reservar no mínimo 2 (duas) horas de estudo por dia e use ao máximo o 
tempo disponível nos finais de semana. Lembre-se que é necessário elaborar um 
plano de estudo individual, que inclui, a data, o dia, a hora, o que estudar, como 
estudar e com quem estudar (sozinho, com colegas, outros). 
Evite o estudo baseado em memorização, pois é cansativo e não produz bons 
resultados, use métodos mais activos, procure desenvolver suas competências 
mediante a resolução de problemas específicos, estudos de caso, reflexão, etc. 
Os manuais contêm muita informação, algumas chaves, outras complementares, 
dai ser importante saber filtrar e apresentar a informação mais relevante. Use 
estas informações para a resolução dos exercícios, problemas e desenvolvimento 
de actividades. A tomada de notas desenpenha um papel muito importante. 
Um aspecto importante a ter em conta é a elaboração de um plano de 
desenvolvimento pessoal (PDP), onde você reflecte sobre os seus pontos fracos e 
fortes e perspectivas o seu desenvolvimento. 
Lembre-se que o teu sucesso depende da sua entrega, você é o responsável pela 
sua própria aprendizagem e cabe a ti planificar, organizar, gerir, controlar e 
avaliar o seu próprio progresso. 
 
 
 
Estimativa de tempo 
de Estudo 
Tempo de Estudo 
Individual 
Tempo de Contacto 
com tutor 
Total do Tempo 
disponível 
 
 
 
120 
 
 
 
30 
 
 
 
150 
 
Precisa de Apoio? 
Caro estudante, temos a certeza de que por uma ou por outra situação, o material 
impresso, lhe pode suscitar alguma dúvida (falta de clareza, alguns erros de 
natureza frásica, prováveis erros ortográficos, falta de clareza conteudística, etc). 
Nestes casos, contacte o tutor, via telefone, escreva uma carta participando a 
situação e se estiver próximo do tutor, contacte-o pessoalmente. 
Os tutores têm por obrigação, monitorar a sua aprendizagem, dai o estudante ter 
a oportunidade de interagir objectivamente com o tutor, usando para o efeito os 
mecanismos apresentados acima. 
Todos os tutores têm por obrigação facilitar a interação, em caso de problemas 
específicos ele deve ser o primeiro a ser contactado, numa fase posterior contacte 
o coordenador do curso e se o problema for da natureza geral, contacte a 
direcção do CED, pelo número 825018440. 
Os contactos so se podem efectuar, nos dias úteis e nas horas normais de 
expediente. 
 
UCM - CED Manual de História de Química – Q0074 
3 
As sessões presenciais são um momento em que você caro estudante, tem a 
oportunidade de interagir com todo o staff do CED, neste período pode 
apresentar dúvidas, tratar questões administrativas, entre outras. 
O estudo em grupo, com os colegas é uma forma a ter em conta, busque apoio 
com os colegas, discutam juntos, apoiem-me mutuamnte, reflictam sobre 
estratégias de superação, mas produza de forma independente o seu próprio saber 
e desenvolva suas competências. 
Juntos na Educação `a Distância, vencendo a distância e consolidaremos o 
conhecimento.. 
Tarefas (avaliação e auto-avaliação) 
O estudante deve realizar todas as tarefas (exercícios, actividades e auto-
avaliação), contudo nem todas deverão ser entregues, mas é importante que 
sejem realizadas.As tarefas devem ser entregues antes do período presencial. 
Para cada tarefa serão estabelecidos prazaos de entrga, e o não cumprimento dos 
prazos de entrega, implica a não classificação do estudante. 
Os trabalhos devem ser entregues ao CED e os mesmos devem ser dirigidos ao 
tutor/docentes. 
Podem ser utilizadas diferentes fontes e materiais de pesquisa, contudo os 
mesmos devem ser devidamente referenciados, respeitando os direitos do autor. 
O plagiarismo deve ser evitado, a transcrição fiel de mais de 8 (oito) palavras de 
um autor, sem o citar é considerado plágio. A honestidade, humildade científica 
e o respeito pelos direitos autorais devem marcar a realização dos trabalhos. 
Avaliação 
Vocé será avaliado durante o estudo independente (80% do curso) e o período 
presencial (20%). A avaliação do estudante é regulamentada com base no 
chamado regulamento de avaliação. 
Os trabalhos de campo por ti desenvolvidos, durante o estudo individual, 
concorrem para os 25% do cálculo da média de frequência da cadeira. 
Os testes não são realizados durante as sessões. 
Os exames são realizados no final da cadeira e durante as sessões presenciais, 
eles representam 60%, o que adicionado aos 40% da média de frequência, 
determinam a nota final com a qual o estudante conclui a cadeira. 
A nota de 10 (dez) valores é a nota mínima de conclusão da cadeira. 
Nesta cadeira o estudante deverá realizar: 2 (Três) trabalhos e 1 (exame). 
Não estão previstas quaisquer avaliações orais. 
Algumas actividades práticas, relatórios e reflexões serão utilizadas como 
ferramentas de avaliação formativa. 
Durante a realização das avaliações, os estudantes devem ter em consideração: a 
apresentação; a coerência textual; o grau de cientificidade; a forma de conclusão 
dos assuntos, as recomendações, a indicação das referências utilizadas, o respeito 
pelos direitos do autor, entre outros. 
Os objectivos e critérios de avaliação estão indicados no manual. Consulte-os. 
Alguns feedbacks imediatos estão apresentados no manual. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
4 
Unidade 01 
 
 
Tema: A Matéria em Química 
 
 
Introdução 
 
Neste unidade o prezado estudante aprenderá que as substâncias podem ser 
identificadas por meio de algumas das suas propriedades, como densidade, o ponto 
de fusão e de ebulição. Verá como as substâncias podem ser separadas de uma 
mistura, ou seja, como purificar sólidos, líquidos e gases. Além disso, mostraremos 
as mudanças de estado físicos da matéria bem como as suas propriedadesgerais e 
específicas. 
Portanto, está convidado para a discussão participativa sobre o tema proposto na 
presente unidade. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
 
Objectivos 
 
 Desenhar o esquema de classificação da matéria 
 Classificar e separar as misturas; 
 Distinguir uma substância da mistura; 
 Descrever os métodos de separação de mistura 
 Representar os gráficos de substância e mistura 
 
 
 
1.1 A MATÉRIA “ O que será?” 
Química (do egípcio kēme (chem), significando "terra") é a ciência 
que trata das substâncias da natureza, dos elementos que a constituem, 
de suas características, propriedades combinatórias, processos de 
obtenção, suas aplicações e sua identificação. Estuda a maneira pela 
qual os elementos se ligam e reagem entre si, bem como a energia 
despreendida ou absorvida durante estas transformações. 
Em física, matéria (vem do latim materia, substância física) é 
qualquer coisa que possui massa, ocupa lugar no espaço (física) e está 
sujeita a inércia. A matéria é aquilo que existe, aquilo que forma as 
coisas e que pode ser observado como tal; é sempre constituída de 
partículas elementares com massa não-nula (como os átomos, e em 
escala menor, os prótons, nêutrons e elétrões). 
1.2 Como se Classifica a Matéria? 
As substâncias pura ou simplesmente substância são materiais que 
apresentam composição e propriedades definidas. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ci%C3%AAncia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Subst%C3%A2ncia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Natureza
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento
http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Reac%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Energia
http://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa
http://pt.wikipedia.org/wiki/In%C3%A9rcia
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pr%C3%B3ton
http://pt.wikipedia.org/wiki/N%C3%AAutron
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
UCM – CED Química Geral Q0050 
5 
As substâncias puras são representadas por fórmulas, ácido 
sulfúrico H2SO4, tem composição fixa 
As substâncias podem ser simples ou compostas. 
Substância simples: as moléculas são constituídas sempre pelo mesmo 
elemento químico. São exemplos de substâncias simples o H2, O2, O3, S8. 
A alotropia é um fenómeno que ocorre quando um elemento pode formar 
duas ou mais substâncias simples diferentes. Os principais casos de alotropia 
são: 
- Enxofre (S8): pode apresentar as formas monoclínica e rômbica 
- Carbono (Cn): pode apresentar as formas grafite e diamante 
- Oxigénio: O2 (oxigénio) e O3 (ozónio) 
- Fósforo: Pn (vermelho) e P4 (branco) 
Substância composta: as molécula são constituídas por átomos de 
elementos químicos diferentes. São exemplos de substâncias compostas: 
H2O, NaOH, KNO3. 
Misturas são sistemas formados por moléculas de diferentes tipos. Cada 
substância pura participante da mistura é conhecida como componente. Por 
exemplo, o ar, refresco, a pedra, etc. 
Cada aspecto visualmente homogéneo do sistema é conhecido como fase. 
Ao contrário da substância pura, as propriedades de uma mistura são 
dependentes da sua composição. Assim, apresentam as seguintes 
características: 
- composição variável, têm propriedades (como ponto de fusão, ponto de 
ebulição, densidade) diferentes daquelas apresentadas pelas substâncias 
quando estudadas separadamente; não pode ser expressa por uma fórmula 
química. 
 
Tipos de Misturas 
De acordo com o aspecto visual de uma mistura, podemos classificá-la em 
função do seu número de fases, isto é, cada uma das porções que apresenta 
aspecto visual homogéneo (uniforme), o qual pode ser contínuo ou não, 
mesmo quando observado ao microscópio comum. 
 
De acordo com o número de fases que podem ser observadas, as misturas 
podem ser: 
- Homogéneas ou soluções: não se pode distinguir a separação entre os 
componentes, presença de só uma fase. São exemplos: ar atmosférico puro, 
água e sal dissolvido, álcool e água. Misturas de gases sempre são sistemas 
homogéneos. 
- Heterogéneas: Ocorre a presença de mais de uma fase. São exemplos: 
água e óleo, água e areia, granito (mica, feldspato e quartzo), ar atmosférico 
e poeira, o leite, o sangue, etc. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
6 
Nos exemplos que demos de certeza que estará se perguntando: será que o 
sangue e o leite pertencem a este grupo? A resposta é sim porque, o aspecto 
visual contínuo de uma mistura não se restringe apenas à simples percepção 
a olho nu, mas abrange também a utilização de aparelhos ópticos comuns. 
 
O que são DIAGRAMAS DE MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO? 
 
O gráfico de mudança de estado de qualquer substância pura apresenta 
sempre dois patamares. Enquanto, O gráfico de mudança de estado de 
misturas geralmente não apresenta patamares. 
As temperaturas de fusão (TF) e ebulição (TE) são duas propriedades 
utilizadas para caracterizar e identificar substâncias puras. 
Existem algumas misturas com comportamento diferente, as quais 
apresentam um patamar apenas. Estamos a falar de: 
 
Misturas eutéticas, apresentam TF constante, e o gráfico apresenta um 
patamar durante a fusão. Exemplos: solda (estanho + chumbo); gelo + 
sal de cozinha 
 
 Gráfico 1: Misturas azeotrópicas 
 
Essas misturas apresentam TE constante, e o gráfico apresenta um 
patamar durante a ebulição. Exemplo: álcool comum (96% de etanol e 
4% de água). Veja o gráfico1 e 2 
 
 
 Gráfico 2 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
7 
Relações entre Artes e ciência 
Hervé Fischer fala, no livro A sociedade sobre o divã (2007), de uma 
nova corrente artística que usa a ciência e as suas descobertas como 
inspiração, como as biotecnologias, as manipulações genéticas, a 
inteligência artificial, a robótica. Além disso, o tema da ciência foi 
frequentemente a origem de quadros ou de esculturas. O movimento 
futurista, por exemplo, considera que o campo social e cultural devem 
racionalizar-se. 
As descobertas científicas ajudam os peritos em arte. O conhecimento 
da desintegração do carbono 14, por exemplo, permite datar as obras. 
O laser permite restaurar, sem danificar as superfícies, os 
monumentos. O princípio da síntese aditiva das cores restaura 
autocromos. As técnicas de análise físico-químicos permitem explicar 
a composição dos quadros, ou mesmo descobrir palimpsestos. A 
radiografia permite sondar o interior de objetos ou de peças sem poluir 
o mesmo. O espectrográfico é utilizado, por último, para datar e 
restaurar os vitrais. 
Exemplo 1 
(UEBA) Um sistema formado por água, açúcar dissolvido, álcool 
comum, limalha de ferro e carvão apresenta. 
a) 1 fase b) 2 fases c) 3 fases d) 4 fases e) 5 fases 
Resolução 
O açúcar e o álcool comum são solúveis na água, estes formam uma 
fase. Limalha de ferro e carvão formam duas outras fases. O total de 
fases ou aspectos é 3 e a alternativa correcta é a c. 
 
Processos de separação de misturas 
Os processos de separação são usados na obtenção dos componentes 
individuais de uma mistura de dois ou mais componentes. Nem 
sempre somente um método de separação é suficiente para separar 
todos os componentes de uma mistura. Os principais processos são 
citados a seguir. 
● Catação 
É um método de separação bastante rudimentar, usado para separação 
de sistemas sólido-sólido. Baseia-se na identificação visual dos 
componentes da mistura e na separação dos mesmos separando-osmanualmente. É o método utilizado na limpeza do feijão antes do 
cozimento. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/2007
http://pt.wikipedia.org/wiki/Biotecnologia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Gen%C3%A9tica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Intelig%C3%AAncia_artificial
http://pt.wikipedia.org/wiki/Rob%C3%B3tica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Futurismo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbono_14
http://pt.wikipedia.org/wiki/Laser
http://pt.wikipedia.org/wiki/Autocromo
http://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsico-qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Palimpsesto
http://pt.wikipedia.org/wiki/Radiografia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Espectroscopia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ci%C3%AAncia#cite_note-25
UCM – CED Química Geral Q0050 
8 
● Peneiração ou Tamisação 
Também conhecido como tamisação, este método é usado na 
separação de sistemas sólido-sólido, onde um dos dois componentes 
apresente granulometria que permita que o mesmo fique preso nas 
malhas de uma peneira. 
● Ventilação 
Método de separação para sistemas sólido-sólido, onde um dos 
componentes pode ser arrastado por uma corrente de ar. Um bom 
exemplo é a separação da casca e do caroço do amendoim torrado. 
● Levigação 
A água corrente arrasta o componente menos denso e o mais denso 
deposita-se no fundo do recipiente. Um bom exemplo é a lavagem da 
poeira do arroz. 
● Flotação 
- usado para separar misturas heterogéneas. Usa-se a água ou outro 
líquido para separar sólidos de densidades diferentes, no qual o mais 
denso afunda e o menos denso flutua. 
● Fusão fraccionada 
- consiste nos diferentes pontos de fusão das matérias. 
- a mistura é aquecida até que um de seus componentes passe para o 
estado líquido, podendo assim ser separado do resto da mistura. Esse 
procedimento é repetido várias vezes, até que todas as substâncias da 
mistura estejam separadas. 
● Decantação 
Permite a separação de líquidos imiscíveis (que não se misturam) ou 
um sólido precipitado num líquido. Exemplos: água e areia e água e 
óleo vegetal. 
 
Pode-se aproveitar a pressão atmosférica e a gravidade para auxiliar 
no processo de decantação. Um dos líquidos pode ser retirado por 
sifonação, que é a transferência, através de uma mangueira, de um 
líquido em um posição mais elevada para outra, num nível mais baixo. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
9 
 
 Pode-se ainda usar-se o princípio da decantação para a separação de 
misturas sólido-gás (câmara de poeira). A mistura sólido-gás atravessa 
um sistema em zigue-zague, o pó, sendo mais denso, se deposita pelo 
trajecto. 
 
● Filtração 
Este é um método de separação muito presente no laboratório químico 
e também no quotidiano. É usado para separar um sólido de um 
líquido ou sólido de um gás, mesmo que o sólido se apresente em 
suspensão. A mistura atravessa um filtro poroso, onde o material 
particulado fica retido. A preparação do café é um exemplo de 
filtração. 
 
No quotidiano, o aspirador de pó é o melhor exemplo do processo de 
filtração. 
● Evaporação 
Separa partículas sólidas suspensas no ar aspirado. 
Método de separação de misturas sólido-líquido por evaporação do 
solvente, também conhecido como cristalização. Em recipiente aberto, 
simplesmente permite-se que o solvente evapore, deixando o sólido. 
Nas salinas, o sal é obtido a partir da água do mar através deste 
processo. 
 
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● Sublimação 
Processo utilizado quando um dos componentes do sistema sublima 
(passa directamente do estado sólido para o gasoso) quando sob 
aquecimento. O iodo e a naftalina são sólido que sublimam. 
● Cromatografia 
Nesse processo, os componentes de uma mistura de sólidos em 
solução são separados e identificados pela cor. Um dos primeiros 
processos usados foi a cromatografia em papel. Veja a separação de 
componentes de uma tinta preta 
 
Os procedimentos desta experiências são tão simples que você mesmo 
também pode fazer. Veja os procedimentos: 
Pinga-se uma gota da mistura a ser analisada numa extremidade de 
uma tira de papel de filtro. Depois de seca, essa extremidade do papel 
é colocada em contacto com um solvente apropriado. 
À medida que o solvente é absorvido pela tira, os diferentes 
componentes da mistura “sobem” por ela com velocidades variadas. 
Assim, separados em diferentes regiões da tira de papel, os 
componentes da mistura podem ser devidamente identificados. 
 
● Centrifugação 
É uma maneira de acelerar o processo de decantação envolvendo 
sólidos e líquidos realizada num aparelho denominado centrífuga. Na 
centrífuga, devido ao movimento de rotação, as partículas de maior 
densidade, por inércia, são arremessadas para o fundo do tubo. 
 
Foto de uma ultra centrifugadora 
● Destilação fraccionada 
É um método de separação de líquidos que participem de mistura 
homogénea ou heterogénea. Quanto mais distantes forem os pontos de 
ebulição destes líquidos, mais eficiente será o processo de destilação. 
A destilação fraccionada é usada na obtenção das diversas fracções do 
petróleo. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
11 
 
 Nos alambiques, este tipo de destilação é usado na obtenção de 
bebidas como a cachaça e o uísque. Na destilação fraccionada em 
laboratório usa-se um equipamento como o mostrado abaixo. 
 
● Destilação simples 
A destilação simples é utilizada quando se deseja separar a substância 
sólida dissolvida do solvente e não se deseja perder este último, como 
no processo de evaporação. Por exemplo a preparação caseira do 
aguardente. 
● Separação magnética 
Separa os componentes que são atraídos por um imã daqueles que não 
apresentam esta propriedade (separação de limalha de ferro da areia). 
 
● Dissolução fraccionada 
Método de separação de sistemas sólido-sólido, onde somente um dos 
componentes apresenta solubilidade num dado solvente. A mistura 
areia e sal é um bom exemplo de aplicação para este método de 
separação. Adicionando-se água, obtém-se a solubilização do sal na 
UCM – CED Química Geral Q0050 
12 
água. Após uma filtração, a areia é separada, bastando realizar uma 
destilação simples ou evaporação para se separar o sal da água. Este 
método também é conhecido como extracção por solvente. 
 Propriedades da matéria 
As propriedades da matéria são observadas em qualquer corpo, 
independente da substância de que é feita. Para o seu estudo, vamos 
distinguir dois tipos de propriedades: as gerais e específicas 
● Propriedades gerais : Gerais são as que estão presentes em 
qualquer matéria, são elas: 
Extensão: Propriedade que a matéria tem de ocupar um lugar no 
espaço. O volume mede a extensão de um corpo. 
Inércia: propriedade que a matéria tem em permanecer na situação em 
que se encontra, seja em movimento ou em repouso. A massa mede a 
inércia de um corpo. 
 
Impenetrabilidade: Dois corpos não podem ocupar simultaneamente 
o mesmo lugar no espaço. 
Compressibilidade: propriedade da matéria que consiste em ter 
volume reduzido quando submetida a determinada pressão. 
Elasticidade: Propriedade que a matéria tem de retornar seu volume 
inicial - após cessada a força que causa a compressão. 
Divisibilidade: Propriedade que a matéria tem se reduz em partículas 
extremamente pequenas. 
Indestrutibilidade: A matéria pode apenas ser transformada, mas não 
criada ou destruída. Propriedades específicas: são aquelas que são específicas a 
determinada matéria ou grupo. 
Estas por sua vez, podem ser químicas ou físicas 
As físicas compreendem: 
Cor: Diferentes materiais apresentam diferentes cores. 
Dureza: resistência que a superfície oferece quando riscada por outro 
material. 
Brilho: propriedade que faz com que os corpos reflictam a luz de 
modo diferente. 
Maleabilidade: permite à matéria ser moldada. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
13 
Ductilidade: Propriedade que permite transformar materiais em fios. 
Densidade ou massa específica de uma substância: é dada pela razão 
(d) entre a massa dessa substância e o volume por ela ocupado. 
Magnetismo: propriedade de serem atraídas por ímãs. 
As químicas são as que caracterizam uma transformação química 
como por exemplo a combustão e a oxidação. 
 
Sumário 
Em física, matéria (vem do latim materia, substância física) é qualquer coisa que 
possui massa, ocupa lugar no espaço (física) e está sujeita a inércia. A matéria é 
aquilo que existe, aquilo que forma as coisas e que pode ser observado como tal; 
é sempre constituída de partículas elementares com massa não-nula (como os 
átomos, e em escala menor, os prótons, nêutrons e elétrões). 
As substâncias pura ou simplesmente substância são materiais que apresentam 
composição e propriedades definidas. 
As substâncias puras são representadas por fórmulas, ácido sulfúrico H2SO4, 
tem composição fixa 
As substâncias podem ser simples ou compostas. 
Substância simples: as moléculas são constituídas sempre pelo mesmo elemento 
químico. São exemplos de substâncias simples o H2, O2, O3, S8. 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios 
 
 
1. Indique vantagens do estudo da Química Geral 
no Curso de química. 
2.Na Química Geral, aponte sobre: 
1.1.Objecto de estudo. 
1.2.Objectivos. 
1.3.Tarefas. 
3. Diferencie as substanciais pura das misturas. 
4. Quais os métodos de separacao de mistura por 
ti estudados 
5. Refira-se sobre as propriedades da matéria! 
 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa
http://pt.wikipedia.org/wiki/In%C3%A9rcia
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pr%C3%B3ton
http://pt.wikipedia.org/wiki/N%C3%AAutron
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
UCM – CED Química Geral Q0050 
14 
 Unidade 02 
 
Tema: Estrutura da matéria: Explicação sem suporte 
experimental 
 
 
Introdução 
 
Prezado Esta unidade irá abordar aspectos ligados a alquimia que é 
considerada uma arte e pseudociência oculta. A alquimia é baseada na 
crença de que há quatro elementos básicos : Fogo, Ar, Terra e Água , 
e três essenciais: Sal, Enxofre e Mercúrio. 
Portanto, está convidado para uma discussão activa sobre a o tema 
proposto nesta unidade, sendo necessário usar todo conhecimento que 
dispõe sobre a matéria. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
 
Objectivos 
 Conhecer a génese da evolução das teorias atómicas; 
 Conhecer as primeiras teorias atómicas; 
 Explicar a origem da matéria;. 
 
 
 HISTÓRIA DE DESCOBERTA DO ÁTOMO 
 
2.1. Caracterização 
 
A maioria das culturas antigas se preocupou em entender a relação 
existente entre o ser humano e o mundo da natureza e seus fenómenos. 
Para isso, esses povos criaram mitos e lendas em que actuavam deuses 
e outras figuras dotadas de poderes sobrenaturais. 
Através dessas narrativas, explicavam a criação do mundo, a origem 
do fogo, a descoberta de ferramentas, o cultivo de alimentos etc. 
 
As primeiras tentativas de entender os fenómenos naturais, 
desvinculadas da religião ou de forças sobrenaturais, surgiram no 
século V a.C., na Grécia. 
 
Por volta de 478 a.C., o filósofo grego Leucipo, que vivia na costa 
norte do mar Egeu, apresentou a primeira teoria atómica de que se tem 
notícia, e o seu discípulo Demócrito (468-370 a.C) aperfeiçoou e 
propagou. Pensamento de Leucipo: considere, por exemplo, a areia de 
uma praia. Vista de longe ela parece contínua, porém, observada de 
perto notamos que é formada por grãos pequenos. 
 
http://www.skepdic.com/brazil/pseudociencia.html
UCM – CED Química Geral Q0050 
15 
Segundo demócrito, a matéria não se podia dividir em 
indefinidamente em partes cada vez mais pequenas, pois, assim 
converter-se-ia em nada, o que era impensável. Devia então aceitar se 
a existência de partículas que não admitiam mais divisão: os átomos, 
que em grego significa sem divisão. 
 
Os átomos de Demócrito eram indivisíveis, indestrutíveis, moviam-se 
eternamente no vácuo e tinham tamanhos e formas diferentes 
conforme as propriedades das substâncias a que pertenciam. 
Em conclusão: a matéria era formada por átomos, era 
descontínua 
 
Na realidade, Foi Empédocles, um filósofo grego, quem lançou a ideia 
para explicar a constituição da matéria. Para ele, ela seria formada por 
quatro elementos primários — o fogo, o ar, a água e a terra. Esses 
elementos seriam indestrutíveis, mas estariam sofrendo constantes 
transformações. 
 
Mais tarde, Aristóteles introduziu a ideia de que esses quatro 
elementos podiam ser diferenciados por suas propriedades: 
 O fogo seria quente e seco. 
 O ar seria quente e húmido. 
 A água seria fria e húmida. 
 A terra seria fria e seca. 
 
Dessa maneira, seria possível transformar uma substância em outra, 
desde que se alterasse uma de suas propriedades. Por exemplo, se o ar 
— quente e húmido — fosse resfriado, poderia ser transformado em 
chuva. 
Em conclusão: as observações de Aristóteles levou-o a pensar a 
matéria como infinitamente divisível, ou seja, contínua. 
 
Assim, os filósofos gregos ensaiaram os primeiros passos na ciência: 
observando e elaborando teorias. 
 
Fica então aqui uma questão: seria então a matéria constituída por 
átomos ou apenas por quatro elementos? 
 
O conceito de Empédocles e Aristóteles apesar de errado, foi aceito 
por mais de dois mil e teve mais seguidores do que a teoria atomista, 
não só pela grande autoridade científica de Aristóteles mas também 
porque era fácil entender qualidades que se sentiam do que admitir a 
existência do átomo, que não podiam ser vistos. 
 
A concepção de Aristóteles só foi abandonada quando Robert Boyle, 
em seu livro The sceptical chemist (O químico céptico), publicado em 
1661. Ele afirmou: se há elementos só à experiência cabe revelá-los. 
Como? Analisando os corpos e procurando decompô-los noutros mais 
UCM – CED Química Geral Q0050 
16 
simples. Um elemento deve conhecer-se porque não é decomponível. 
Mostrou ser impossível extrair os quatro elementos a partir de uma 
substância. Boyle propôs uma definição para elemento químico 
diferente da formulada pelos antigos gregos. Para Boyle, elemento 
químico era toda substância que não podia ser decomposta em 
substâncias mais simples. 
 
Boyle fundamentou sua teoria na realização de experimentos e na 
interpretação dos resultados obtidos, processo que hoje se denomina 
método científico. 
 
As experiências de Boyle com gases só podiam ser interpretadas 
satisfatoriamente considerando a matéria constituída por partículas. 
Está foi a base para a primeira prova experimental da existência dos 
átomos. 
 
 
Sumário 
Para demócrito, a matéria não se podia dividir em indefinidamente em 
partes cada vez mais pequenas, pois, assim converter-se-ia em nada, o que 
era impensável. Devia então aceitar se a existênciade partículas que não 
admitiam mais divisão: os átomos, que em grego significa sem divisão. 
Boyle argumentou na sua teoria na realização de experimentos e na 
interpretação dos resultados obtidos, processo que hoje se denomina 
método científico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios 
 
1. Qual era a concepçãao que os alquimista tinha 
acerca do átomo? 
2. Fale sobre a evolução das diferentes teoria sobre 
a estrutura da materia. 
3. Comente acerca da descoberta do Boyle nas suas 
experiências? 
4. Sobre as experiencias dos Aristoteles? Comente. 
5. Comente acerca da nova concepção do átomo 
segundo a mecânica quântica? 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
17 
Unidade 03 
 
 
Tema: RADIOACTIVIDADE 
 
 
Introdução 
 
Certamente você já ouviu muitas notícias envolvendo a radioactividade e 
energia nuclear. São, sem dúvidas, temas polémicos. Para melhor 
entendermos essas notícias, e também para podermos nos posicionar com 
clareza como cidadãos, diante das questões polémicas suscitadas por elas, é 
conveniente que tenhamos um conhecimento científico a respeito desses 
temas. 
Para além disso, a meta deste tema é dar a você um mínimo de informações 
que visam compreender com clareza a estrutura atómica. Assim, no fim da 
próxima unidade, estrutura atómica, face um pequeno resumo mostrando a 
relação estas unidadesAo completar 
esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 Interpretar e descrever os fenómenos da radioactividade; 
 Conhecer as leis e as famílias radioactivas; 
 Descrever as características das partículas; 
 Acertar e completar as equações das reacções nucleares. 
 
A Radioactividade 
 
3.1. Caracterização 
O esquecimento de uma rocha de urânio sobre um filme fotográfico virgem 
levou à descoberta de um fenómeno interessante: o filme foi velado 
(marcado) por “alguma coisa” que saía da rocha, na época denominada raios 
ou radiações. Outros elementos pesados, com massas próximas à do urânio, 
como o rádio e o polónio, também tinham a mesma propriedade. 
 
O fenómeno foi denominado radioactividade e os elementos que 
apresentavam essa propriedade foram chamados de elementos radioactivos. 
Comprovou-se que um núcleo muito energético, por ter excesso de partículas 
ou de carga, tende a estabilizar-se, emitindo algumas partículas. 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
18 
 
 
● Radiação Alfa ou Partícula Alfa 
 
Um dos processos de estabilização de um núcleo com excesso de energia é o 
da emissão de um grupo de partículas positivas, constituídas por dois protões 
e dois neutrões, e da energia a elas associada. São as radiações alfa ou 
partículas alfa, núcleos de hélio (He), um gás chamado “nobre” por não 
reagir quimicamente com os demais elementos. 
 
 
Sobre as emissões α foi enunciado por Soddy, em 1911, a chamada primeira 
lei da radioactividade assim enunciada: 
 
Quando um radionuclídeo emite uma articula α, seu número de massa 
diminui 4 unidades e o seu número atómico diminui duas unidades. 
zXA → 2α4 + z-2 YA-4 
 
● Radiação Beta ou Partícula Beta 
 
Outra forma de estabilização, quando existe no núcleo um excesso de 
neutrões em relação a protões, é através da emissão de uma partícula 
negativa, um electrão, resultante da conversão de um neutrão em um protão. 
É a partícula beta negativa ou, simplesmente, partícula beta. 
Em 1900, Paul Villard, na Fraça, descobriu uma outra forma de 
radioactividade que não apresenta a carga eléctrica, sendo chamada de 
radiação gama (γ). Nesse mesmo ano, Becquerel descobriu que as partículas 
β são, na verdade, electrões com alta velocidade. 
Assim como existe a primeira lei da radioactividade, existe a segunda, 
enunciada por Soddy, Fajans e Russell, em 1913, que diz que: 
 
 
Quando um radionuclídeo emite uma partícula β a massa permanece 
constante e o seu número atómico aumenta uma unidade. 
zXA → -1β0 + z+1 YA 
 
 
No caso de existir excesso de cargas positivas (protões), é emitida uma 
partícula beta positiva, chamada positrão, resultante da conversão de um 
protão em um neutrão. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
19 
 
 
● Radiação Gama 
Geralmente, após a emissão de uma partícula alfa (α) ou beta (β), o núcleo 
resultante desse processo, ainda com excesso de energia, procura estabilizar-
se, emitindo esse excesso em forma de onda electromagnética, da mesma 
natureza da luz, denominada radiação gama. 
 
 
Veja exemplos de reacções nucleares : 
 
35Cs137 → -1β0 + 56 Ba137 
Β emissor instável 
56Ba137 → 0γ0 + 56 Ba137 
Instável estável 
Sumário 
A radioactividade, radiactividade ou radioactividade é um fenômeno natural ou 
artificial, pelo qual algumas substâncias ou elementos químicos, chamados 
radioactivos, são capazes de emitir radiações, as quais têm a propriedade de 
impressionar placas fotográficas, ionizar gases, produzir fluorescência, 
atravessar corpos opacos à luz ordinária, etc. As radiações emitidas pelas 
substâncias radioativas são principalmente partículas alfa, partículas beta e 
raios gama. A radioatividade é uma forma de energia nuclear, usada em 
medicina (radioterapia), e consiste no facto de alguns átomos como os do 
urânio, rádio e tório serem “instáveis”, perdendo constantemente partículas 
alfa, beta e gama (raios-X). O urânio, por exemplo, tem 92 prótons, porém 
através dos séculos vai perdendo-os na forma de radiações, até terminar em 
chumbo, com 82 prótons estáveis. 
 
 
 
 
 
 
Exercícios 
 
 
1. O que entendes por radioactividade? 
2. Faça uma retrospectiva cronolica da história de 
radioactividade. 
3. Qual é a principal diferença entre particulas alfa e raios 
gamas? 
 
4. Enuncie a Lei de Soddy e Fajans. 
 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fen%C3%B4meno_natural
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Radia%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1s
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fluoresc%C3%AAncia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Luz
http://pt.wikipedia.org/wiki/Part%C3%ADcula_alfa
http://pt.wikipedia.org/wiki/Part%C3%ADcula_beta
http://pt.wikipedia.org/wiki/Radia%C3%A7%C3%A3o_gama
http://pt.wikipedia.org/wiki/Energia_nuclear
http://pt.wikipedia.org/wiki/Medicina
http://pt.wikipedia.org/wiki/Radioterapia
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ur%C3%A2nio
http://pt.wikipedia.org/wiki/R%C3%A1dio_(elemento_qu%C3%ADmico)
http://pt.wikipedia.org/wiki/T%C3%B3rio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Raio-X
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pr%C3%B3tons
http://pt.wikipedia.org/wiki/Chumbo
UCM – CED Química Geral Q0050 
20 
Unidade 04 
 
 
Tema: Estrutura da matéria: explicação com 
suporte experimental 
 
 
Introdução 
 
A antiguidade, retratada nesta unidade, é o periodo que vai 
desde a descoberta da escrita por volta do ano 4000ª.C. até a 
queda do último império Romano nop ano 476 d.n.e. Toda 
o período foi caractetizado por relações de produção e 
servidão dos que não tem poderes materiais. 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão sobre 
o tema proposto. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
 
Objectivos 
 
 Comparar as teorias sem suporte experimental e as que 
assentam nesta base; 
 Conhecer e Descrever os Modelos atómicos; 
 Explicar as limitações e os pontos positivos de cada um dos 
cientistas; 
 Estabelecer relações desta unidade com a anterior. 
 
4. Estruturada matéria: explicação com suporte 
experimental 
 
4.1. Caracterização 
 
Pode-se considerar que desenvolvimento da teoria da 
estrutura atómica especialmente a estrutura interna, ocorreu 
essencialmente em três grandes etapas: 
 
(1) a descoberta da natureza da matéria e da natureza do 
electrões (por volta de 1900); 
 
(2) a constatação de que o átomo consiste de um núcleo 
pequeno rodeado de electrão (1911); 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
21 
(3) desenvolvimento das equações mecânico-quânticas que 
explicam o comportamento dos electrão nos átomos 
(1925). 
 
Teoria Atómica de Dalton 
 
 
John Dalton é considerado o pai da Química teórica. Com apenas 12 anos de 
idade iniciou sua brilhante carreira leccionando em uma escola da comunidade 
Quaker, da qual era membro. 
 
Teoria 
Dalton retomou o conceito grego da existência de átomos 
indivisíveis para propor uma teoria que permitisse explicar, entre 
outras generalizações químicas; as leis da conservação da massa e 
da composição definida. 
 
Essa teoria possibilitaria, posteriormente, a criação do primeiro 
modelo do átomo, a qual expressa, em termos gerais, o seguinte: 
 
1. A matéria é constituída de pequenas partículas esféricas 
maciças e indivisíveis denominadas átomos. 
2. Um conjunto de átomos com as mesmas massas e 
tamanhos apresenta as mesmas propriedades e constitui um 
elemento químico. 
3. Elementos químicos diferentes apresentam átomos com 
massas, tamanhos e propriedades diferentes. 
4. A combinação de átomos de elementos diferentes, numa 
proporção de números inteiros, origina substâncias diferentes. 
5. Os átomos não são criados nem destruídos: são 
simplesmente rearranjados, originando novas substâncias. 
 
 Dalton acreditava que os átomos fossem maciços, esféricos e 
indivisíveis como bolinhas de gude. 
 
 
Dalton voltou então á teoria atómica mas muito diferente da dos 
filósofos gregos: tinha uma base experimental e haviam tantas 
espécies de átomos como elementos e não tantos os átomos como 
substâncias simples. 
 
Teoria Atómica de Thompson 
Em 1897, Joseph John Thompson (1856-1940) conseguiu 
demonstrar que o átomo não é indivisível, utilizando uma 
UCM – CED Química Geral Q0050 
22 
aparelhagem denominada tubo de raios catódicos. Dentro do tubo 
de vidro havia, além de uma pequena quantidade de gás, dois 
eléctrodos ligados a uma fonte eléctrica externa. Quando o circuito 
era ligado, aparecia um feixe de raios provenientes do cátodo 
(eléctrodo negativo), que se dirigia para o ânodo (eléctrodo 
positivo). Esses raios eram desviados na direcção do pólo positivo 
de um campo eléctrico. 
 
 
Diante do exposto, Thompson propôs que o átomo poderia ser uma 
esfera, maciça carregada positivamente, na qual alguns electrões 
estariam inseridos de modo a se obter um sistema 
eletrostaticamente mais estável (carga total nula), modo a se obter 
um sistema eletrostaticamente mais estável (carga total nula). 
 
Descoberta do protão (p) 
Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein, usando uma 
aparelhagem semelhante à de Thompson, observou o aparecimento 
de um feixe luminoso no sentido oposto ao dos electrão. 
Concluiu que os componentes desse feixe deveriam apresentar 
carga eléctrica positiva. 
 
Teoria Atómica de Rutherford 
Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo 
experimento com o gás hidrogénio, detectou a presença de 
partículas com carga eléctrica positiva ainda menores, as quais ele 
denominou protões (p). A massa de um protão é aproximadamente 
1 836 vezes maior que a de um electrão. 
 
A experiência de Rutherford 
Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford baseou-se 
nas observações sobre o espalhamento das “partículas α e 
bombardeou uma finíssima lâmina de ouro (de aproximadamente 
0,0001 cm) com pequenas partículas de carga eléctrica positiva, 
denominadas partículas alfa (α), emitidas por um material 
radioactivo. 
 
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a 
tirar uma série de conclusões: 
UCM – CED Química Geral Q0050 
23 
 
Observação Conclusão 
a) A maior parte das 
partículas α atravessava a 
lâmina sem sofrer desvios. 
A maior parte do átomo deve ser 
vazio. Nesse espaço (electrosfera) 
devem estar localizados os 
electrão. 
b) Poucas partículas α (1 em 
20 000) não atravessavam a 
lâmina e voltavam. 
Deve existir no átomo uma 
pequena região onde está 
concentrada sua massa (o núcleo). 
c) Algumas partículas α 
sofriam desvios de trajectória 
ao atravessar a lâmina. 
O núcleo do átomo deve ser 
positivo, o que provoca uma 
repulsão nas partículas 
α (positivas). 
 
A comparação do número de partículas _ que atravessavam a 
lâmina com o número de partículas _ que voltavam levou 
Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil vezes maior que 
o raio do núcleo. 
 
Rutherford propôs um modelo segundo o qual o átomo seria 
constituído de um núcleo pequeno, contendo toda carga positiva (os 
protões) e praticamente toda massa do átomo, rodeado por um 
grande volume no qual os electrões estariam distribuídos. A 
concepção actual usada para descrever a estrutura física do átomo 
se baseia no modelo de Rutherford ou seja, em modelo nuclear. 
 
Entretanto, Rutherford observou que somente cerca de metade da 
massa nuclear poderia ser justificada pelos protões. Daí, ele sugeriu 
que o núcleo atómico deveria conter partículas de carga zero e a 
massa aproximadamente igual à dos protões. Em 1932, o cientista 
inglês Chadwick observou, ao bombardear berílio com partículas α, 
que eram emitidas partículas não carregadas electricamente e de 
massa ligeiramente maior que à dos protões. Ele as denominou de 
neutrões. 
 
 
OS NOVOS MODELOS ATÔMICOS 
 
Depois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas 
direccionaram seus estudos para a distribuição dos electrão na 
electrosfera. Fizeram progressos levando em conta conhecimentos 
anteriores. Há muito tempo os químicos já sabiam que os 
compostos de sódio emitem uma luz amarela quando submetidos a 
uma chama. Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes 
elementos, submetidos a uma chama, produziam cores diferentes. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
24 
 
 
O estudo da luz conseguida dessa maneira permitiu a obtenção dos 
chamados espectros descontínuos, característicos de cada elemento. 
A cada cor desses espectros foi associada certa quantidade de 
energia. 
 
Teoria Atómica de Bohr 
Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um novo modelo 
atómico, relacionando a distribuição dos electrões na electrosfera 
com sua quantidade de energia. 
 
O MODELO ATÔMICO DE BÖHR 
Esse modelo baseia-se nos seguintes postulados: 
 
1. Os electrão descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo. 
2. Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita 
estacionária). Os electrão que estão situados em órbitas mais 
afastadas do núcleo apresentarão maior quantidade de energia. 
3. Quando um electrão absorve certa quantidade de energia, salta 
para uma órbita mais energética. Quando ele retorna à sua órbita 
original, liberta a mesma quantidade de energia, na forma de onda 
electromagnética (luz). 
 
Essas órbitas foram denominadas níveis de energia. Hoje são 
conhecidos sete níveis de energia ou camadas, denominadas K, L, 
M, N, O, P e Q. 
- Equações que explica as linhas observadas no espectro do 
hidrogénio; 
 
 - Foi deduzida teoricamenteuma equação que permite encontrar os 
comprimentos de onda das radiações emitidas (linhas) pelo 
hidrogénio, quando este produz o seu espectro atómico. Para isso, 
Bohr imaginou que quando um átomo absorve energia – por 
exemplo, em uma imaginou que quando um átomo absorve energia 
– por exemplo, em uma chama ou descarga eléctrica – o electrão é 
promovido para um nível de maior energia. Quando o electrão 
retorna para um nível de mais baixa energia, emite um fotão cuja 
energia é igual à diferença de energia entre os dois níveis 
envolvidos na transição (2o postulado). Admitindo-se que n é o 
número quântico de nível mais alto e n=1 é o de nível mais baixo 
(n2>n1), a diferença de energia entre os dois será: 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
25 
∆E = En2 – En1 = (- A 1/n2
2) – (-A 1/n1
2) = A (1/n1
2 - 1/n2
2) 
 
Uma vez que esta diferença aparece como um fotão, cuja energia é 
E = hv = hc/λ, podemos escrever: h.c. 1/λ = A(1/n1
2 - 1/n2
2) ou 1/λ 
=A/hc(1/n1
2 - 1/n2
2). 
 
calculando o valor da quantidade A/hc, obtém-se 109730 cm-1. 
Portanto, 1/λ = 109730(1/n1
2 - 1/n2
2) cm-1. Se nós compararmos 
esta equação com a de Rydberg, sugere que o modelo teórico de 
Bohr é apropriado para o átomo de hidrogénio. 
 
Virtudes e limitações do modelo de Bohr 
 
Conforme vimos, as equações de Bohr permitem: 
- Encontrar os valores consistentes das energias permitidas para o 
hidrogénio e sistemas atómicos hidrogenóides; 
- Explicar os espectros dos sistemas hidrogenóides, sobretudo o do 
átomo de hidrogénio (concordante com a equação de Rydberg); 
- Deu uma interpretação qualitativa dos espectros atómicos, em 
geral; 
 
Forneceu uma base teórica para a ordenação dos elementos na 
tabela periódica; 
- Chama a necessidade de usar conceitos os conceitos quânticos no 
modelo do átomo. Estava aberto o caminho para a mecânica 
quântica, no mundo da microfísica; 
- As experiências na época continuavam a ser concordantes com os 
conceitos de estado estacionário, nível de energia e transição 
electrónica, que se mantiveram até aos nossos dias. 
 
Todavia, a teoria e as equações de Bohr: 
 
- Não permitem explicar a tabela periódica de modo sistemático; 
- Não explicam o facto de, por exemplo, o electrão de valência do 
Li ter, segundo medidas magnéticas, momento angular orbital igual 
a ZERO, quando o valor postulado por Bohr seria igual a 2xh/2π. 
Além disso, experimentos semelhantes realizados com o hidrogénio 
que o valor do momento é ZERO (n =1); 
- Não explicam a formação das ligações químicas – somente a 
“mecânica quântica” foi capaz de explicar isso e o 
COMPORTAMENTO dos electrões nas moléculas. 
 
OS SUBNÍVEIS 
O trabalho de Böhr despertou o interesse de vários cientistas para o 
estudo dos espectros descontínuos. Um deles, Sommerfield, 
percebeu, em 1916, que as raias obtidas por Böhr eram na verdade 
um conjunto de raias mais finas e supôs então que os níveis de 
energia estariam divididos em regiões ainda menores, por ele 
denominadas subníveis de energia. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
26 
O número de cada nível indica a quantidade de subníveis nele 
existentes. Por exemplo, o nível 1 apresenta um subnível, o nível 2 
apresenta dois subníveis, e assim por diante. Esses subníveis são 
representados pelas letras minúsculas s, p, d, f, g, h, … . 
Obs.: os subníveis g,h e etc são teóricos e os restantes são práticos, 
i é, são preenchidos pelos electrões. 
Estudos específicos para determinar a energia dos subníveis 
mostraram que: 
• existe uma ordem crescente de energia nos subníveis; s < p < d < 
f 
• os electrão de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade 
de energia; 
• os electrão se distribuem pela electrosfera ocupando o subnível de 
menor energia disponível. 
 
A criação de uma representação gráfica para os subníveis facilitou 
a visualização da sua ordem crescente de energia. Essa 
representação é conhecida como diagrama de Linus Pauling. 
 
Diagrama de energia de Linus Pauling (1901-1994) 
Cada um desses subníveis pode acomodar um número máximo de 
electrão: 
 
Subnível s p d f 
Nº máximo de e– : 4 + 2l 0 6 10 14 
 
 
DISTRIBUIÇÃO ELECTRÔNICA POR SUBNÍVEL 
Como num átomo o número de protões (Z) é igual ao número de 
electrões, conhecendo o número atómico poderemos fazer a 
distribuição dos electrões nos subníveis. 
 
Vejamos alguns exemplos: 
Para o Iodo ( I ), que possui Z = 53, teremos 53 electrões na 
distribuição 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 
UCM – CED Química Geral Q0050 
27 
 camada K: 1s2 = 2 electrão 
 camada L: 2s2 + 2p6 = 8 electrão 
 camada M: 3s2 + 3p6 + 3d10 = 18 electrão 
 camada N: 4s2 + 4p6 + 4d10 = 18 electrão 
 camada O: 5s2 + 5p5 = 7 electrão 
Veja um caso diferente: 
21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 
Perceba que o subnível 4s2 aparece antes do subnível 3d1, de 
acordo com a ordem crescente de energia. No entanto, pode-se 
escrever essa mesma configuração electrónica ordenando os 
subníveis pelo número quântico principal. Assim, obteremos a 
chamada ordem geométrica ou ordem de distância: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 
Note que, na ordem geométrica, o último subnível — mais externo 
do núcleo — é o 4s2, sendo que esse subnível mais distante indica a 
camada de valência do átomo. Portanto: 
 
O subnível mais energético nem sempre é o mais afastado do 
núcleo. 
No caso do escândio, o subnível mais energético é o 3d1, 
apresentando 1 electrão, enquanto o mais externo é o 4s2, com 2 
electrão. 
A distribuição electrónica do 21Sc por camadas pode ser obtida 
tanto pela ordem energética como pela ordem geométrica e é 
expressa por: 
K = 2 L = 8 M = 9 N = 2 
Exemplo 
1. Considere a seguinte informação: 
“Quando um átomo se transforma em um ião, a variação do número 
de electrão, ‘ganho ou perda’, ocorre sempre na camada (nível) 
mais externa, chamada camada de valência.” Com base nessa 
informação, faça a distribuição electrónica do 26Fe2+. 
 
SOLUÇÃO 
a) O ião Fe2+ é formado a partir do átomo de ferro, pela “perda” de 
2 e– da sua camada de valência. Dessa forma, é necessário, antes de 
mais nada, determinar a camada de valência do átomo de ferro 
através da sua distribuição electrónica. 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 → ordem energética 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 → ordem geométrica 
UCM – CED Química Geral Q0050 
28 
 
2. O átomo de ferro apresenta quatro níveis (camadas) de 
energia, sendo o subnível 4s, com 2 e–, o mais externo, onde 
ocorrerá a perda de electrões. Portanto, a distribuição 
electrónica do ião Fe2+ será: 
Fe2+ - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 
 
O Modelo Mecânico –Quântico 
 
A teoria actualmente aceite para explicar a estrutura atómica é 
conhecida como “mecânica ondulatória ou quântica”, originada a 
partir de uma hipótese formulada por Louis de Broglie em 1924. 
 
Dualidade onda- partícula: a hipótese de L. De Broglie. Louis De 
Broglier, licenciado em História, ao ler documentos sobre a teoria 
da radiação impressionou-se com o «mistério dos quantos». 
Interessou-se de tal modo que lhe dedicou a sua tese de 
doutoramento em Ciências. 
 
Segundo Broglie, se a luz pode se comparar em certas situações 
como se fosse constituída de partículas, é possível que as 
partículas, algumas vezes, apresentem propriedades que 
comummente associamosàs ondas. 
 
L. De Broglie juntou (equação da física clássica de Plack e 
Einstein) e encontrou e equação que fundamenta a natureza dual 
onda-partícula da material: 
 
 Λ =h/mv = h/p 
 
Onde: h é constante de Planck; m é a massa; v é velocidade; e 
 “momento linear (p)”. 
 
Para Reflexão: que grandeza caracteriza partícula e onda na 
equação acima? 
 
Por outro lado, o momento das partículas microscópicas ou 
subatómicas (os electrões por exemplo) é tão pequeno que os 
comprimentos de onda associados ao seu movimento são da mesma 
dimensão de espaçamento entre os átomos nos cristais. 
 
Como resultado, quando um feixe de electrões atinge a superfície 
de um cristais, ocorre o fenómeno da difracção, o que só pode ser 
explicado a partir do movimento ondulatório. Esse fenómeno foi 
observado pela primeira vez três anos depois de Broglie ter 
proposto suas ideias. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
29 
A difracção de electrões fornece a base para uma técnica usada 
para a determinação da estrutura cristalina de sólidos. 
 
Por volta de 1926,dois cientistas (Heisenberg e Schrodinger) 
utilizaram a matemática para descrever as ondas electrónicas no 
átomo de hidrogénio, o que possibilitou o desenvolvimento da 
mecânica quântica. 
 
O Princípio da Incerteza: Heisenberg 
 
O acto de medir altera a grandeza de medida, isto, torna-se tanto 
mais problemático quanto menor é o objecto de medida. 
 
Em 1926, Werner Heisenberg (1901-1976) demonstrou, usando os 
conceitos quânticos (mecânica quântica), que é impossível 
determinar, simultaneamente, com absoluta precisão, a velocidade 
e a posição de um electrão em um átomo. Este princípio, conhecido 
por Princípio da Incerteza. E se tentarmos determinar 
simultaneamente tanto a posição como o momento de uma 
partícula tal como o electrão, nossas medidas estarão sujeitas a 
erros relacionados entre si dados pela expressão: 
Δx ⋅ Δp ≥ h / 4π . 
 
Assim, estabelece que não se pode afirmar que exista uma órbita 
definida para o electrão. O mais adequado utiliza-se a 
“probabilidade” de encontrar o electrão em algum pequeno 
elemento de volume em torno do núcleo descrita pelo quadrado da 
função de onda ψ
2
. 
Como ψ
2 
é a probabilidade por unidade de volume, ele é chamado 
de “densidade de probabilidade ou densidade electrónica” ou 
simplesmente: 
Orbital: a região de máxima probabilidade de se encontrar o 
electrão no átomo. 
A distribuição da densidade de probabilidade no espaço gera o que 
se chama de nuvem electrónica. Assim, os orbitais podem ser 
considerados nuvens que correspondem às regiões em que é 
máxima a probabilidade de encontrarmos um determinado electrão. 
A seguir, você tem a oportunidade de visualizar o modelo actual 
do átomo 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
30 
A forma dessa nuvem electrónica definirá a forma geométrica (não 
física ou material) de um orbital. Além disso, cada orbital 
corresponde a uma combinação particular de números quânticos. 
 
O movimento do electrão ao redor do núcleo foi descrito por Erwin 
Schrödinger, em 1927, mediante equação matemática que relaciona 
a natureza corpuscular (partícula), a energia, a carga e a massa do 
electrão. 
 
Essas equações eram, na realidade, soluções da mesma equação 
básica que a seguir apresentamos:. 
Hψi = EiΨi 
 
Onde: Ei (E1, E2,E3, etc) = energias permitidas; 
Ψ (letra grega chamada “psi” = funções de onda dos electrões nos 
átomos (orbitais atómicos). 
 
Ao resolver a equação acima foi possível encontrar um conjunto de 
funções de onda (funções matemáticas) que fornece: Números 
quânticos. 
 
Números quânticos 
Números quânticos: códigos matemáticos associados à energia do 
electrão. Existem quatro números quânticos: 
 
1) Principal (n) 
 
Este só pode ter valor inteiro positivo diferente de zero, ou seja, n = 
1, 2, 3, ...., ∞. Indica o nível de energia do electrão e relaciona-se 
com o tamanho da orbital. 
 
 
 2) Secundário (l) 
 
Define o momento angular quantizado do electrão devido ao seu 
movimento angular em torno do núcleo. Associado ao movimento 
do electrão existe uma energia cinética que é limitada pela energia 
total definida por n, logo é natural que l também dependa de n. De 
acordo com evidências teóricas e experimentais, l pode assumir 
qualquer valor inteiro na faixa de 0 a n–1, isto é, 0, 1, ..., n-2, n– 1. 
 
Está associado ao subnível de energia do electrão ela caracteriza a 
forma de cada orbital 
tipo de subnível de energia s p d f 
 valor de l 0 1 2 3 
UCM – CED Química Geral Q0050 
31 
Veja a seguir a forma dos orbitais p,d,f, formas não são 
esfericamente simétricos, porém têm a forma de “lóbulos 
esferoidais” e orbitais s, esféricas e simétrica. 
 
 
 
A superfície limite dos orbitais 3d do átomo de hidrogénio, forma 
de lobos esferoidais, orientando-se em sentidos opostos em relação 
ao núcleo. 
 
3) Magnético (m) 
O movimento do electrão em torno do núcleo também gera um 
momento magnético quantizado (campo magnético) cujos valores 
permitidos são definidos por m
l 
que, por sua vez, depende de l. Está 
associado à região de máxima probabilidade de se encontrar o 
electrão, denominada orbital. Existem evidências de que m
l 
pode 
assumir qualquer valor inteiro no intervalo de – l a + l, ou seja, m
l 
= 
UCM – CED Química Geral Q0050 
32 
– l, – l +1, ..., 0, ..., l – 1, l, perfazendo 2l +1 valores possíveis. Veja 
o quadro a seguir: 
 
Tipo de 
subnível 
Valores 
de l 
Valores 
de m ou m l 
Quantidade 
de orbitais 
s 0 0 1 
p 1 -1, 0,+1 3 
d 2 -2,-1, 0,+1,+2 5 
f 3 -3,-2,-1, 0,+1,+2,+3 7 
 
Ela indica a orientação espacial de cada orbital. Veja também nas 
figuras anteriores, a orientação tridimensional dos orbitais. 
 
4) Spin (s ou ms) 
Está relacionado à rotação do electrão 
Esse número quântico é utilizado para distinguir os electrões de um 
mesmo orbital. A um deles atribui-se arbitrariamente o valor +1/2 e 
ao outro, o valor –1/2. Nesta unidade, adoptamos como convenção 
particular que o primeiro electrão de um orbital será representado 
por uma seta para cima (↑), e o valor de seu spin será –1/2. 
 
A representação gráfica dos electrões num mesmo orbital pode ser 
feita de duas maneiras: 
 
↑ ou ↓ 
 
Um electrão no orbital 
 
↑↓ ou ↓↑ 
 
 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ORBITAIS 
Essa distribuição deve ser feita de acordo com dois conceitos: 
 
Princípio da exclusão de Pauli 
 
Num orbital existem no máximo 2 electrões com spins opostos. 
 
 
Regra de Hund 
 
Os orbitais de um mesmo subnível são preenchidos de modo que se 
obtenha o maior número possível de electrões isolados 
(desemparelhados). 
Vejamos alguns exemplos de distribuição com a atribuição dos 
quatro números quânticos ao electrão de maior energia. 
7N - 1s
2 2s2 2p3 n = 2; l=1 
 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 
UCM – CED Química Geral Q0050 
33 
 
Valor de m: -1 0 +1 
 
Valor de spin -1/2 
 
Sumário 
Dalton retomou o conceito grego da existência de átomos indivisíveis 
para propor uma teoria que permitisse explicar, entre outras 
generalizaçõesquímicas; as leis da conservação da massa e da 
composição definida. 
Em 1897, Joseph John Thompson (1856-1940) conseguiu demonstrar 
que o átomo não é indivisível, utilizando uma aparelhagem denominada 
tubo de raios catódicos. Dentro do tubo de vidro havia, além de uma 
pequena quantidade de gás, dois eléctrodos ligados a uma fonte 
eléctrica externa 
em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo experimento com o 
gás hidrogénio, detectou a presença de partículas com carga eléctrica 
positiva ainda menores, as quais ele denominou protões (p). 
 
 
 
 
 
 
Exercícios 
 
 
1. Comente sobre a estrutura atómica na concepção do suporte 
experimental! 
2. Quais foram os principais marcos mais característicos na 
descoberta da estrutura atómica? 
Enumere as características sócio – económicas. 
 
4. Elabore sobre as principais conquistas no campo material e 
intelectual na época. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
34 
Unidade 5 
 
Tema: Classificação periódica 
 
 
Introdução 
Prezado estudante, este capítulo examina com profundeza a 
tabela periódica e os aspectos das estrutura electrónica que 
determinam as propriedades químicas dos elementos. 
Apresentamos os cientistas que mais se evidenciaram e os seus 
trabalhos. Para além disso poderá conhecer algumas inovações 
que aconteceram na TP. Portanto, nesta unidade está convidado 
para uma discussão sobre o tema proposto. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Conhecer a história da descoberta da tabela periódica; 
 Conhecer as leis periódicas; . 
 Desenhar esquema do quadro periódico; 
 Conhecer a organização e a posição dos elementos no quadro 
periódico. 
 
 
5. Classificação periódica 
 
5.1 Caracterização 
 
A disposição dos elementos químicos num quadro que os sistematiza e 
agrupa segundo as suas propriedades, a que se chama Tabela Periódica 
 
A primeira sistematização das substâncias mais simples que se conheciam 
foi feita por Lavoisier (1743-1794) no séc. XVIII, o qual refere em 1789 
a existência de 33 «corpos simples», 
Na primeira década do séc. XIX foram isoladas mais 14 substâncias 
simples e em 1830 elevava-se já a 55 o número de substâncias simples 
conhecidas. 
 
Começaram a colocar-se questões como: haveria um número infinito de 
substâncias simples? Haveria alguma relação entre elas? Como explica as 
suas propriedades? 
Johan W. Döbereiner (1780-1849), químico alemão, sistematizou 3 
grupos de substâncias com comportamentos semelhantes, e que pareciam 
exibir alguma relação no que respeitava aos seus pesos atómicos. 
Chamou a estes grupos «tríades»: o cloro, o bromo e o iodo; o cálcio, o 
estrôncio e o bário; o enxofre, o selénio e o telúrio. Como as outras 
substâncias simples conhecidas não parecia poderem ser ordenadas de 
forma semelhante, esta classificação não teve repercussão. Seu grande 
UCM – CED Química Geral Q0050 
35 
mérito, aparentemente, foi ter sido o primeiro químico a mostrar as 
relações entre as massas dos elementos conhecidos. 
 
Em 1862, o geólogo francês Alexandre Chancourtois(1820-86) ordenou 
as substâncias simples conhecidas numa ordem crescente dos respectivos 
pesos atómicos numa linha espiral em volta de um cilindro de baixo para 
cima. Tal disposição espécie de gráfico cilíndrico ficou conhecida como 
parafuso telúrico de Chancourtois (telúrico significa relativo a elementos 
da terra) que funciona somente até o Ca, e os químicos da época não 
deram muita atenção. 
 
Em 1864, o químico inglês John Newlands (1837-98) ordenou as 
substâncias simples segundo os pesos atómicos crescentes e observou, 
pelo menos parcialmente, que ao colocar as substâncias em colunas 
verticais de 7. O oitavo elemento apresentava propriedades semelhantes 
ao primeiro e assim por diante. Newlands chamou a esta ordem a «lei das 
oitavas» (em música 7 notas formam uma oitava, acreditava haver 
alguma relação entre a música e a Química). 
 
As substâncias semelhantes parecia ficarem numa mesma linha horizontal 
mas não foi possível aplicar a lei para todos os elementos conhecidos, dai 
que sofreu desprezo e o escárnio dos membros da sociedade química de 
Londres. Porém, o seu trabalho foi reconhecido cerca de 23 anos mais 
tarde. Teve grande mérito de introduzir a ideia de periodicidade, termo 
que se aplica até hoje para a s propriedades periódicas. Veja a seguir a 
sua tabela: 
 
 
 
Entretanto, em 1860, Julius Meyer (1830-95), químico alemão, procurou 
organizar graficamente os volumes atómicos das diversas substâncias em 
função dos pesos atómicos, tendo verificado que havia uma variação 
regular (aumento seguido de diminuição) para as diversas substâncias, 
sendo estes volumes máximos para os metais alcalinos. Esta regularidade 
detectada por Meyer traduzia já uma periodicidade 
 
Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907) nasceu na Sibéria e formou-se 
em Química em 1856, na Universidade de S. Petersburgo. Em Março de 
1869, desconhecendo o trabalho de Mayer, Mendeleev apresentou à 
Sociedade Química Russa uma comunicação intitulada «Acerca da 
Relação entre as Propriedades dos Elementos e os seus Pesos Atómicos», 
na qual expunha que as propriedades físicas e químicas dos elementos 
«variavam de forma periódica em função dos respectivos». Os 63 
UCM – CED Química Geral Q0050 
36 
elementos conhecidos na época apareciam organizados sob a forma de 
um quadro por ordem crescente de peso atómico. 
 
 
 
No entanto, o critério do peso do atómico foi menos importante para 
Mendeleev do que o comportamento químico e as analogias de 
comportamento químico. Por isso, a sua tabela não seguia sempre 
rigorosamente os dados dos pesos atómicos, contendo inclusivamente 
«buracos» por preencher algumas posições. 
 
Segundo o seu ponto de vista, esses preenchidos por elementos ainda por 
descobrir, previsão que se veio a confirmar com a descoberta de novos 
elementos com as propriedades por ele imaginadas. 
 
Entretanto, alguns outros elementos, que foram descobertos sob o nome 
genérico de Terras Raras não pareciam encaixar-se na tabela proposta por 
Mendeleev; estes elementos tinham propriedades semelhantes, o que 
fazia com que tivessem de ser colocados na mesma linha vertical e, por 
outro lado, o facto de terem pesos atómicos muito próximos levava a que 
se englobassem na mesma linha horizontal, situação que parecia confusa. 
Na realidade, a posição destes elementos na tabela apenas ficou 
definitivamente esclarecida quando posteriormente se percebeu que a 
ordenação dos elementos, para dar conta das suas propriedades, deveria 
ser feita com base no número atómico, conceito este introduzido por 
Henry Moseley (1887-1915) em 1913. Por outro lado, a descoberta dos 
gases inertes, verificada na sua maioria em finais do séc. XIX, descoberta 
devida em grande parte ao desenvolvimento das técnicas analíticas 
espectroscópicas, e cuja existência não tinha sido prevista por 
Mendeleiev, veio acrescentar mais uma família de elementos à Tabela. 
 
Se em 1900 era praticamente consensual entre os químicos a organização 
dos elementos segundo a Tabela Periódica, não havia, no entanto, uma 
explicação satisfatória sobre as causas das respectivas semelhanças e 
diferenças de comportamento.Esta explicação decorreu do modelo 
UCM – CED Química Geral Q0050 
37 
atomica de Bohr, já na segunda década deste século(tendo Bohr proposto 
uma organização da tabela em pirâmide), a partir do qual se explicaram 
as propriedades dos diversos elementos com base na distribuição 
electrónica dos seus átomos 
 
 
Organização da Tabela Periódica 
 
O modelo actual da Tabela Periódica desenvolveu-se nos anos 20 do 
século actual: os elementos estão organizados por ordem crescente do 
respectivo número atómico, ideia de Moseley, em18 filas verticais — 
Grupos —, e sete filas horizontais —Períodos. Estes não têm todos a 
mesma extensão. 
 
No primeiro período há 2 elementos: o hidrogénio e o hélio. Seguem-se 2 
períodos de oito elementos cada, que vão,respectivamente do lítio ao 
néon e do sódio ao árgon. Seguem-se 2 períodos de 18 elementos cada, o 
primeiro deles, do potássioao krípton e o segundo do rubídeo ao xénon. O 
período seguinte, com 32 elementos, do césio ao radão, aparece 
condensado em 18 colunas, por omissão dos lantanídeos — do cério ao 
lutécio, os quais são remetidos para fila autónoma. Finalmente,o último 
período, incompleto, que se inicia com o frâncio,também se apresenta 
condensado, por omissão dos actínideos— do tório ao laurêncio —, 
remetidos para uma fila única àparte. 
 
Em 1988, a Comissão de Nomenclatura em QuímicaInorgânica da União 
Internacional de Química Pura e Aplicada(CNIC – IUPAC) publicou uma 
recomendação na qual sepropõe que os grupos da Tabela Periódica se 
identifiquem com notação árabe, desde 1 até 18, iniciando-se a contagem 
à esquerda. Tal proposta tem vantagem de permitir a identificação rápida 
do número de electrões de valência dos diversos elementos a partir do 
número que identifica o grupo, à excepção dos gases inértes. Portanto, é 
diferente desta enumeração 
 
 
Outra maneira de classificar os elementos é agrupá-los, segundo suas 
propriedades físicas e químicas, em: metais (dois terços dos elementos), 
ametais (11 elementos), semimetais (7 elementos), gases nobres (7 
elementos) e hidrogênio. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
38 
 
• cisurânicos — apresentam número atômico inferior a 92, do elemento 
urânio,na sua maioria são estáveis enquanto que são o tecnécio (Tc), 
astato (At), frâncio (Fr), promécio (Pm) são radioactivos; 
• transurânicos — apresentam número atômico superior a 92 e são 
actualmente em número de 28, são artificiais (produzidos em laboratório) 
 
Particularidades da Tabela Periódica 
 os lantanídeos deveriam estar no sexto período, na família 3 e os 
actinídeos no sétimo também na família 3. Isso implicaria uma tabela 
muito larga e confusa, pois as linhas verticais iam-se confundir com os 
grupos. 
Veja a seguir como ficaria isso: 
 
 
O hidrogénio tem propriedades diferentes de todos os demais elementos e 
deveria ser colocado isoladamente na TP. Alguns autores optam pela 
família 1 e outros 17. 
 
Veja a seguir uma forma de TP pouco comum: Tabela Espiral 
 
. 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
39 
 
 
Sumário 
Durante o período da idade média, o modo de prrodução foi 
feudal, tendo havido pouco progresso económico, científico e 
tecnológico, daí que por volta domséculo XV, este período foi 
apelidado por “Idade das Trevas”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Auto 
avaliação 
I. Os elementos que constituem uma certa família da tabela 
periódica têm números atômicos iguais a 7, 15, X, Y e 83. 
Determine os valores de X e Y. 
SOLUÇÃO 
(Z = 7) — 1s2 2s2 2p3 = 2 camadas 
(Z = 15) — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 = 3 camadas 
Então: 
X: deve apresentar 4 camadas e 5 elétrons na última camada 
X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 
e- = 33 p+ = 33 Z = 33 
e 
Y: deve apresentar 5 camadas e 5 elétrons na camada de 
valência 
Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p3 
e- = 51  p+ = 51  Z = 51 
 
 
 
 
Exercícios 
 
1. Descreva a estrutura sócio económica do 
feudalismo. 
2. Enumere as conquistas da idade Média? 
 
3. Identifique os avanços tecnico – científicos na 
época. 
 
4. Elabore sobre as principais conquistas no campo 
material e intelectual na época. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
40 
Unidade 06 
 
 
Tema: Propriedades Periódicas e Aperiódicas 
 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, depois de termos falado na unidade anterior 
sobre a idade média. Nesta unidade iremos discutir sobre o Período 
da idade modena vai do século XVI até nos meados do século 
XVIII e o período da idade contemporrânea, vai do século XIX aos 
nossos dias. 
 Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa 
sobre este periodo. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Definir cada uma das propriedades periódicas 
 Explicar a variação das propriedades periódicas ao longo do 
grupo e período 
 Distinguir as propriedades que dependem da estrutura electrónicas 
das que não dependem. 
Propriedades Periódicas e Aperiódicas 
6.1. Caracterização 
Existem propriedades em os seus valores repetem de período em 
período- propriedades periódicas. Há contudo, algumas propriedades 
cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número atômico e 
que são chamadas de PROPRIEDADES APERIÓDICAS. Dentre elas 
podemos citar a massa atômica e o calor específico. 
 
As propriedades periódicas podem ser divididas em dois grupos, onde, o 
primeiro se relacionam directamente à estrutura electrónica e o segundo 
em que a relação é indirecta e a variação em função ao número atómico 
não é regular. Você deverá descobrir isso no fim da unidade. 
Propriedades aperiódicas 
 
Massa Atômica: É a unidade usada para pesar átomos e moléculas, 
equivale a 1/12 da massa de um átomo isótopo do carbono-12 (C12). 
UCM – CED Química Geral Q0050 
41 
Sempre aumenta com o aumento do número atomico. 
 
Calor Específico: É a quantidade de calor necessária para elevar de 1°C a 
temperatura de 1g do elemento. O calor específico do elemento no estado 
sólido sempre diminui com o aumento do número atômico. 
 
Propriedades Periódicas 
 
Tamanho ou raio atômico e iônico 
 
Para explicar o porquê desas variações precisamos considerar os 
seguintes factores: 
▪ Distância media em que o (s) eléctrões mais externo (s) se encontra (m) 
em relação ao núcleo ( dependendo do número quântico principal (n); 
▪ Carga nuclear efectiva (Z) que o (s)eletrão (s) se experimentam 
sobretudo o (s) mais externo (s). 
A magnitude determina a intensidade da força de atracção líquida 
(descontando a blindagem) electrão-núcleo; 
▪ Intensidade da força coulômbica de atração (eléctrão externo- núcleo) 
e/ou de repulsão (eléctrão- eléctrão). 
 
Detalhes da variação dos raios atómicos em função do Z 
 
 
Uma vez que os electrões dos orbitais mais internos tendem a se situar 
entre o núcleo e o (s) electrão (s) mais externo (s), acabam protegendo 
(blindando) os últimos da atração promovida pela carga nuclear. No caso 
do Na por exemplo, os 10 do cerne do néon blindam o electrão mais 
externo 3s da carga nuclear positiva dos 11 protões. Assim o electrão 3s 
(mais externo) sente uma região (orbitais com o mesmo valor “n”) 
também desempenham algum efeito de blindagem entre si. Contudo, sua 
capacidade de exercer esse efeito não é muito significativa, pois a 
componente da (s) força (s) repulsiva (s) entre os electrões internos e o (s) 
externo (s) praticamente não enfraquece a força de atração exercida pelo 
núcleo sobre o (s) electrões externos. 
 
Na medida em que descemos em um grupo da tabela periódica, cadaelemento sucessivo tem seu (s) electrões mais externo (s) colocado (s) em 
orbitais com maior valor de carga nuclear efectiva sentida pelo electão 
mais externo nos átomos dos elementos sucessivos é aproximadamete a 
mesma, pois o efeito de blindagem promovido pelos ectrões dos orbitais 
mais externos (cerne do gás nobre) aumenta na mesma proporção que o 
aumento da carga nuclear. Isto faz com que o Z se mantenha 
aproximadamente constante. Em virtude do (s) electrões mais externos 
estarem cada vez mais distantes do núcleo quando o n torna-se 
UCM – CED Química Geral Q0050 
42 
progressivmente cada vez menor. Como resultado, o átomo aumenta de 
tamanho quando descemos uma coluna. 
 
Com respeito à variação no tamanho atómico ao longo de um período, 
temos que à medida que percorremos um período da esquerda para direita 
ao longo dos elementos respectivos, adicionamos electrões nos orbitais 
externos , e concomitantemente, aumentamos a carga nuclear. Como os 
electrões mais externos não exercem entre si um efeito de blindagem 
significtivo, a carga nuclear efectiva sentida por qualquer electrão mais 
externo aumenta. Consequentemente, os electrões ( inclusive os externos) 
serão atraidos para mais próximo do núcleo com uma força coulômbica 
cada vez maior, provocando uma compactação da extrutura electrónica e 
uma diminuição do raio atómico. Por outro lado, quando caminhamos ao 
longo de uma linha dos elementos de transição externa ou interna, a 
variação do tamanho é muito menor que nos elementos representativos, 
ocorrendo as vezes, uma inversão na variação. 
 
Essas mudanças decorrem do facto dos electrões serem adiconados a um 
orbitais mais internos, na medida em que a carga nuclear torna-se maior. 
 
Tomando como exemplo os elementos da 1a série de transição, os 
electrões mais externos situam-se no orbital 4s, enquanto que cada 
electrão sucessivo é adicionado a um orbital 3d mais interno. Como os 
electrões internos ( nos orbitais 3d) são mais efectivos na blindagem da 
carga nuclear, os electrões mais externos acabam sentindo uma carga 
nuclear efectiva cada vez menor, promovendo pequenas variações no 
tamanho. Contudo, no final da série dos elementos de transição, os 
orbitais (n-1)d se aproximam da sua população máxima (10 electrões), 
fazendo com que as repulsões interelectrónica entre eles e os electrões 
externos, acaretando, ao contrário dos outros elementos, um aumento no 
tamanho. Apos o preenchimento completo dos orbitais (n-1)d, os 
electrões serão novamente adicionados aos orbitais mais externos (np), e 
o retorno no aumento de volta a promover uma pronunciada diminuição 
no tamanho atómico. 
 
No caso dos lantanídeos temos um efeito de blindagem ainda maior 
produzido pelos electrões internos nos orbitais 4f. O aumento do efeito de 
blindagem compensa quase totalmente o aumento da carga nuclear 
quando percoremos a série dos lantanídeos, resultando numa pequena 
contração através da série. Esta pequena diminuição no tamanho dos 
latntanídeos é conhecida como “ contração dos lantanídeos ou contração 
lantanídica”. 
 
Com relação ao raio dos iões, temos em regra que os iões positivos são 
menores que s átomos neutros que os originam, enquanto que os 
negativos são maiores que os átomos neutros. 
 
● Energia de ionização 
UCM – CED Química Geral Q0050 
43 
 
Define-se energia de ionização (EI) como sendo a energia mínima 
necessária para retirar electrão de um átomo gasoso, isolado no seu estado 
fundamental. 
 
Para um dado element X , esse processo pode ser representado como X 0 
(g) + energia → X+ (g) + e– 
 
Quando n=1, o valor de El coresponde ao valor da primeira nergia de 
ionização; n=2 a segunda e assim por diante. Como Mais de um electrão 
pode, a princípio, ser removido do átomo ( excepto o H), a quantidade de 
energia necessária para retirar o segundo electrão (2ª EI) é maior que a da 
1ª El e assim sucessivamente. Isto ocorre porque as espécies das quais o 
electrão é removido tornam-se progressivamente mais carregadas 
positivamente (maior força de atração exercida pelo núcleo). 
 
No 2º período esperamos um aumento regular do potencial de ionização 
ao irmos do Li ao Ne. Todavia, maior do que do O. Essas inversões 
podem ser também explicadas a partir das estruturas electrónicas dos 
elementos e da lei de Coulomb. 
 
Relativamente ao Be, o primeiro electrão a ser retirado encontra-se no 2s 
completo, ao passo que o primeiro electrão do B a ser removido situa-se 
em um dos orbitais 2p. Como o orbital 2p é mais penetrante do que o 
orbital 2p, os electrões 2s são mais firmemente atraídos pelo núcleo. 
Assim, é mais fácil remover o electrão 2p do B que um dos electrões 2s 
do Be, o que requer uma energia de ionizaçao menor para o B. 
 
No caso do nitrogénio, todos os orbitais 2p têm somente um electrão cada 
(orbitais semi-preenchido) enquanto que o oxigénio apreseta um de seus 
orbitais 2p com dois electrões. Como o quarto electrão oxigénio encontra-
se em um orbital que ja contem um electrão, a repulsão existente entre os 
dois tornará mais fácil remover um deles do que retirar um deles do que 
retirar um electrão de qualquer um dos orbitais 2p semi-preenchidos. 
Essas mesmas irregularidades encontram nos períodos 3 e 4, onde a El do 
P é maior que a do S e a do As é maior que a de Se. 
 
Variação das primeiras energias de ionização dos elementos em função do 
Z 
 
Podemos notar também que existe um aumento ligeiro na energia de 
ionização em cada série dos elementos de transição. Isto é causado pelo 
efeito de blindagem promovido pelos electrões internos, (n-1)d, 
compensando o aumento da carga nuclear. 
 
● Afinidade electrônica 
Afinidade electrônica de um átomo é a energia em geral libertada 
UCM – CED Química Geral Q0050 
44 
(processo exotérmico) quando o primeiro electrão é adicionado. 
 
Se para afastar um electrão de um átomo é necessário fornecer-lhe 
energia, para adicionar um electrão a um átomo neutro é necessário 
retirar-lhe energia. Quando se adiciona um electrão a um átomo neutro, 
isolado (individualizado), no estado gasoso e no mais baixo estado 
energético (estado fundamental), ocorre a libertação de uma certa 
quantidade de energia. A essa energia dá-se o nome de AFINIDADE 
ELECTRÔNICA 
 
F + 1e- → F- + 5.4 x10-19 J 
 
Para os metais é muito difícil medir a eletroafinidade, porque seus átomos 
não tendem a receber electrão, isto é, não ficarão estáveis ao receberem 
electrão. Contudo, se fornecer energia para que um átomo de metal capte 
1 electrão: 
 
Ex: Mg + 1e- + 0.48J → Mg- 
(estável) (instável) 
Por ser instável decompõe-se: Mg- → Mg + 1e- + energia 
 
Nota: os químicos convencionaram que o valor da afinidade electrónica 
são negativos quando há absorção de energia. 
 
 
Excepções: 
Os gases nobres não têm a capacidade de captarem electrões porque os 
orbitais de valência estão completamente preenchidos 
10Ne- 1s22s22p6 10Ne- 1s22s22p63s1 
O electrão a adicionar ficaria sugeito ao efeito de blindagem dos electrões 
internos e portanto, a uma fraca atracção nuclear. 
os átomos do grupo 2, também não tem afinidades electrónicas. O 
electrão estaria alojado num orbital 2p, de maior energia ficando sugeito a 
uma fraca atracção nuclear 
4Be- 1s2 2s2 4Be- 1s2 2s2 2p1 
O azoto também. O electrão estaria numa orbital 2p onde já existe um 
electrão que o ia repelir. Portanto, o ião N- seria muito mais instável do 
que N. O mesmo verifica-see nos outros elementos do grupo 5. 
Também alguns elementos do 2º período (B, C, N, O, F) constituem 
algumas excepções no respectivo grupo. Por se tratar de átomos com um 
UCM – CED Química Geral Q0050 
45 
raio muito pequeno, a concentração da carga negativa é tão grande que dá 
lugar a uma repulsão para o electrão extra. Dai, as suas afinidades serem 
inferiores ao que seria de esperar. 
Electronegatividade 
Electronegatividade é uma propriedade que resulta da acção conjunta da 
energia de ionização e da eletroafinidade, mede a tendência relativa que 
um átomo possui de atrair electrão e se torna mais perceptível quando o 
átomo está participando de uma ligação química. 
Varia de maneira inversa ao raio atômico, isso se explica pelo facto de 
que átomos pequenos atraem electrão mais eficazmente que átomos 
grandes. Assim, quanto menor o raio atômico, maior a eletronegatividade. 
Observações: 
• Um átomo pequeno possui um núcleo mais “protegido” pelas suas 
camadas. Daí o fato de um átomo pequeno atrair electrão mais facilmente 
que um átomo grande. 
• Os valores numéricos da electronegatividade poderão ser chamados de 
“potenciais electronegativos”. 
• Os gases nobres, em condições naturais, são estáveis e não se ligam a 
nenhum outro átomo. Devido a esse facto, poderiamos dizer que os gases 
nobres apresentam eletronegatividade e eletroafinidade nulas mas 
actualmente já são conhecidos a En de Ar, Kr e Xe (XeF4). 
Electropositividade 
Electropositividade (também denominada de caráter metálico é uma 
propriedade periódica que mede a tendência relativa de um átomo de 
perder electrões . 
Quanto menor o raio atómico, maior a atracção que o núcleo do átomo 
exerce sobre o electrão que vai adquirir, portanto menor a sua 
electropositividade. Como consequência, esta propriedade tende a crescer 
na tabela periódica 
Em condições normais são inertes, não apresentam valor de 
electropositividade. O elemento mais eletropositivo da tabela é o Fr. 
Densidade 
Veja a variação desta propriedade para os elementos da TP 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
46 
 
 
Experimentalmente, verifica-se que: 
 
a) Entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade aumenta, de 
maneira geral, de acordo com o aumento das massas atômicas, ou seja, de 
cima para baixo. 
 
b) Num mesmo período, de maneira geral, a densidade aumenta das 
extremidades para o centro da tabela. 
Assim, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e 
inferior da tabela periódica, sendo o ósmio (Os) o elemento mais denso 
(22,5 g/cm3). 
 
Temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) 
 
Experimentalmente, verifica-se que: 
 
a) Nas famílias IA e IIA, os elementos de maiores TF e TE estão situados 
na parte superior da tabela. Na maioria das famílias, os elementos com 
maiores TF e TE estão situados geralmente na parte inferior. 
 
b) Num mesmo período, de maneira geral a TF e a TE crescem das 
extremidades para o centro da tabela. 
Entre os metais, o tungstênio (W) é o que apresenta maior TF: 3 410 ºC. 
O carbono, por formar estruturas com grande número de átomos, 
apresenta TF (3550 ºC) e TE (4287 ºC) elevados. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
47 
 
 
 
Volume atômico 
Quando usamos a expressão volume atômico, não estamos nos referindo 
ao “volume de um átomo”. Na verdade, usamos essa expressão para 
designar — para qualquer elemento — o volume ocupado por uma 
quantidade fixa de número de átomos. 
Veja a variação desta propriedade no gráfico a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Sumário 
A idade moderna é conhecida como época capitalista, devido ao surgimento e 
prospecção deste modo de produção, buscado na acumulação do capital, e que 
historicamente consegue fazer uma dissociação clara entre trabalhador e meios de 
produção. Sendo assim, é o peiodo conhecido por “ Período das revoluções”. Portanto, 
o modo de produção capitalista que se formou na idade moderna é consolidado no 
período contemporrâneo, assumindo características diferentes, mas sempre como 
impulsionador do progresso social, económico e cultural. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
48 
 
 
 
 
 
 Auto-avaliação 
 
I. As espécies químicas: 
 
8O2– 12Mg2+ 13Al3+ e 10Ne constituem uma 
série isoeletrônica, isto é, apresentam o mesmo número 
de electrões . 
Disponha-as em ordem crescente de raio. 
SOLUÇÃO 
Como as espécies apresentam o mesmo número de 
electrões, apresentam o mesmo número de níveis ou 
camadas. Assim, o critério a ser utilizado para comparar 
seus raios será o número de 
prótões. Quanto maior o número de prótões, menor o raio. 
Portanto: 
13Al3+ < 12Mg2+ < 10Ne < 8O2– 
 
 
 
 
Exercicios 
 
 
1. Por que é que o período da idade moderna é conhecido como 
período das revoluções? 
2. Identifique as principais conquistas da idade moderna e 
contemporrânea na área científica. 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
49 
Unidade 07 
 
 
Tema: Bases Ligação Química 
 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, nesta unidade você tem a oportunidade de melhorar os 
conhecimentos que detém sobre as ligações químicas. Provavelmente ficará 
muito confuso em relação ao que sabia a partir das classes anteriores sobretudo 
na estrutura de Lewis. Assim, daremos a si bases que permitam esclarecer o facto 
atraveis de um conceito novo que é a carga formal, é ela que define entre duas ou 
mais esturturas diferentes qual delas é a mais correcta. Veja a seguir o desenrolar 
disso. 
Portanto, Nesta unidade, pretende-se ilustrar os primeiros avanços da química. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Representar a estrutura de Lewis; 
 Identificar a estrutura de Lewis correcta; 
 Calcular a carga formal. 
 
Bases Ligação Química 
7.1. Caracterização 
Cargas Formais e Ressonância 
Cargas formais 
A estrutura de Lewis de uma molécula não está completa sem a atribuição 
das cargas formais dos átomos. As cargas formais são atribuídas 
considerando que as ligações químicas sejam 100% covalentes (sem 
caráter iônico). Excepto para moléculas diatômicas homonucleares, as 
cargas formais não são, de facto, cargas “reais”. 
Expressão matemática: Carga formal = [no de electrão de valência] – [½ 
(no total de electrão compartilhados)] – [no de electrão isolados]. 
Uma maneira simples de calcular é sutrair o número pelo número de 
electrões de valência do elemento pelo número de electrões que existem 
em redor do respectivo átomo. A contagem não pode ser confundida com 
a da regra de otecto. Por exemplo na estrutura: 
UCM – CED Química Geral Q0050 
50 
 
O carbono tem carga formal -1, que resulta da subtracão de 4e- de 
valência pelos 5e- que estão em seu redor enquanto que o nitrogénio tem a 
carga formal 0, que resulta da subtração de 5, número de electrões de 
valência e 5, número de electrões que o rodeia. 
O conhecimento da carga formal pode se relacionar também as ligações 
“dativas”. O procedimento é: carga formal positiva significa que o 
elemento douo electrões e negativa significa aceitador de electrões, isto 
para casos em que a especie a analisar sãosubstância e para casos de iões 
pode aparecer apenas uma carga formal e o aceitador pode não ter cargas 
negativas, tal como acontece no ião amónio. 
Carga formal e a determinação de estrutura correcta 
 O somatório da carga formal é zero; 
 A estrutura com a carga formal diferente de zero (A+1-B-1-A0) é a mais 
recomendável do que a tem a carga zero (A0-B0-A0); 
 Entre duas estruturas com cargas formais diferentes de zero melhor 
optar pela estrutura com o menor valor da carga formal. Por exemplo, 
entre (A+1-B-1-A0) e (A+2-B-2-A0), a primeira é correcta. 
Para melhor consolidar isto, faça a seguinte actividade: 
1- Representa diferentes estruturas para SO2 
2- Complete o otecto 
3- Determine a estrutura correcta 
 
Ressonância 
Muitas moléculas e íons poliatômicos não devem ser representados 
adequadamente por uma única estrutura de Lewis. Para esses casos, 
Pauling introduziu o conceito de ressonância. Considere o exemplo do íon 
nitrato (NO3-). 
 
Construção da estrutura de Lewis para o íon NO3- 
Todos os 12 pares de electrão já foram usados e o octeto do nitrogênio 
ainda está incompleto. É necessária a formação de uma ligação dupla N-
O, mas com qual átomo de oxigênio, se os três são equivalentes? 
file:///C:/Documents%20and%20Settings/aralves/Local%20Settings/Temp/Linus%20Pauling.htm
UCM – CED Química Geral Q0050 
51 
Existe, portanto, a possibilidade de três estruturas de Lewis equivalentes 
para o íon NO3-: 
 
As estruturas (a), (b) e (c) são chamadas formas contribuintes (formas 
ressonantes ou formas canônicas); elas são separadas por uma seta de 
duas pontas. Elas NÃO têm qualquer significado físico isoladamente. 
Muito menos o íão nitrato é uma mistura dessas três formas, nem elas 
estão equilíbrio. Como você sabe, o equilíbrio entre compostos químicos 
é indicado por duas setas reversíveis: . 
Outras formas de ressonância: 
 
 
Sumário 
Um ponto crucial no desenvolvimento da Química, como ciência, foi a 
racionalização dos conhecimentos empíricos obtidos, procurando criar leis 
racionais e simplificar, de forma coerente, as informações obtidas. O princípio 
de conservação da massa e o entendimento da influência da composição da 
atmosfera nos experimentos—ambos amplamente disseminados a partir dos 
trabalhos de A. Lavoisier, no final do século XVIII--permitiram que os 
experimentos se tornassem cada vez mais rigorosos e precisos, em oposição ao 
caráter qualitativo das experimentações alquimistas. 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Elabore sobre o tema “ vidros” 
 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ci%C3%AAncia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa
http://pt.wikipedia.org/wiki/Atmosfera
http://pt.wikipedia.org/wiki/Antoine_Lavoisier
http://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%A9culo_XVIII
http://pt.wikipedia.org/wiki/Alquimia
UCM – CED Química Geral Q0050 
52 
Unidade 08 
 
Tema: Ligação intramolecular na Visão das Teorias Clássicas 
 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, apresenta-se aqui, em ordem cronológica, a história 
das descobertas dos elementos químicos. Os elementos estão listados, 
geralmente, na ordem em que pela primeira vez foram isolados como 
elemento puro e não como composto (de alguns, como o boro, sabia-se 
que eram elementos décadas antes de se conseguir isolá-los dos seus 
compostos). Os primeiros antecedem todos os registos escritos. 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa sobre o 
tema proposto nesta unidade. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Conhecer as teorias de ligação químicas existentes 
 Explicar as a polaridade das ligações químicas com base na 
electronegatividade; 
 Calcular a diferença de electronegatividade e prever o 
carácter das ligações químicas; 
 Prever as ligações químicas com base nas propriedades das 
substãncias. 
 
 
Ligação intramolecular na Visão das Teorias Clássicas 
8.1. Caracterização 
Existem de forças coulômbicas atrativas denominadas “ligações 
químicas”. 
 
A natureza das ligações químicas depende: da carga nuclear; da 
estrutura eletrônica dos átomos ligantes. Dependendo de sua natureza, as 
ligações químicas podem se enquadrar em um dos seguintes tipos básicos: 
ligações covalentes; ligações iónicas e ligações metálicas. 
 
A formação e interpretação das ligações covalentes podem ser discutidas 
com base na(o): Teoria da Mecânica Quântica; Teoria da Ligação de 
Valência (TLV); Teoria do Orbital Molecular (TOM); Modelo da 
hibridização. 
 
Ligações iónicas 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico
UCM – CED Química Geral Q0050 
53 
Bases da Ligação iônica 
Os compostos iônicos podem ser formados por duas rotas distintas: 
(a) Reacção de metátese (comumente chamada de dupla troca): 
Ex.: Ba(NO3)2 (aq) + Na2SO4 (aq) → BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (aq) 
(b) Reacção heterogênea: 
Ex.: K (s) + ½ Cl2 (g) → KCl (s) 
Em ambos os casos, cátions e ânions, quando formados, aproximam-se 
para formar o sal. A natureza da ligação iônica é essencialmente 
electrostática. Cátions e ânions são atraídos eletrostaticamente e os íons 
de mesma carga são repelidos. O balanço das forças de atração e repulsão 
define a disposição final dos íons no retículo cristalino e, 
conseqüentemente, as distâncias interiônicas. 
 
 
Como a energia é uma propriedade escalar, se as cargas forem opostas 
(sinais trocados), a energia é negativa; logo, Eatr < 0; mas se as cargas 
forem iguais (mesmos sinais) (++ ou --), a energia é positiva, isto é, Erep > 
0. 
Examinando a natureza dos elementos formadores das substâncias iônicas 
e dos íons originados por eles, algumas particularidades se evidenciam: 
 os metais alcalinos (grupo 1) e alcalinos terrosos (grupo 2) 
originam íons positivamente carregados com carga +1 e +2, 
respectivamente; 
 os elementos representativos do grupo 17 (halogênios) originam 
íons de carga -1; 
 os elementos que pertencem ao grupo 16 (calcogênios) originam 
compostos em que se apresentam na forma de íons com duas unidades de 
carga negativa (ânions divalentes). Exemplos: O2- e S2-. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
54 
Após a análise desses factos e considerando a pronunciada inércia 
química dos gases nobres, que apresentam oito elétrons em seu último 
nível de energia (excepto o hélio, que tem dois elétrons), Walter Kossel, 
em 1916, formulou uma nova teoria. Kossel admitiu que os elementos 
seriam quimicamente ativos por terem, em seu último nível de energia, 
um número de elétrons menor que oito. Por esse motivo, tais elementos 
tenderiam a ajustar o número de elétrons nos seus níveis exteriores, 
capturando-os ou cedendo-os. 
Prof. Walter Kossel (1888-1956) 
Fonte:http://www.roentgenmuseum.de/museum/aufgaben/plakette/images
/Kossel.jpg 
Para expicar a formação dessas ligações adopta-se o “modelo iônico” que 
se fundamenta em factos experimentais relevantes: 
 
i. Elevados pontos de fusão dos sólidos, o que indica a 
presença de fortes forças electrostáticas que actuam a longas 
distâncias; 
 
ii. Altas condutividades eléctricas exibidas pelos sólidos 
iônicos quando fundidos (forma líquida). 
Geração de iões em solução aquosa que conduz a electricidade (formam 
soluções electrolíticas). 
 
Espalhamento de raios-X promovido pelos sólidos iônicos, o que permitiu 
a realização de estudos para a determinaçào da estrutura cristalina desses 
materiais. 
 
Formulação das ligações iônicas: Princípiose interpretação 
A formação da ligação iônica ocorre quando: 
I. Um dos átomos possui uma “baixa energia de ionização”, 
propriedade inerente aos metais, sobretudo os do bloco s (grupos 1 
e 2 da tabela periódica); 
II. E o outro tenha uma “alta afinidade electrónica, propriedade 
característica dos não-metais (presentes no bloco P da tabela 
periódica). 
 
Polarização nas Ligações Iônicas 
Pode-se constatar experimentalmente que o momento dipolar da molécula 
gasosa de NaCl é cerca de 20% menor que o calculado usando o modelo 
http://www.roentgenmuseum.de/museum/aufgaben/plakette/images/Kossel.jpg
http://www.roentgenmuseum.de/museum/aufgaben/plakette/images/Kossel.jpg
UCM – CED Química Geral Q0050 
55 
coulômbico, admitindo-se que a ligação é 100% iônica. Essa discrepância 
pode ser explicada pelos argumentos discutidos a seguir. 
 
Uma vez que o campo elétrico do íon Na
+ 
é forte o suficiente para atrair 
(puxar) os elétrons externos do Cl
-
, ocorre uma distorção significativa da 
nuvem eletrônica do íon Cl
-
, a qual possuía inicialmente uma simetria 
esférica (Fig. 46). Com resultado, o primeiro efeito observado é a 
diminuição do momento dipolar da molecular resultante do aparecimento 
de um momento dipolar contrário (polarização) no interior do íon Cl
-
. 
 
Por outro lado, a distorção da nuvem eletrônica do íon Cl
- 
pode ser vista 
como o início da formação de uma ligação covalente, pois ela tende a 
concentrar os electrões entre os dois núcleos. Como vimos anteriormente, 
esse quadro configura um comportamento típico das ligações covalentes. 
Em decorrência disso, pode-se entender que a polarização dos íons 
(principalmente os negativos) que formam uma ligação iônica é 
equivalente ao início da formação de uma ligação covalente. Sendo assim, 
é possível se fazer as seguintes interpretações: 
 
(i) As ligações em moléculas tais como no NaCl(g) possuem menos que 
100% de caráter iônico ou que são iônicas com algum caráter covalente; 
 
(ii) Essas ligações também podem ser consideradas iônicas com algum 
efeito de polarização. Na realidade, o modelo iônico possibilitar a 
explicação da maioria das propriedades da ligação no NaCl. Contudo, o 
efeito de polarização deve ser levado em conta sempre que se deseje 
obter resultados muito concordantes com os dados experimentais. 
 
 
Fig. 46 - Efeito da polarização do íon Cl
- 
pelo Na
+
. 
 
A ligação covalente 
As idéias “clássicas” de Lewis 
No caso das moléculas homonucleares, como H2, N2, O2, P4, S8 e Cl2, 
todos os átomos competem igualmente por electrões, isto é, todos têm a 
mesma tendência de ganhar ou perder electrões, de modo que a doação 
UCM – CED Química Geral Q0050 
56 
integral de um ou mais elétrons é inviável para que a regra do octeto seja 
respeitada. Eis que surge uma questão importante: 
Lewis, em sua publicação clássica intitulada The atom and the molecule, 
de 1916, postulou algumas idéias revolucionárias sobre estrutura atômica 
e ligação química. Segundo ele, na formação de compostos pouco polares 
ou apolares dois átomos com tendências parecidas de ganhar elétrons se 
mantêm conectados pelo compartilhamento de um par de elétrons, de 
modo que cada átomo complete seu grupo de oito electrões na camada 
mais externa. Quais elétrons estão envolvidos na formação de uma 
ligação química? Lewis procurou responder a esta pergunta evocando o 
modelo atômico de Bohr (1913). 
Antes de discutir a natureza da ligação química, Lewis propôs, em 1902, 
um modelo de átomo chamado “átomo cúbico” (Figura 1). Em sua 
publicação de 1916, Lewis descreveu sua visão de estrutura atômica 
(“átomo cúbico” - Figuras 1 e 2) através de seis postulados. Nesse 
modelo, os elétrons são arranjados nos vértices de cubos concêntricos. É 
importante comentar que Kossel também publicou em 1916 um modelo 
de estrutura atômica, mas em seu modelo os elétrons são arranjados em 
círculos concêntricos ao redor do núcleo, ao invés de cubos concêntricos. 
 
Figura 1. O nascimento da idéia do “átomo cúbico”. Manuscrito de Lewis 
de 28 de março de 1902. 
Fonte: http://www.answers.com/topic/history-of-the-molecule 
Diagramas de Lewis 
Lewis propôs diagramas (ou estruturas) nos quais os elétrons de valência 
de um átomo são dispostos ao redor do símbolo do elemento. Por 
exemplo: 
 
http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula02/The_atom_and_the_molecule.pdf
http://es.wikipedia.org/wiki/Walther_Kossel
http://www.answers.com/topic/history-of-the-molecule
UCM – CED Química Geral Q0050 
57 
As estruturas de Lewis para moléculas também levam em consideração 
apenas os elétrons de valência de cada átomo, e cada ligação química é 
representada por um único par de elétrons, estritamente localizado entre 
os dois átomos. 
No caso do hidrogênio e dos halogênios (grupo 17), apenas um par de 
elétrons precisa ser compartilhado para que a configuração de gás nobre 
seja atingida. 
Fórmula molecular Estrutura de Lewis 
F2 
 
HF 
 
Atenção: o símbolo •• (par de elétrons) pode ser substituído por um traço 
simples (—). Assim, um traço (—) numa estrutura química ou estrutura 
de Lewis significa um par de elétrons, que pode estar ligado ou isolado. 
● Procedimento geral para o desenho de estruturas de Lewis 
Como aparece a ligação dupla nesse procedimento? 
● Estrutura de Lewis para CO2 
1ª Etapa: 
 
2ª Etapa: 
C (grupo 14): 4 elétrons de valência; 
2 x O (grupo 16): 2 x 6 elétrons de valência; 
Total: 16 elétrons de valência (ou 8 pares de elétrons). 
3ª Etapa: 
Colocar um par de elétrons em cada ligação. 
 
4ª Etapa: 
Completar o octeto dos átomos periféricos. (Não se esqueça de que dois 
pares já foram usados. Só faltam seis pares!). 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
58 
Todos os pares foram usados e o octeto do carbono não está completo. E 
agora? Agora temos que formar ligações duplas até completar o octeto 
do átomo central. 
5ª Etapa: 
Completar o octeto do átomo central através de ligações duplas. 
 
Agora sim, os octetos do carbono e do oxigênio estão completos! 
A estrutura de Lewis para o CO2 está completa! 
Fórmula 
molecular 
Estrutura de 
Lewis 
Estrutura 
química 
O2 
 
 
N2 
 
 
Exemplos de expansão de octeto incluem exclusivamente elementos do 
3o período em diante. Atenção: elementos do segundo período NUNCA 
expandem seu octeto! Exemplos de espécies onde há expansão de octeto: 
PCl5, SF6, ICl3, I3-, BrO3-, SO42- etc. 
Fórmula 
molecular 
Estruturade 
Lewis 
Comentário 
BF3 
 
Octeto contraído (boro) 
NO 
 
Octeto contraído 
(nitrogênio). Espécie 
radicalar (um elétron 
desemparelhado) 
SF6 
 
Expansão de octeto 
(enxofre) 
XeF4 
 
Expansão de octeto 
(xenônio) 
Faça a representação da estrutura de Lewis das espécies acima que não 
foram representadas e decida se é Otecto expandido ou contraído. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
59 
Electronegatividade e a polaridade das ligações 
A eletronegatividade (X) de um elemento, como definida por Pauling, é 
seu “poder” de atrair electrões numa molécula. Portanto, se dois átomos 
com a mesma eletronegatividade se ligarem, a distribuição de carga 
elétrica na ligação será simétrica (homogênea), como ocorre nas 
moléculas diatômicas homonucleares, como H2, O2 e Cl2. Por outro lado, 
quando átomoscom eletronegatividades diferentes se combinam, a 
nuvem electrônica da ligação é polarizada (deslocada) no sentido do 
elemento mais eletronegativo. Por exemplo: na molécula de cloreto de 
hidrogênio (HCl), o átomo de cloro (mais electronegativo) atrai densidade 
eletrônica da ligação, levando à formação de um dipolo elétrico. A 
ligação química no HCl é covalente polar. 
 
O primeiro cientista a sugerir uma escala de eletronegatividade foi Linus 
Pauling em 1932; ele propôs o valor de 4,0 para a electronegatividade do 
flúor (mais eletronegativo) e o valor de 0,4 para a eletronegatividade do 
frâncio – o menos eletronegativo. para uma abordagem inicial, a proposta 
de Pauling é extremamente eficiente. 
 
Figura 1. Escala de electronegatividade de Pauling. 
Com a escala de En pode-se prever o tipo de ligação. Vide a tabela 
Fórmula 
molecular 
Representação 
gráfica 
Δx Natureza 
polar da 
ligação 
Cl2 Cl-Cl 0,0 covalente 
apolar 
HCl 
 
1,0 covalente 
polar 
KCl K+ Cl- 2,4 Iônica 
A regra teórica é: se diferença de electronegatividade for maior ou igual 
a 2,0, a ligação é predominantemente iônica (grau máximo de polarização 
UCM – CED Química Geral Q0050 
60 
do par da ligação). Se a Δx for menor ou igual a 1,0, seguramente a 
ligação é covalente polar. Valores de Δx entre 2,0 e 1,0 por si só não são 
suficientes na determinação da natureza polar das ligações químicas. Veja 
por exemplo a molécula: SiF4 tem a ∆En = 2.08 o que poderia levar nos a 
pensar ser iónico enquanto na verdade é covalente. 
Na prática, verifica-se a predominância ou não de ligação iônica numa 
substância é medindo sua condutividade eléctrica no estado sólido e, 
depois, em solução aquosa. A ausência de condutividade eléctrica no 
sólido e uma alta condutividade em solução, altos pontos de fusão e de 
ebulição são características de substâncias com predominância de ligação 
iônica. 
Com base nesse racciocínio, o composto no exemplo acima é covalente 
porque tem baixo ponto de ebulição, que é de -86ºC 
A tabela também, poderia nos induzir a pensar que uma ligação covalente 
é formada por ametais e iónica por metal ligado ao ametal. Este critério 
por si só também não é suficiente para fazer a previsão. Para estes casos, 
deve-se recorrer as propriedades acima referidas. Ora vejamos: 
TiCl2 - PF=1035ºC TiCl4 – PF=-24.5ºC e PE= 136.4ºC 
MnO – PF = 1785ºC Mn2O7 – PF= -20ºC e PE= 25ºC 
Que conclusões você pode ter? Certamente será: 
▪ O TiCl2 e MnO são constituídos de metais e ametais e por terem 
elevados PF, são obviamente considerados de iónicos, portanto, não 
fogem a regra. 
Mas repare que: 
▪ TiCl4 e Mn2O7 também são constituídos de metal e ametal mas tem 
baixos PF e PE, o que faz com que sejam covalentes. 
▪ algo ainda curioso você pode verificar que para mesmo elemento mas 
em compostos diferentes podem ter diferentes tipos de ligações. Para 
estes casos, é iónica o que tiver maior Nox e covalente o que tiver o 
menor. Será que esta em condições de descobrir para os compostos acima 
qual deles? Descubra você mesmo e discutam com o seu Tutor. 
 
LIGAÇÕES METÁLICAS 
Imagine o que acontece quando dois átomos de sódio se aproximam: cada 
um dos átomos tem um elétron mais externo que é fracamente atraído 
pelo respectivo núcleo (electrão 3s). Se a distância entre os átomos for 
diminuindo, os elétrons 3s serão atraídos simultaneamente pelos dois 
núcleos. 
O que ocorreria se, ao invés de dois, milhares de átomos de sódio se 
aproximassem para formar uma substância metálica? 
UCM – CED Química Geral Q0050 
61 
Nesse caso, teríamos uma situação na qual cada elétron 3s seria atraído 
por um grande número de núcleos e, assim, poderia se movimentar 
livremente nas regiões próximas a todos os núcleos. Em conseqüência 
disso, não seria mais possível atribuir um determinado elétron a um certo 
núcleo. No modelo do “gás de elétrons”, todos os átomos são 
considerados íons positivos que compartilham entre si um igual número 
de elétrons que podem se movimentar livremente ao longo de toda a 
estrutura metálica. 
E a repulsão entre os íons positivos? 
Como na estrutura metálica, segundo o modelo do “gás de electrões”, 
todos os íons compartilham electrões, a repulsão entre os cátions é 
compensada pela atracção eletrostática entre os elétrons livres e os íons 
positivos. Os elétrons livres funcionam como uma “cola” electrostática, 
ligando os cátions metálicos. 
 
No caso dos metais maleáveis (facilmente deformáveis), como sódio, 
chumbo, mercúrio e outros, os elétrons livres podem se ajustar 
rapidamente às mudanças na estrutura metálica provocadas por 
perturbações externas. Você pode bater numa lata para tirar um som e 
mesmo assim não destruirá a ligação metálica, pois, sob a influência de 
uma acção mecânica, um plano de átomos pode se deslizar sobre outro, 
mantendo as ligações entre os planos. Isso explica as propriedades de 
maleabilidade e ductilidade (formação de fios) dos metais. 
 
Deslocamento entre planos de cátions numa substância metálica. 
O desenvolvimento da teoria dos orbitais moleculares (TOM) permite 
descrever as propriedades dos metais. Considerando quatro átomos de 
lítio (Li4) (lembre-se dos OMs do Li2. Se cada átomo do metal contribuir 
com um orbital atômico do tipo 2s e um do tipo 2p para a formação de 
OMs, oito orbitais moleculares (4 ligantes e 4 antiligantes) serão 
formados. Se forem 400 átomos de lítio contribuindo com orbitais 2s e 
2p, formam-se 1.600 OMs. À medida que o número de átomos aumenta, o 
número de orbitais moleculares também aumenta. Num cristal de lítio 
com 1g de massa existem cerca de 9x1022 átomos, que podem formar 
36x1022 OMs. 
Você vai começar agora a estudar a Teoria de Bandas. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
62 
 
Bandas de orbitais moleculares no sódio metálico (Nan). 
As bandas são constituídas de níveis discretos, muito próximos em 
energia. No limite inferior das bandas (menor energia), os OMs são 
totalmente ligantes; no limite superior, são totalmente antiligantes. Uma 
região de orbitais moleculares vazios ou incompletos é chamada banda de 
condutividade. A região contendo orbitais preenchidos é chamada banda 
de valência. 
Como os orbitais vizinhos têm energias muito próximas, eles precisam de 
pequena energia adicional para excitar um elétron do orbital molecular de 
mais alta energia (chamado HOMO) para o orbital vazio localizado logo 
acima (chamado LUMO). Esses elétrons podem se movimentar 
livremente ao longo do sólido, conferindo ao metal as propriedades da 
condutividade elétrica e térmica. 
Quando a absorção de um fotão provoca a promoção de um electrão do 
metal para um estado de energia mais elevado, há um fenômeno de 
excitação eletrônica. Logo após a excitação, pode haver emissão 
espontânea do fóton absorvido, fazendo com que o elétron retorne ao seu 
nível fundamental. Por causa dessa rápida emissão de luz, a superfície de 
um metal é refletora e tem brilho típico. 
A resistência dos metais aumenta com a temperatura porque, quando 
aquecidos, os átomos vibram mais vigorosamente. Os electrões em 
movimento colidem com os átomos, dificultando sua movimentação, 
diminuindo a condutividade elétrica. 
Como a teoria de bandas explica a formação de um isolante e de um 
semicondutor elétrico? 
Um isolante elétrico, como o diamante, tem a banda de valência 
completamente preenchida, e os níveis vazios (banda de condução) 
exibem energias muito elevadas, impossibilitando a promoção de um 
elétron à bandade condução. Assim, não há surgimento de corrente 
elétrica – não existe deslocamento de cargas. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
63 
 
Bandas num isolante. 
Existem elementos químicos semicondutores que apresentam banda de 
condução vazia com energia próxima à banda de valência completa. 
Quando o semicondutor é aquecido, elétrons podem ser excitados da 
banda de valência para a de condução. Assim, a resistência de um 
semicondutor diminui com o aumento da temperatura. 
A capacidade de um semicondutor de transportar corrente elétrica pode 
ser ampliada com a adição de electrões na banda de condução ou com a 
remoção de electrões da banda de valência. Esses processos são feitos 
espalhando pequenas quantidades de impurezas nos sólidos. Este 
procedimento é chamado de dopagem. 
Como exemplo, você pode estudar o caso do silício de alta pureza, que é 
um semicondutor. Uma dopagem que pode ser feita ao Si (Z = 14; 4 
elétrons de valência) é a inclusão de uma quantidade de elemento do 
grupo 15, como arsênio, que tem cinco elétrons de valência. Os elétrons 
adicionais entram na banda de condução do silício e permitem que ele 
conduza a corrente elétrica mais facilmente. Este é um exemplo de 
semicondutor do tipo n, porque tem excesso de elétrons. 
 
Semicondutor tipo n. 
Quando o silício é dopado com índio (grupo 13), a estrutura terá menos 
elétrons de valência – a banda de valência não estará completamente 
preenchida. Neste caso, tem-se um semicondutor do tipo p, que 
apresenta “buracos” positivamente carregados na banda de valência. A 
migração de elétrons dentro da banda de valência é responsável pela 
condutividade num semicondutor do tipo p. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
64 
 
Semicondutor tipo p. 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Ordene os elementos, de acordo com a sua descoberta. 
2. Que elementos foram isolados pela via de espectroscopia. 
Justifique porque? 
UCM – CED Química Geral Q0050 
65 
Unidade 09 
 
Tema: Ligação intramolecular na visão moderna (à luz da 
teoria quântica) 
 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, Nesta unidade, você terá a oportunidade de aprender 
conteúdos novos, isto é, vistos pela primeira vez, e interessantes. Estamos 
a falar das teorias de ligação de valência (TLV) e a de orbitais 
moleculares (TOM), que surgiram a luz da mecânica quântica com a 
finalidade de explicar os factos de forma aprofundada e não superficial 
como a teoria de Lewis por exemplo que explica a ligação covalente 
como partilha de um par de electrões mas não diz como é que esses 
electrões devem com partilhar. Portanto, no fim desta unidade você 
deverá ser capaz de perceber como elas de forma diferentes explicam os 
fenómenos bem como as limitações que têm.A primeira descrição 
quanto-mecânica de uma ligação covalente foi publicada por Heitler e 
London em 1927. Nesse trabalho, os dois cientistas estudaram 
teoricamente a formação da molécula de H2. Esse trabalho deu início ao 
ramo da ciência conhecido como Química quântica. Baseados na 
descrição desses dois autores e na idéia de ligação química de Lewis, 
alguns anos mais tarde Pauling, Slater e outros desenvolveram a Teoria 
de Ligação de Valência (TLV) para explicar a formação de uma ligação 
covalente à luz da Mecânica quântica. 
Existe uma versão mais moderna da TLV (TLV moderna), desenvolvida 
a partir do final da década de 1960 e ainda em desenvolvimento até hoje. 
Com isso, a TLV elaborada por Pauling e Slater é comumente chamada 
de TLV clássica. Nesse caso especificamente, o termo “clássica” não 
significa que a teoria seja baseada na Física clássica; pelo contrário, ela é 
fundamentada na Física quântica. 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa sobre o 
tema proposto nesta unidade. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Conhecer as bases das teoria de TLV e do TOM; 
 Descrever as limitaçãoes das teoria de TLV e do TOM; 
 Aplicar as teorias de TLV e de TOM para determinadas 
moléculas e iões; 
 Fazer a estrutura electrónica nas moléculas. 
 
 
Ligação intramolecular na visão moderna (à luz da 
teoria quântica) 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Walter_Heitler
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fritz_London
http://pt.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling
http://en.wikipedia.org/wiki/John_C._Slater
http://en.wikipedia.org/wiki/Modern_valence_bond_theory
UCM – CED Química Geral Q0050 
66 
9.1. Caracterização 
Um Tratamento Mecânico-Quântico 
A curva de energia potencial da Fig. 25 fornece dois parâmetros 
fundamentais relacionados com a ligação formada no H
2
+
: 
 
i. Comprimento da ligação (r
e
) - que corresponde à distância internuclear 
no ponto mínimo da curva, ou seja, no ponto onde as forças 
atrativas e repulsivas encontram-se em equilíbrio (e); 
 
ii. Energia da ligação (D
e
) - que corresponde à profundidade do mínimo 
( denominada “poço de potencial”). 
 
Fig. 25 - Energia do sistema H
2
+ 
em função da distância internuclear (r). 
 
A solução mecânico-quântica quase exacta do sistema H
2
+ 
permitiu 
encontrar os valores de r
e 
(= 1,058Ǻ = 105,8 pm) e DǺ
e 
(= 269,4 kJ. mol
-
1
), que estão em excelente concordância com os valores experimentais. 
Por outro lado, quando se adiciona um segundo elétron ao sistema H
2
+
, 
obtém-se a molécula de H
2
, cujo valor de D
exp 
(= 458 kJ mol
-1
) aumenta, 
porém não o suficiente para atingir o dobro do valor de D
e 
do H
2
+
, por 
conta da repulsão intereletrônica (devido aos dois elétrons presentes no 
H
2
) que sempre contribui para o aumento da energia potencial do sistema. 
Além disso, observa-se que ocorre também uma diminuição no 
comprimento da ligação, porque os núcleos no H
2 
(r
exp 
= 0,74 = 74 pm) 
são atraídos por uma força coulômbica maior devido à existência de um 
elétron adicional na região internuclear. Podemos constatar esses factos 
quando comparamos as curvas de energia potencial obtidas para os 
sistemas HoA
2
+ 
e H
2 
mostradas na Fig. 26. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
67 
 
Fig. 26 – Curvas de energia em função da distância internuclear do H
2
 
 
Teoria de ligação de Valência - TLV 
 
Princípios Básicos: 
- Aproximação dos átomos que se encontram, inicialmente, a uma grande 
distância do outro; 
- Com aproximação ocorre uma interprenetação (sobreposição) somente 
dos orbitais externos (de valência) contendo electrão desemparelhado; 
- Ocorre o emparelhamento dos electrões na região de sobreposição dos 
orbitais, provocando um aumento da densidade de electrões na região 
internuclear. 
A sobreposição de orbitias atómicos é a grande novidade desta teoria, 
assim ´veja a seguir os tipos de sobreposição: 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
68 
 
 Molécula de (H2) 
Para explicar essa ligação devemos imaginar que dois átomos de 
hidrogênio, se aproximam de forma a sobreporem seus orbitais mais 
externos (neste caso o orbital 1s). O resultado dessa sobreposição 
corresponderá a um novo orbital que engloba os dois núcleos. A figura 
abaixo ilustra essa situação: 
 
Como a superposição se dá ao longo do eixo internuclear (eixo cartesiano 
que une os dois átomos), a ligação é nomeada ligaçãosigma (σ). 
 Molécula de HCl 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
69 
 Para oxigénio: 
Se distribuirmos os electrões do subnível ‘’p’’ pelos respectivos orbitais 
px, py e pz, vai perceber que o oxigénio tem dois electrões 
desemparelhados que podem compartilhar com electrões do outro átomo 
cada um dos pares uma ligação σ e  
 
Se prestar muita atenção poderá perceber que o exemplo para a molécula 
de oxigénio inclui para além da ligação σ a ; se fizer a estrutura de 
Lewis verá que nos exemplos das alíneas anteriores envolve ligações 
simples e independentemente se é orbital a se sobrepor, s, px, py ou py o 
tipo de ligação que se forma é sempre sigma mas para o caso de oxigénio 
é diferente, na estrutura de Lewis forma uma ligação dupla o que lhe 
garante que uma ligação seja σ e outra . 
 
O que podemos adiantar é que numa ligação seja dupla ou tripla, a 
primeira é sempre σ e as restantes é/são . 
Acreditamos que assim já poderá perceber porque é que o nitrogénio no 
exemplo a seguir tem uma ligação σ e duas . 
 
 Molécula de N2 
Para explicar a formação da ligação tripla (uma σ e duas ), utiliza-se o 
mesmo procedimento e argumentos baseados na TLV usados para 
explicar a ligação dupla no oxigénio. A única diferença é que no N2 
existem duas ligações  resultantes da sobreposição e emparelhamento de 
electrões dos orbitais 2px. 
 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
70 
Para além do esquema de sobreposição das nuvens electrónicas, a TLV 
pode também ser representada nas células quânticas ou diagramas de 
energia, basta para isso: 
 Representar os electrões de camada de valência pelo 
respectivos orbitais, de acordo com a regra de Hund e princípio 
de Pauli. 
 Excitar os electrões caso a estrutura obriga 
 Unir os orbitais com spins desemparelhados e opostos para 
casos de ligação covalente normal ou unir orbitais vazias com 
orbitais com pares livres de electrões. 
Vantagens: Essa teoria desenvolveu os conceitos como o de ligações σ e 
, hibridização e emparelhamento de spins dos electrões. 
Limitação: Embora a TLV permite explicar de modo satisfatório a 
formação da ligação dupla no O2 ela falha ao prever o emparelhamento 
dos electrões nas ligações dessa molécula. De facto, constata-se 
experimentalmente que a molécula de O2 tem propriedades magnéticas, o 
que pressupõe a existência de electrão desemparelhado. Este facto 
constitui uma das principais limitações da TLV, a qual foi 
adequadamente superada ao se aplicar a TOM para explicar a formação 
da ligação dupla no O2. Além disso, a TLV não oferece nenhuma 
explicação em relação aos electrões dos orbitais de valência que não 
participam directamente da formação das ligações. 
 
Teoria de Orbitais Moleculares - TOM 
De acordo com a TOM, quando o(S) orbital (is) de valência dos átomos 
se sobrepõe, podemos ter as seguintes situações: 
 
Formação de um orbital molecular (OM) ligante, σ Formação de um 
orbital molecular (OM) antiligante, (σ*) Os orbitais σ ou π resultam da 
soma dos dois orbitais atómicos (ou melhor de suas funções de onda) 
quando eles se sobrepõe no momento da formação da ligação química; 
veja a seguir Figura 1. orbital molecular (s1s) construído pela 
superposição entre dois orbitais 1s; 
 
 
 
,enquanto os antiligantes (σ*) são obtidos a partir da subtração dos 
orbitais atómicos. Este método é conhecido como “OM-CLOA- Orbital 
Molecular como uma Combinação Linear de Orbitais Atómicos”. 
Por outro lado, quando se faz a subtração dos orbitais atómicos eles se 
cancelam na região internuclear, gerando um plano nodal (probabilidade 
de encontrar o electrão). Nesse caso, a deficiência na região internuclear 
ajuda a aumentar a energia potencial coulómbica do sistema. Como 
resultado, “não há ligação” e o orbital descrito é “antiligante”. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
71 
 
Fig.31 – representação de formação dos orbitais moleculares ligantes (σ1) 
e antiliante (σ*1) através da adição e subtração de orbitais atómicos. 
 
Diagrama dos níveis de energia 
 
Você pode usar este diagrama para: H2+, H2, He2+e He e outras espécies 
cujo a configuração electrónica termina com subnível s. 
 
É um diagrama que permite: 
- Fazer a configuração electrónica de uma molécula – distribuição dos 
electrões nos OM; 
- Prever a ordem de ligação (OL) – mediada da ligação liquida em uma 
molécula diatómica; Matematicamente OL= (n-n*) /2 
Onde n= número de electrões presentes nos OM ligantes (σ e π) e n* é 
número de electrões nos OM antiligantes (σ* e n*); 
- Comparar os cumprimentos de ligação ou a estabilidade das espécies: 
maior OL condiciona MENOR cumprimento da ligação Implica MAIOR 
a energia da ligação (a força da ligação); 
- Decidir sobre as propriedades magnéticas (para ou diamagnético); 
 
Distribuição dos electrões nos OM 
Deve obedecer as regras da distribuição electrónica; o princípio de 
exclusão de Pauli e a regra de Hund. Veja a seguir um exemplo para o 
caso de H2, He2 e Li2 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
72 
Figura: Diagrama da formação de orbitais moleculares da molécula de 
H2. 
 
Agora veja para a molécula de He2 e Li2 
 
 
 
Agora vide como aplicar alguns dos pontos antes discutidos para algumas 
espécies. Construa o diagrama para H2+ e He+2 e determine a OL de Li2 
H2+ = (σ1s1); OL=1/2 (mais fraca que uma ligação simples); 
H2 = (σ1s2) ; OL=1 (ligação simples) 
He+2 = (σ1s2) (σ*1s1); OL=1/2 (mais fraca que uma ligação simples) 
He2 = (σ1s2) (σ*1s2); OL= 0 (não existe ligação) 
 
Com base nessas considerações, poderá concluir que: 
● O comprimento da ligação (r) no H2 é MENOR que no H2+ , 
● a energia (De) e a força da ligação no H2 é MAIOR do que no H2+, pois 
também tem maior OL. 
 
Agora vamos mostrar a sobreposição de orbitais p no eixo de ligação () 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
73 
 
Um caso diferente ocorre com a formação da ligação , quando a 
sobreposição se dá lado a lado. Neste caso, os electrões se concentrão 
seja em cima ou em baixo do exixo de ligação. Veja a seguir o esquema 
de sobreposição 
 
 
Diagramas de Energia para os Orbitais p 
As energias dos orbitais moleculares para B2, C2 e N2 figura- (a) 
Características 
i. A mudança na sequência de energias dos orbitais moleculares entre 
N2 e O2 ocorre porque px e px*, nesse caso, têm algum caráter s, facto 
que ignoramos quando decidimos usar a simplificação, combinação de 
dois orbitais atômicos para formar dois orbitais moleculares. O carácter s 
nesses orbitais decresce à medida que a carga cresce no período. Por 
causa disso a energia de sx fica abaixo da energia de py e pz no O2. Para 
além disso, o núcleo de nitrogénio exerce uma atracção mais fraca sobre 
os electrões do orbital 2s do F, consequentemente haverá uma interação 
maior entre os orbitais 2s, levando à formação dos OM´s mais fortemente 
ligante (2s) e antiligante (*2s); 
ii. O OM 2s tem maior energia que a dos orbital OM´s ligantes x y. 
Isto é uma consequência da repulsão entre os electrões do orbital 2p, 
que tente a ocupar a mesma região do espaço internuclear nessas 
moleculas diatómicas mais leves (baixo valor do Z*). 
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e para O2, F2 e Ne2 na figura – (b) toma uma característica diferentena 
inversão de alguns orbitais. Descubra: 
Características 
i. os orbitais 2s têm energia tão baixa – sobretudo no flúor –, que não 
promovem a formação dos orbitais moleculares (σ2s e σ*2s) de 
maneira extensiva, haja vista que esses elétrons (internos) se 
encontram presos ao núcleo de seus átomos o suficiente para não 
permitir o seu compartilhamento com outro átomo. Sendo assim, 
a energia dos OM´s (σ2s e σ*2s) formados não diferem muito da 
energia dos átomos separados; 
ii. por outro lado, a interação entre os orbitais 2p
z 
é tão forte que o OM 
σ2p tem energia menor, e o σ*2p tem energia maior que os 
outros OM’s (π) ligantes e antiligantes formados a partir dos 
orbitais 2p
x 
e 2p
y
. Os orbitais π
x 
e π
y 
têm a mesma energia, mas 
encontram-se em planos perpendiculares entre si. 
 
O preenchimento dos orbitais moleculares para moléculas diatómicas 
homonuclear 
B2 é escrita como K K (s)2(s*)2(py)1(pz)1. 
KK são letras usadas para simplificar as configurações electrónicas dos 
orbitais 1s e 1s* quando se encontram completamente preenchidos. 
Pode igualmente ser omitido o diagrama para os orbitais s por estarem 
completamentes preenchidos e representar apenas os orbitais p 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
75 
A base experimental para essa configuração provém das medidas 
magnéticas: B2 é paramagnético, isto é, tem pelo menos um electrão 
desemparelhado, e as medidas indicam que existem dois elétrons 
desemparelhados na molécula. Como o Li2, e B2 não é uma molécula que 
você possa encontrar em um frasco, nas prateleiras do almoxarifado. 
 
O boro elementar é encontrado como um sólido, no qual o arranjo dos 
átomos de B é bastante complexo. A temperaturas muito altas, entretanto, 
as moléculas de B2 podem ser detectadas no estado gasoso. 
C2: Todos os electrões estão agora emparelhados e, assim, C2 não é 
paramagnético é diamagnético. 
é K K (s)2(s*)2(py)2(pz)2.. já foi detectado, a altas temperaturas. 
N2 – a configuração K K (2s)2(2s*)2(2py)2(2pz)2 (2px)2. 
O2 - K K (2s)2(2s*)2(2px)2 (2py)2(2pz)2 (*2py)1(*2pz)1 
F2 - K K (2s)2(2s*)2(2px)2 (2py)2(2pz)2 (*2py)2(*2pz)2 
Ne2 -K K (2s)2(2s*)2(2px)2 (2py)2(2pz)2 (*2py)1(*2pz)1(*2pz)2 
Veja um exemplo: Diagrama de orbitais moleculares para a molécula de 
oxigénio. Faz a configuração electrónica e determine a ordem 
Dados:Z=8 
 
 
A seguir, veja o diagrama de OM para moléculas heteronucleares 
UCM – CED Química Geral Q0050 
76 
 
Diagrama de níveis de energia de orbitais moleculares para uma molécula 
diatómica heteronuclear AB leve em que B é mais electronegativo do que 
A. 
 
 
 
O orbital 1s do H se combina com um orbital 2p (2py por convenção) 
do F, porque eles têm energias mais próximas entre si, o que leva a 
formação mais efectiva de OM´s ligante  e antiligante *. Os orbitais 
moleculares n2s, npx e npy são não ligantes e originam-se dos orbitais 
atómicos 2s, 2p, e 2py do F. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
77 
 
 
 
 
 
 
 Auto avaliação 
 
 
 1. Na molécula de hidreto de bromo, HBr, a ligação entre o átomo de hidrogênio 
e o de bromo é predominantemente: 
a) sigma s-s. b) pi p-p. c) sigma s-p. d) sigma p-p. 
e) pi s-p. 
 
2. Na molécula do H2, temos ligações covalente: 
a) sigma do tipo s-s. 
b) sigma do tipo s-p. 
c) sigma do tipo p-p. 
d) pi e sigma s-s. 
e) pi. 
 
3. (ACAFE) Incrível, mas 15% do gás metano existente na atmosfera provém do 
arroto dos bois, vacas, cabras e carneiros, contribuindo para o efeito estufa 
(aquecimento atmosférico). Assinale a alternativa que descreve os tipos de 
ligações químicas encontradas neste gás: 
a) 2 iônicas e 2 covalentes 
b) 2 ligações dativas 
c) 4 ligações duplas 
d) 2 sigmas e 2 pi 
e) 4 ligações sigmas 
 
 
Sumário 
A tabela periódica consiste em um ordenamento dos elementos conhecidos de 
acordo com as suas propriedades físicas e químicas, em que os elementos que 
apresentam as propriedades semelhantes são dispostos em colunas. Este 
ordenamento foi proposto pelo químico russo Dmitri Mendeleiev , substituindo o 
ordenamento pela massa atômica. 
 
 
 
Exercicios 
 
 
 
1. Distinga as diferentes tentativas da Elaboração da Tabela 
Periódica. 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Propriedade_f%C3%ADsica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Propriedade_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/R%C3%BAssia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Dmitri_Mendeleiev
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_at%C3%B4mica
UCM – CED Química Geral Q0050 
78 
Unidade 10 
 
 
Tema: Forças intermoleculares e pontos de fusão e ebulição 
 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, seja bem vindo a unidade de estudo sobre as Forças 
intermoleculares e pontos de fusão e ebuliç. As forças que acabamos de 
ver são intramoleculares, isto é forças que actuam dentro de uma 
molécula. Agora, terá a oportunidade de ver como é possível a ligação 
entre duas moléculas sabendo que são neutras. 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa 
sobre o tema proposto nesta unidade. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Conhecer as forças inter moleculares que existem; 
 Explicar a origem das forças intermoleculares; 
 Prever as forças intermoleculares em diferentes moléculas; 
 Comparar as intensidades das diferentes forças 
intermoleculares; 
 Prever os estados físicos da substâncias com base nas forças 
intermoleculares. 
 
Forças intermoleculares e pontos de fusão e ebulição 
10.1. Caractertização 
 
Forças ou ligações intermoleculares 
Forças intermoleculares são genericamente denominadas forças 
de Van Der Waals em homenagem ao físico holandês Johannes 
Van der Waals que, em 1873, propôs a existência dessa forças. 
As atracções existem tanto em substâncias formadas por 
moléculas polares como por moléculas apolares, mas nessa 
últimas a explicação foi dada por Fritz London apenas em 1930. 
 
As forças ião – dipolo permanente 
Essas forças aparecem quando dissolvemos, por exemplo, um 
electrólito (NaCl) em água. A atracção electrostáctica entre os 
iões e as moléculas dipolares da água promove a passagem dos 
iões para a solução e a sua consequente estabilização. Além 
disso, as moléculas de água podem aglomerar-se ao redor do 
catião (Na+) pelo lado do átomo de oxigénio (polo -), ficando os 
átomos de H (polo +) apontados para o exterior. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
79 
 
Algo semelhante ocorre com os iões negativos do sal (Cl-), que 
atraem um certo número de moléculas de água por suas 
extremidades positivas. Trata-se de uma interação do tipo “ião- 
dipolo”, pois envolve a atracção electrostática entre os iões do 
soluto (NaCl) e as cargas parciais na molécula polar da água. 
 
As forças dipolo permanente – dipolo permanente 
Para discutir este tipo de força intermolecular, considere a 
molécula CHCl3 ( clororometano) rodeado por outras moléculas 
da mesma espécie. Esta molécula é polar, como se pode observar 
claramente que seu momento dipolar eléctrico é diferente de zero. 
Sabe-se que o cloreto é um gás em condições ambientais, porem 
condensa a – 24ºC e congela a -97ºC. Assim, quando essa 
substância se encontra, por exemplo,no estado sólido, presumi-se 
que a carga parcial negativa de um átomo Cl em uma molécula 
esteja muito próximo à carga positiva dos átomos de H presentes 
em uma molécula vizinha 
 
Forças dipolo induzido-dipolo induzido 
 
E quando as moléculas não contêm dipolos (são apolares), como 
é que elas podem se atrair? Pense numa molécula como uma 
entidade não estática, mas contendo electrão em constante 
movimento; é razoável pensar que num determinado momento a 
distribuição nessa molécula pode não ser perfeitamente simétrica, 
e apareçam então pequenos dipolos instantâneos neste momento. 
Esses dipolos desaparecerão em muito pouco tempo, podendo 
levar a uma molécula neutra ou a outros dipolos, inclusive 
contrários; mas no curto espaço de tempo em que eles existem, 
eles podem induzir a formação de dipolos contrários na molécula 
vizinha, levando as duas a se atraírem mutuamente 
 
 
Outras moléculas: H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6 
 
A “polarizabilidade” de uma molécula tende – em regra que os 
núcleos têm sobre os electrões, quando muitos estão presentes e 
as moléculas são grandes. Consequentemente, espera-se que as 
file:///C:/Users/Administrator/Desktop/Jasse/quimica/UCM/Forças%20Intermoleculares%20(Van%20der%20Waals%20e%20Ponte%20de%20Hidrogênio)%20-%20InfoEscola.htm
UCM – CED Química Geral Q0050 
80 
moléculas grandes (maior número de electrões) tenham interação 
de London mais acentuadas que as moléculas pequenas. 
 
Além dos factores mencionados que contribuem para a formação 
das formação das forças de London, não podemos deixa de 
considerar a influência da “forma” das moléculas. Para ilustrar 
esse caso, consideremos as moléculas do “pentano” e do 2,2 – 
dimetil propano. Embora as moléculas tenham a mesma formula 
molecular (C5H12)e, portanto, o mesmo número de electrões, elas 
apresentam pontos de ebulição diferentes. A explicação para esse 
facto reside, justamente nas diferentes formas apresentadas pelas 
moléculas. Ou seja, as moléculas do pentano ao contrário das do 
2,2 dimetilpropano, são aglomeradas, o que possibilita uma 
interação mais fortemente as cargas parciais instantâneas de 
moléculas vizinhas. Como resultado, as substâncias constituídas 
de moléculas deia linear (ou alongada s), apresentam geralmente 
forças de Londom mais fortes que as de cadeia ramificada (ou 
esférica) contendo o mesmo número de electrões. Logo, 
apresentam em regra, maiores pontos de fusão e ebulição. 
 
Forças dipolo permanente-dipolo permanente ou dipolo-
dipolo 
Esse tipo de força intermolecular é característico de moléculas 
polares. Veja, como exemplo, a interação que existe no HCl 
sólido: 
 
Esse tipo de interação é o mesmo que ocorre entre os íons Na+ e 
Cl– no retículo do NaCl (ligação iônica), porém com menor 
intensidade. 
 
Alguns exemplos de substâncias polares em que suas moléculas 
interagem por dipolo-dipolo: HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2 
 
Pontes de hidrogênio 
A ponte de hidrogênio, por ser muito mais intensa, é um exemplo 
extremo da interação dipolo-dipolo e ocorre mais comumente em 
moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a 
átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente 
eletronegativos e, que, por isso, originam dipolos muito 
acentuados. 
 
Outros exemplos clássicos em que se verifica a existência das 
pontes de hidrogênio são o HF e o NH3 quando encontrados nos 
estados sólido e líquido. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
81 
As ligações de hidrogénio é um tipo de força intermolecular, forte 
por natureza, e que é específica para determinads moléculas. 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES E TEMPERATURAS 
DE FUSÃO E EBULIÇÃO 
Dois factores influem nas TE: 
 
a) o tipo de força intermolecular: quanto mais intensas as 
atracções intermoleculares, maior a sua TE. 
 
b) o tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma 
molécula, maior será sua superfície, o que propicia um maior 
número de interações com outras moléculas vizinhas, acarretando 
TE maior. 
 
Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais: 
Quanto maior a intensidade de interação, maior a sua TE. 
Ordem crescente de intensidade de interação: 
dipolo induzido-dipolo induzido < dipolo-dipolo < pontes de H < 
ião -dipolo 
 
Em moléculas com mesmo tipo de interação: 
 
Quanto maior o tamanho da molécula, maior a sua TE. 
Veja a seguir os gráficos da Variação dos pontos de ebulição de 
compostos de hidrogênio de elementos do bloco p. 
 
Actividade XI: explique a o comportamento dos gráficos acima 
com base no que foi danteriorimente dito. 
 
POLARIDADE, FORÇAS INTERMOLECULARES E 
SOLUBILIDADE 
 
Vejamos uma situação comum: 
 
Uma maneira de explicar o facto de o óleo não se dissolver na 
água é considerarmos que os processos de dissolução estão 
associados às interações moleculares. 
 
O tipo de força intermolecular existente na água deve ser 
diferente da existente no óleo. Assim, 
 
 Substâncias polares tendem a se dissolver em 
solventes polares. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
82 
 
 Substâncias apolares tendem a se dissolver em 
solventes apolares. 
 
Os derivados do petróleo, como o querosene, a gasolina, o óleo 
diesel e o óleo lubrificante, são formados por moléculas 
constituídas somente de carbono e hidrogênio, denominadas 
hidrocarbonetos. Todos eles são apolares, miscíveis entre si e 
imiscíveis com a água. 
 
 
 
 
 
Auto avaliação 
 
1. Dadas as substâncias representadas pelas moléculas: 
I. Etano II n- propanol III- propano-1-3-diol 
IV- propano 
a) indique o tipo de interação molecular existente nessas 
substâncias quando encontradas no estado líquido; 
b) em seguida, coloque as substâncias em ordem crescente de TE. 
 
SOLUÇÃO 
a) As substâncias I e IV são hidrocarbonetos (C e H) e, portanto, 
apolares; as interações intermoleculares existentes nessas 
substâncias são forças de Van der Waals do tipo dipolo induzido. 
Nas substâncias II e III notamos a presença de H ligado a O 
(grupo — OH) e, portanto, a interação intermolecular nessas 
substâncias é do tipo pontes de hidrogênio. 
b) As moléculas I e IV, por serem semelhantes, apresentam o 
mesmo tipo de força intermolecular e, para relacionarmos suas 
TE, devemos observar o tamanho da molécula. Considerando 
esse critério, percebe-se que a molécula IV é maior que a 
molécula I e, por isso, apresenta a maior TE, a qual será, porém, 
menor do que a TE das moléculas que apresentam pontes de 
hidrogênio. 
Logo, concluímos que a ordem crescente de TE é: 
I < IV < II < III 
 
2 . (Covest-2004) A oxidação de um álcool primário (I) levará à 
formação de aldeído (II) e ácido carboxílico(III), dependendo da 
força do agente oxidante utilizado. Qual a ordem do ponto de 
ebulição destes 
compostos? 
a) III > II > I. b) II > I > III. c) I > II > 
III. 
d) III > I > II. e) I > III > II. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
83 
 
 
Exercicios 
 
1. Caracterize o desenvolvimento da teoria atómica. 
2. Estabeleça as principal entre o modelo atómico 
de Thomso e o modelo de Bohr. 
3. Qual a principal caracteristica do modelo atómico 
actual? 
4. O que entendes por uma orbital electrónica? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Sumário 
 Os sinais dos efeitos caloríficos que vão ser indicados são os adoptados na 
termodinámica química. Em termodinámica é frequente utilizarem-se os sinais 
contrários, isto é considerar-se positivo o calor libertadopelo sistema. No 
entanto, seja qual for o sistema de sinais utlizado para para os efeitos 
caloríficos, as reacções exotérmicas são as acompanhadas de de uma libertação 
de calor, e as endotérmicas, de uma absorção de calor. 
 
 
Unidade 11 
 
Tema: TERMODINÁMICA QUÍMICA 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, nesta unidade você terá a oportunidade de 
aprender um pouco mais em relação ao que já aprendeu. Vais 
aprender sobre efeito energético das reacções quimicas, os 
processos de ocorrência espontâneas das reacções, a energia 
interna e diversos tipos de entalpias, a energia de Gibbs do 
sistema e resolover problemas que envolvem a a Lei de Hess. Por 
isso, preste muita atenção com o desenrolar da unidade. 
 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa 
sobre deste tema. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
UCM – CED Química Geral Q0050 
84 
 
Objectivos 
 
 Conhecer reacções quanto ao efeito energético 
 Conhecer diversos tipos de entalpias 
 Definir e caracterizar a lei de Hess; 
 Prever a ocorrência espontânea das reacções químicas. 
 
11. TERMODINÁMICA QUÍMICA 
 
11.1. EFEITO ENERGÉTICO DAS REACÇÕES QUÍMICAS 
 
Uma das grandezas mais importantes dos sistemas químicos é a 
energia interna V, a entalpia H, a entropia S e a energia de Gibbs (o 
potencial isobárico-isotérmico) G. Todas estas grandezas são 
funções do estado, isto é, dependem somente do estado do sistema, 
mas não do método porque este estado foi atingido. 
As reacções químicas são acompanhadas de uma alteração de 
energia interna dos sistemas reagentes. Se a energia interna do 
sistema diminui (ΔU<0), a reacção é acompanhada de uma 
libertação de energia (reacção exotérmica). Caso a energia interna 
do sistema aumente (ΔU >0), neste caso, o processo é 
acompanhado de uma absorção de uma energia do exterior (reacção 
endotérmica). 
 
11.1.1. REACÇÃO EXOTÉRMICA 
 
C(grafita) + O2(g) → CO2(g) + 94,1kcal 
 
 
Na reação acima, 1 mol de CO2(gás) é formado a partir de grafite e 
oxigênio, ocorrendo a libertação de 94,1kcal. 
 
Podemos representar as reações exotérmicas através do gráfico 
abaixo: 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
85 
 
Veja que no gráfico acima, os produtos são menores que o 
conteúdo energético dos reagentes. 
 
Numa reação exotérmica, o calor é escrito assim como um 
produto. 
 
A + B → C + D + x kcal 
 
1.1.2.REAÇÃO ENDOTÉRMICA 
 
H2(g) + I2(s) + 12,4 kcal → 2HI(g) 
 
ou 
 
H2(g) + I2(s) → 2 HI(g) - 12,4 kcal 
 
Na reação acima, quando 2 mols de HI (gás) se formaram a partir 
de hidrogênio e iodo cristalino foram absorvidas 12,4 kcal. 
 
No processo da reação endotérmica é necessário um fornecimento 
externo de energia. Sendo assim, a energia armazenada dos 
reagentes é menor que a dos produtos. 
 
Podemos representar as reações endotérmicas através do seguinte 
gráfico: 
 
 
Se uma reacção química absorveu a quantidade de calor Q e 
realizou o trabalho A, nesse caso a variação da energia interna ΔU 
determina-se através de equação: ΔU = Q –A. 
 
De acordo com a Lei da conservação de energia, ΔU depende 
somente dos estados inicial e final do sistema, e não depende da 
forma como o processo (reacção decorreu). Pelo contrário, Q e A, 
UCM – CED Química Geral Q0050 
86 
variam conforme a forma como o processo decorreu. A função do 
estado é somente a diferença entre estas grandezas, mas não é de 
forma nenhuma equivalente a cada uma delas isoladamente. As 
funcões U, Q e A, são habitualmente expressas em joules ou em 
quilojoules. 
 
Se a reacção decorrer com um volume constante (ΔV=0, processo 
isocórico), o trabalho de dilatação do sistema (A=P ΔV ) é igual a 
zero. Se, além disso, não se realizar quaisquer outros tipos de 
trabalho (por exemplo eléctrico), ΔU = Qv, onde Qv é o efeito 
calorífico da reacção (isto é, a quantidade de calor que o sistema 
absorve) que decorre em volume constante. No caso da reacção ser 
exotérmica, Qv<0, num da reacção endotérmica, Qv >0. 
 
 
 
11.1.2. ENTALPIA DA REACÇÃO 
 As reacções químicas raramente são utilizadas com volume 
constante, o mais frequente é serem levadas a cabo sob pressão 
constante P (ΔP=0, processo isobárico). Em casos como este, é 
mais cómodo utilizar característica de processo, não a energia 
interna U, mas sim a entalpia H, que se define através da 
correlação: ΔH= ΔH+ P ΔV. 
Como se pode ver, a entalpia possui a mesma dimensão que a 
energia interna e, por essa razão expressa-se habitualmente em 
joules ou em kilojoules. 
Quando a pressão é constante: ΔH= ΔU+P ΔV. 
 
Isto é, a variação da entalpia é igual a soma das variações da 
energia interna (ΔU) e do trabalho da dilatação realizado pelo 
sistema (PΔV). Se, além disso, não se realizar qualquer tipo de 
trabalho nesse caso, ΔH= Qp, onde Qp é efeito calorífico (térmico) 
da reacção que decorre sob pressão constante. No caso das reacções 
exotérmicas Qp<0, enquanto que no das reacções endotérmicas, 
Qp>0. 
 
A variação da energia interna ou da entalpia convencionou-se 
relacionar com o caso em que todas as substâncias iniciais e todos 
os produtos da reacção se encontram num estado standard. Estado 
standard de uma substância a uma determinada temperatura é 
o que ela tem no quando pura e sob uma pressão (no caso dos 
gases, uma pressão parcial do gás em questão) igual a pressão 
atmosférica normal (101,325 Kpa ou 760 mm Hg). 
 
As condições em que todas as substâncias que intervém na reacção 
se encontram nos seus estados standard chamam-se condições 
standard da reacção. As variações das grandezas relativas ás 
condições standard também são conhecidas como variações 
standard e são assinaladas com um índice superior: ΔUº é a 
UCM – CED Química Geral Q0050 
87 
variação standard da energia interna da reacção química, ΔHº, a 
variação standard da entalpia durante a reacção química, (ou, mais 
simplesmente, a entalpia standard da reacção). 
 
A entalpia standard da reacção de formação de uma mole de uma 
determinada substância a partir de substâncias simples tem o nome 
de Entalpia standard de formação desta substância. Esta grandeza é 
habitualmente expressa em kilojoules por mole. 
 
A entalpia e a energia interna de formação das substañcias simples, 
de acordo com a definição que acabamos de dar, são iguais a zero. 
Se o elemento possui diversas formas de substâncias simples 
(grafite, diamante, fósforo branco e vermelho, etc...) ─ neste caso, 
o estado standard é o estado em que o elemento se apresenta na sua 
forma alotrópica (modificação) mais estável nas condições 
consideradas (por exemplo, em condições normais, no caso do 
carbono, a grafite, oxigénio etc...). A entalpia e a energia interna 
de formação desta forma alotrópica (modificação mais estável são 
consideradas iguais a zero. 
 
As equações químicas nas quais se indicam as variaçes de entalpia (os 
efeitos caloríficos das reacções), são conhecidas como equações 
termoquímicas. Por exemplo a equação PbO (cr) + 
CO(g) → Pb(cr) + CO2(g); ΔHº= ─ 64 kj. 
Significa que durante a redução de um mole de PbO através de monóxido 
de carbono se liberta uma quantidade de calor igual a 64 Kj. Os índices 
entre parênteses “ cr”, “l” e “g”, indicam que as respectivas substâncias, 
encontram-se no estado cristalino, líquido e gasoso, respectivemente. 
 
11.1.3. LEI DEHESS. 
 Uma consequência da Lei da conservação de energia é o princípio 
estabelecido de modo experimental em 1840, por Hess (Lei de Hess) e 
que se encontra na base dos cálculos termoquímicos: 
O efeito calorífico (térmico) de uma reacção química ( isto é, a 
variação da entalpia ou da energia interna do sistema durante a 
reacção, depende somente dos estados inicial e final das substâncias 
que intervêm na reacção e, não depende dos estados intermédios do 
processo. 
 
A partir da Lei de Hess, pode-se concluir, em particular, que as equações 
termoquímicas podem ser somadas, subtraidas e multiplicadas por valores 
numéricos. 
Exemplo: A a partir do calor de formação do dióxido de carbono 
gasoso (ΔHº= ─ 393,5kj/mol) e da equação tetmoquímica 
C(grafite) + 2N2O(g) → CO2(g) + 2N2(g) , ΔHº= ─ 557,5 kj. 
Calcular o calor de formação do N2O(g). 
 
Resolução. Simbolizando a grandeza que se pretende determinar 
por x, escreve-se a equação termoquímica da formação do N2o a 
partir das substâncias simples: 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
88 
N2(g) + 1/2º2(g) → N2O(g); ΔHº1= xkj 
Escreve-se igualmente a equação termoquímica da reacção de 
formação do CO(g) a partir das substâncias simples: 
 C(grafite) + O2(g) → CO2(g); ΔHº2= ─ 393,5kj. 
A partir das equações (2) e (3) pode-se obter a equação (1). Para 
isso, basta multiplicar a equação (2) por 2 e subtrair à equação 
assim obtida da equação (3). 
C(grafite) + 2N2O(g) → CO2(g) + 2N2(g) , ΔHº= ─ 557,5 kj. 
ΔHº= ( ─ 393,5 kj─2x) kj 
Comparando as equações (1) e (4) encontra-se: 
─ 393,5 kj─2x = ─ 557,5 kj, de onde x =82,0kj/mol 
 
 
 
 
11.1.4. DETERMINAÇÃO QUALITATIVA E 
QUANTITATIVA DE ΔS DA REACÇÃO E 
DETERMINAÇÃO DE OCORRÊNCIA EXPONTÂNEA DE 
PROCESSOS QUÍMICOS. 
A orientação em que uma reacção química decorre 
espontaneamente determina-se através da acção conjunta de dois 
factores:1 atendência para passagem de sistema para um estado 
com uma energia interna mínima (no caso dos processos 
asobáricos, ainda com uma entalpia mínima) e 2. A tendência para 
alcançar o estado mais provável, isto é, o estado a que pode ser 
realidzado pelo maior número de métodos de igual probabilidade 
(microestados). 
A medida da primeira destas tendências, no caso dos processos 
isobáricos, é a variação da entalpia durante a reacção química. O 
sinal negativo ΔH, indica uma redução ao passo que o positivo para 
um aunmento da entalpia do sistema. 
 
Como a medida da probabilidade do estado do sistema em 
termodinámica foi adoptada a entropia S do sistema, grandeza esta 
que é proporcional ao logarítimo do número de microestados de 
igual probabilidade através dos quais o macroestado em questão 
pode ser expresso, a entropia tem a dimenão da energiua dividida 
pela temperatura. Habitualmente ela é relacciobnada com um mole 
de substância (entropia molar) e expressa-se em j/(mol.k). 
 
Com base naquilo que se disse, torna-se claro que a entyropia 
cresce quando a sunstância passa do estado cristalino para o líquido 
e do líquido para gasoso, durante a dissolução dos cristais, a 
dilatação dos gases, os processos químicos que conduzem a um 
aumento do número de partículas e, antes do mais, de partículas no 
estado gasoso. 
 Pelo contrário, todos os processos que conduzem ao aumento da 
ordem do sistema são acompanhados de uma diminuição da 
entropia. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
89 
 
Exemplo: Sem executar quaisquer cálculos, determinar o sinal da 
variação da entyropia das reacções: 
 
Exemplo: Sem executar quaisquer cálculos, determinar o sinal da 
variação da entropia das reacções: 
 
NH4NO3(cr) → N2O(g) + 2H2O(g) (1) 
2H2(g) +O2(g) → 2H2O(g) (2) 
2H2(g) +O2(g) → 2H2O(g) (3) 
 
Resolução. Na reacção (1) , 1 mol da substância que se encontra no 
estado cristalinoforma 3 moles de gases, consequentemente ΔS1>0. 
 
Durante reacções (2) e (3), diminui tanto o número total de moles, 
como o número de moles de substância gasosas, de forma que 
ΔS2<0 e ΔS3>0. Além disso, ΔS3, possui um valor mais negativo 
ΔS2, uma vez que SH2O(l) < SH2O(g). 
 
No caso da entropia é válida a afirmação semelhante, `que analisou 
anteriormente no caso da ΔH: a variação da entropia do sistema 
durante uma reacção química (ΔS) é igual à soma das entropias 
dos produtos, menos a soma das entropias das substâncias 
iniciais. 
 
Da mesma forma que quando se calcula a entalpia, a soma deve ser 
feitatendo em conta o número de moles das substâncias que 
intervêm na reacção. 
 
 
11.1.5. SENTIDO DE OCORRÊNCIA EXPONTÂNEA DE 
PROCESSOS QUÍMICOS COM BASE NA 
DETERMINAÇÃO DE ΔG DA REACÇÃO. 
 
 A função do estado que taduz ao mesmo tempo a influência de 
ambas as tendências que atrás indicamos sobre a orientação da 
direcção dos processos químicos é a energia de Gibbs, que se 
encontra ligada à entalpia e à entropia através da seguinte equação: 
G = H ─ TS .Onde T é atempteratura absoluta. 
 
Como se pode ver, a energia de Gibbs apresenta a mesma dimensão 
que e, por essa razão, é habitualmente expressa em joules ou 
kilojoules. 
 
No caso dos processos isóbaro-isotérmicos (isto é processos que 
decorrem auma temperatura e pressão constantes) a variação da 
energia do Gibbs é igual a Δ G = ΔH ─ TΔS 
 
À semelhança da ΔH e da ΔS, a variação de energia de Gibbs, Δ G, 
durante a reacção química (ou, abreviadamente, a energia do Gibbs 
UCM – CED Química Geral Q0050 
90 
da reacção) é igual à soma das energias d Gibbs da reacção, menos 
a soma das energias de formação das substâncias reagentes. 
Somando, devem ter em consideração o número de moles de cada 
substância que intervém na reacção. 
 
A energia de Gibbs de formação é relacionada a 1 mole de 
substância e expressa-se frequentemente em em kj/mol. Além 
disso ΔGº de formação de forma alotrópica (modificação) mais 
estável das substânciassimples é considerada igual a zero. 
 
Quando a temperatura e a pressão são constantes, as reacções 
químicas podem decorrer espontaneamente numa determinada 
direcção somente se esta conduzir a uma variação de energia de 
Gibbs no sentido da sua diminuição (ΔG<0). 
 
Na tabela abaixo está demostrada a possibilidade (ou a 
impossibilidade) das reacções químicas decorrerem de uma 
espontâne, segundo diversas conjugações de sinais do ΔH e ΔS. 
Assim, se qualquer reacção (ΔH<0) (reacção exotérmica), ΔS>0, 
desta última equação deriva que , seja qual for a temperatura, 
ΔG<0. Isto significa que a reacção pode decorrer de uma forma 
espontânea qualquer temperatura. 
 
Se ΔH<0 e ΔS<0, a reacção é possível se o membro ΔH na equação 
da energia de Gibbs for maior em valor absoluto que o membro T 
ΔS. Uma vez que o valor absoluto deste último aumenta à medida 
que cresce o multiplicador Te a condição atrás referidaverificar-se-
á somente se a temperatura apresentar vaolres consideravelmente 
baixos.Por outras palavras, quando as temperaturas são baixas a 
espontaneidade das reacções exotérmicas é mis provável, mesmo 
que com isso a entropia do sistema diminua. 
 
Como se pode ver pela tab. abaixo, quando as temperaturas são 
elevadas, é mais provável a ocorrência de reacçõesespontâneas 
acompanhadas dde um aumentoda entropia, nomeadamente, as 
reacções endotérmicas. 
 
A influência dos sinais de ΔH e de ΔS sobre a orientação das 
reacções. 
Sinal da variação Possibilidade e impossibilidade da reacção 
ser espontânea 
Exemplo 
ΔH ΔS ΔG 
─ + ─ É possivelseja qual for a a ta C6H6(l)+7,5O2(g) → 6CO2(g) +2H2O(g) 
+ ─ + É possivel seja qual for a a ta N2(g) +2O2(g) < => 2NO2(g) 
─ ─ ± É possivel quando as tas são 
suficientemente baixas 
3H2(g) +N2(g) < => 2NH3(g) 
+ + ─ É possivel quando as tas são 
suficientemente elevadas 
N2O4(g) < =>2NO2(g) 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
91 
Exemplo. A uma determinada temperatura T, a reacção 
endotérmica A → B de corre praticamente até ao fim. Determinar : a) o 
sinal de ΔS da reacção; b) o sinal ΔG da reacção B → A à 
temperatura T; c) a possibilidade que a reacção B → A tem de decorrer 
esponeamente a temperaturas baixas. 
 
Resolução: a) para a reacção A → B decorrer de uma forma espontânea, 
ΔG<0 . Uma vez que ΔH >0, da equação ΔG = ΔH ─ TΔS, pode-
se concluir que ΔS>0, no caso da reacção contrária B → A, ΔS<0. 
b) para a reacção A → B, ΔG<0. Consequentemente, no caso da 
reacção contrária a essa mesma temperatura ΔG>0. 
c) A reacção B → A, contrária a reacção A → B é exotérmica 
(ΔH →0). 
 
Quando as temperaturas são baixas, o membro T ΔS é igualmente 
reduzido, de forma que o sinal de ΔG, é determinado pelo sinal de 
ΔH. Consequentemente, caso caso as temperaturas sejam 
suficientemente baixas, a reacção B → A, pode decorrer de uma 
forma espontânea. 
 
 Os valores de ΔH, ΔS e ΔG da reacção dependem não só da 
natureza dos reagentes, mas também do seu estado físico e sua sua 
concentração. Para a obtenção de dados comparativos que 
caracterizam as diversas reacçõesutilizam-se as variações standard 
da entalpia ΔHºT e da entropia ΔSºT e da energia de Gibbs ΔGºT, 
isto é as variações que decorrem quando as substâncias que 
intervêm na reacção (tanto reagentes iniciais como produtos da 
reacção), se encontram nas condições standard. O índice inferior 
que se utiliza nos símbolos indica a temperatura absoluta à qual de 
realiza o processo. 
 
Na tabela 5. dos anexos, podem-se encontrar os valores ΔHºT, 
ΔSºT e ΔGºT de formação de algumas substâncias a 298K (25ºC). 
Com base nesses dados, podem-se levar a cabo diversos cálculos 
termoquímicos. 
 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
92 
 
 
Exercicios 
 
 
CÁLCULOS DE TERMODINÁMICA QUÍMICA. 
EXERCÍCIOS 
 
1. Classifique, justificando se as seguintes reacções, são 
exotérmicas ou endoenergéticas: 
a) Ba2+(aq) + SO4 2─ (aq) → BaSO4(s), ΔHr = - nkj. 
b) A(s) + nKcal → B(s) + C(g) 
c) H2SO4(l) + água → 2H+(aq) + SO42─ (aq) + calor 
d) A(g) + B(g) → AB(g), ΔHr = + nkj. 
 
2. Considere a reacção N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g); ΔHr 
= - 92 kj. Assinale o calor padrão da decomposição de 
amoníaco em kj.mol─1. 
a) – 92; b) – 46; c) +46; d) +92; e) +138; f) – 138. 
 
3. Determina a ΔHr da combustão do álcool etílico, 
C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g). Dados: 
ΔHf(C2H5OH(l) ) = -33,8 Kcal. mol─1., ΔHf(CO2 ) = -94,0 
Kcal. mol─1 e 
 ΔHf(H2O(g) = - 57,8Kcal. mol─1 
 Lembre-se que ΔHf(O) = 0. 
 
4. Determine ao calor de reacção: 
a) C(s) + H2O(g) → H2(g) + CO(g), a partir de : 
b) C(s) + 1/2O2(g) → CO(g); ΔH1 = -110,4 Kj. mol─1 
c) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g); ΔH2 = -241,6 Kj. mol─1 
 
5. Determinar a variação standard da entalpia ΔHº da 
reacção de combustão do metano. 
CH2(g) + 2O2(g) → CO2(g) + H2O(g), sabendo que a 
entalpia de formação do CO2(g), H2O(g) e CH4(g), são 
iguais, –393,5, –241,8 e –74,9 Kj.mol–1. 
 
5. Determinar o sinal de ΔH, ΔS e ΔG da reacção AB(cr) 
+ B2(g) →AB3(g) que decorre a uma temperatura de 298 
K no sentido direito.Como é que se alterará o valor de ΔG 
à medida que a temperatura aumenta? 
 
 
UNIDADE 12. CINETICA QUIMICA 
 Sumário 
No capitulo anterior utilizamos os conceitos termodinámicos para determinarmos quais reacções podem ocorrer 
espontaneamente. 
Entretanto, a termodinámica é uma teoria baseada no estudo de equilíbrio: ela nos permite prever qual é o 
sentido no qual dada reacção deve pode ocorrer para que se chegue no estado de equilibrio mas não nos permite 
dizer com que velocidade tal reacção vai ocorrer efectivamente. Podemos observar, apartir da nossa experiência 
diária que algumas transformações acontecem muito lentamente e que algumas substâncias 
termodinamicamente instáveis perecem possuir tempos de vida demasiadamente longos. 
A cinética química é um campo de estudo com uma ênfase bem diferente. Neste capítulo trataremos das 
UCM – CED Química Geral Q0050 
93 
velocidades das reacções químicas e como elas são influenciadas pela maneira como os reagentes são 
transformados em produtos. 
 
Tema: CINÉTICA DAS REACÇÕES QUÍMICAS 
 
Introdução 
 
 
Prezado estudante, nesta unidade você terá a oportunidade de 
aprender um pouco mais em relação ao que já aprendeu. Por isso, 
preste muita atenção com o desenrolar da unidade. Começa por 
perceber dos factores que afectam na velocidade e reacção 
química, e a catálise homogénea e hecterogénea e hecterogénea 
. Veja com mais detalhes a seguir 
 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa 
sobre deste tema. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Conhecer e interpretar os facores que afectam a velocidade de 
uma reacção química. 
 Escrever a lei de acção das massas. 
 Efectuar cálculos que envolvem lei da constante de velocidade de 
reacção. 
 
12. CINÉTICA DAS REACÇÕES QUÍMICAS 
 
12.1. VELOCIDADE DAS REACÇÕES QUÍMICAS. 
FACTORES QUE DEPENDEM AS VELOCIDADES DAS 
REACÇÕES QUÍMICAS. 
 
 A velocidade das reacções químicas é medida através da 
quantidade das substâncias que intervém na reacção ou que se 
forma durante ela por por unidade de tempo e unidade do volume 
do sistema (para as reacções homogéneas) ou por unidade de 
superfície de separação de fases (para as reacções hecterogéneas). 
 
No caso dos processos homgénios que decorrem em volume 
constante, a velocidade das reacções químicas homogéneas mede-
se através da alteração da concentração de qualquer uma das 
substâncias por unidade de tempo. 
 
Esta definição pode ser expressa através da equação V=±ΔC/Δt, 
onde o sinal (+) corresponde a alteração da concentração da 
substância que se forma durante a reacção (ΔC>0), enquanto que o 
sinal (─), à concentração da substância que intervém na reacção 
(ΔC<0). 
UCM – CED Química Geral Q0050 
94 
A velocidade da reacção depende da natureza das substâncias 
reagentes, da temperatura, da existência de catalizadors no sistema. 
 
12.2. FACTORES QUE DEPENDEM AS VELOCIDADES 
DAS REACÇÕES QUÍMICAS. 
 
2.2.1. SUPERFÍCIE DE CONTACTO DOS REAGENTES. 
 
Do nosso dia-a-dia sabemos que é mais fácil fazer fogo usando oa 
ramos mais finos de uma árvore do que os mais grossos. Da mesma 
forma a reacção entre ácido sulfúrico e o zinco em pó é mais rápida 
do que entre o ácido sulfúrico e o zinco em grãos. Por isso, 
velocidade da reacção depende do tamanho das partículas que 
reagem entre sí. 
 Quanto menor o tamanho da spartículas que reagem, maior é a 
superfície de contacto exposta á reacção e consequentemente 
maior é a velocidade de reacção. 
12.2.2.CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES. 
Em geral, u aumento da concentração dos reagentes provoca um 
aumento da velocidade da reacção. Por isso, a velocidade da 
reacção depende da concentração dos reagentes. 
 Quanto maior é a concentração dos reagentes maior é 
avelocidade da reacção. 
 
12.2.3. A TEMPERATURA DOSREAGENTES. 
 
Em geral, a comida estraga-se mais depressa o verão do que no 
inverno. Isto acontece porque a reacção da deterioraçãodos 
alimentos ocorre mais rapidamente a temperaturas elevedas. Por 
isso, a velocidade da reacção depende da temperatura dos regentes. 
 Geralmente, quanto maior é a temperatura dos reagentes 
maior é a velocidade da reacção. 
 
12.2.4. CATALISADORES 
 
Catalisadores são substâcias que alteram a velocidade das reacções 
químicas sem se submeterem a qualquer alteração química. Por 
isso, os catalisadores não são consumidos durante a reacção, eles 
participam apenas na formação de compostos intermediários 
durante a conversão dos reagentes em produtos. Assim, 
catalisadores são substâncias que variam ou alteram a velocidade 
de uma reacção química sem serem consumidos. 
 
Também se usa o termo catalisador para designar a substância que 
aumenta a velocidade de reacção química e o termo inibidor para 
designar a substância que diminui a velocidade da reacção química. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
95 
Normalmente, os catalisadores são usados para acelerar as reacções 
químicas em que participam. 
 
Os catalisadores têm larga aplicação nos processos bioquímicos e 
na indústria química, tornando possível a ocorrência de reacções 
em condições em que jamais poderiam decorrer sem a sua 
presença. Muitos processos industriais, incluindo a produção de 
amoníaco, ácido nítrico, eteno e polieteno, requerem muito mais a 
presença de catalisadores, porque cada reacção química que 
ocorrem num organismo vivo, requer a presença de uma enzima 
específica (um catalisador específico). 
 
12.2.5. LUZ 
 A fotossíntese e a fotografia envolvem reacções químicas sensíveis 
á presença da luz. 
 
As folhas das plantas contêm um pigmento verde chamado 
cloriofila. Este produto pode absorver radiação electromagnética e 
usar esta energia na síntese de substância químicas ou nutrientes 
necessários para a vida da planta. 
 
Durante a fotossíntese, as plantas transformam o dióxido de 
carbono e a água em oxigênio e açúcares como a glicose. 
6CO2(g) + 6H2O(l) luz → C6H12O6(aq) + 6O2(g) ΔH = + 2820 Kj. 
Na ausência de luz solar, não há fornecimento de energia à reacção, 
por isso a fotossíntese pára. 
 
O cloreto de prata branco torna-se purpúreo quanto exposto á luz 
solar. A luz solar providencia a energia necessária para a 
decomposição do cloreto de prata. 
AgCl(s) luz → Ag(s) + ½ Cl2(g). 
 
O uso de sais de prata na fotografia depende da fotosensibilidade 
deste tipo. 
 A velocidade de uma reacção fotosensível depende da 
exposição dos reagentes à radiação luminosa. 
 Geralmente, quanto maior é o tempo de exposição à radiação 
luminosa maior é a velocidade da reacção fotossensível. 
A reacção de halogénios co hidrogénio e comalcanos são outros 
exemplos de reacçõse fotoquímicas. Por exemplo, o cloro 
reage lentamente com hidrogénio ou o metano quando exposta 
a radiação solar difusa (fraca). 
 
 
Mas quando exposto a intensa radiação ultravioleta torna-se 
explosivo. Isto acontece porque a radiação solar provoca a 
separação da molécula de clora em iões ou radicais altamente 
reactivos. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
96 
Cl2 + luz → Cl. +Cl. 
Cl. + H2 → HCl + H. 
H. + Cl2 → HCl + Cl. Reacção em cadeia, o cloro atómico, 
pode voltar a reagir com outro cloro atómico. 
 
12.3. LEI DA ACÇÃO DAS MASSAS OU LEI DE 
VELOCIDADE. 
 
Nos casos em que a reacção se processa através do choque de duas 
partículas reagentes(moléculas, átomos), a depoendência da 
velocidade da reacção da concentração é determinada pela Lei de 
acção das massas: a uma temperatura constante, a velocidade 
da reacção química é directamente proporcional ao produto 
das concentrações dos reagentes. 
 
Assim, para as reacções do tipo A + B2 → AB2, a lei de acção das 
massas expressa-se da seguinte forma: 
V = k[𝐴] [𝐵2]. 
 
Nesta equação [𝐴] [𝐵2] são as concentrações dos reagentes e o 
coeficiente de proporcionalidade k, é a constante de velocidade 
da reacção química cujo valor depende depende da natureza 
dos reagentes. 
 
Exemplo: Escrever a expressão da lei de acção das massas para o 
caso das reacções: 
a) 2NO(g) +Cl2(g) → 2NOCl(g); b) CaCO3(cr) → 
CaO(cr) + CO2(g) 
Resolução: a) V = k[NO]2 [Cl2]. 
b) Uma vez que o carbono de cálculo é uma substância 
sólida cuja concentração não se altera durante a reacção, 
a expressão que pretendemos determinar adquire a 
forama V = k, isto é, no presente caso a velocidade da 
reacção a uma determinada temperatura é constante. 
 
12.4. ORDEM DA REACÇÃO 
 
Os expoentes da lei de velocidade, indicam a ordem total da 
reacção podem tomar valores inteiros ou fraccionários. Se o 
expoente for igual a zero, diz-se que a reacção é de ordem zero em 
relacção a substância. Se o expoente for igual a um (1), dois (2), 
diz-se que a reacção é de 1ª ou de 2ª ordem. 
 
 
12.5. MECANISMOS DE REACÇÃO 
Chama-se mecanismos da reacção ao conjunto das reacções 
particulares segundo as quais elas se processam. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
97 
A rapidez ou a lentidão de uma reacção depende da etapa mais 
lenta do mecanismo da reacção, por isso, a etapa do mecanismo da 
reacção, é a etapa mais determinante da velocidade dacreacção. 
Para as reacções cujo mecanismo tem mais de uma etapa, a 
velocidade da reacção depende dasc concentrações aplicando a lei 
da velocidade da equação mais lenta. 
 
12.6. ENERGIA DE ACTIVAÇÃO 
 
É a energia mínima necessária duma colisão par causar reacção. 
A energia de activação representa uma barreira no decurso 
reagentes → produto. Quanto maior for a energia de activação de 
uma reacção maior será a barreira, mais difícil será a reacção, 
menor será o conteúdo da velocidade da reacção química. 
 
12.7. TEORIA DE COMPLEXO ACTIVADO 
No ensino pré-universitário, descrevemos o complexo activado 
como sendo um estado de alta energia dos reagentes, que deve ser 
superado superado para se chegar aos produtos. Tais estados são 
denominados estados de transição e possuem umaexistência 
transitória. Uma vez formado, o complexo activado deve gerar os 
produtos ou perder o excesso de energia e regenerar os reagentes. 
Estas etapas podem ser descritas, para o caso de uma reacção 
bimolecular, como: 
A + B ↔(AB)٭ 
 (AB)٭ ↔ C+D 
 Onde (AB)٭ é o complexo activado.2 
 
 
12.7.1. TEORIA DAS COLISÕES PARA REACÇÕES NO 
ESTADO GASOSO. 
 
A ideia fundamental na qual se basea a teoria colisional pode ser 
sumarizada da seguinte maneira: Para que duas moléculas A e B 
venham a reagir, seus centros de massa devem se aproximar até a 
uma distância crítica. Quanto maior o número de choques entre as 
partícualas, maior é a velocidade da reacção. 
 
12.8. CATÁLISE 
 
No ensino secundário pré-universitário, notamos que existem 
muitas reacções que ocorrem a uma velocidade extremamente 
lenta, apesar de possuirem constantes de equilíbrios bastantes 
favoráveis. Para tirarmos vantagem destas reacções, principalmente 
em processos industriais, é importante encontrarmos meios de 
aumentarmos suas velocidades. Esta é a descrição do problema 
geral abordado pela área de catálise. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
98 
De acordo com a definição formal correctamente utilizada, um 
catalizador é uma substância que aumenta a velocidade a 
velocidade de uma dadareacção, porém sem sofrer modificações. 
Na Prática, esta definição tem se mostrado muito restrita. Há 
muitos casos nos quais uma substância, que não participa da 
estequiometria geral da reacção, aumenta a velocidade da reacção, 
mas, ao mesmo tempo sofre transformações. Um exemplo simples 
é a reacção de hidrólise de um estér, cuja equação global é : 
 
CH3COOC2H5 + H2O → C2H5OH + CH3COOH. 
O ião hidroxila não participa da estequiometria desta reacção, mas 
se fosse adicionado ao meio reacional a velocidade da reacção 
aumentaria. Entreanto, um produto da reacção é um ácido, o qual 
vai consumir os iões hidroxila a medida que forem formados na 
reacção. 
 
Mesmo assim, chamamos o ião hidroxila de catalizador, pois de 
acordo com a definição trivial, um catalizador é qualque reagente 
que aumenta a velocidade de uma reacção, apesar de não aparecer 
na estequiometria geral da equação química. 
 
Como os catalizadores aumentam a velocidade das reacções? 
A resposta geral é que eles proporcionam um novo e mais rápido 
caminho, por meio do qual a reacção pode ocorrer. 
 
Denomina-se catálise, o fenómino de alteração das velocidades das 
reacções químicas sob acção de algums substâncias denominadas 
catalisadores. Destaca-se a catálise homogénea, se o catalisador e 
os reagentes estiverem no mesmo estado físico e catálise 
hecterogénia se o catalisador e os reagentes estiverem em fases 
diferentes. 
 
A participação de catalizador diminui a energia de activação. A 
velocidade da reacção química cresce na presença de um 
catalisador. A acção dos catalizadores explica-se através da sua 
participação na formação de compostos intermediários instáveis 
(complexo activado) cuja decomposição conduz `a dos produtos 
da reacção. 
 
Devido a isso, a energia de activação diminui e algumas moléculas 
que anteriormente não possuiam uma energia suficiente, tornam-se 
activas, cresce e a velocidade da reacção aumenta. 
 
 
 
 
12.9. CATÁLISE ENZIMÁTICA 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
99 
Nos sistemas vivos, transformações moleculares envolvendo 
processos extremamnte complicados são catalizadas por grandes 
moléculas de proteinas denominadas enzimas . 
Estes catalizadores podem ser muito específicos: por exemplo, a 
enzima urease catalisa a reacção de hidrólise da ureia, (NH2)2CO, 
segundo a reacção (NH2)2CO + 2H2O → urease 2NH4
+ + CO3
2-. 
 
Todavia, a urease não apresenta nenhum efeito sobre a velocidade 
de hidrólise de outras moléculas, mesmo daquelas cujas estruturas 
moleculares sejam muito semelhantes às da uréia. Esta 
especificidade é uma característica muito importante da acção 
enzimática. As enzimas proporcionam um mecanismo através da 
qual uma dada reacção específica, necessária para a função vital, 
possa ocorrer rapidamente e em temperaturas moderadas. 
 
Contudo, a especificidade das enzimas variam. A enzima ∝ -
quimotripsina, a qual é secretada pelo pâncreas humano, pode 
catalisar a hidrólise dos ésteres, amida e polipeptídeo e é utilizada 
para acelerar a digestão de pequenas moléculas de proteínas. 
 Catalisadores são substâncias que diminuem a energia de 
ativação para uma dada reação, sem alterar o H da da mesma. Os 
catalisadores não se alteram durante as reações. Na autocatálise, 
um dos produtos da reação atua como catalisador, no início a 
reação é lenta mas com a formação deste a velocidade vai 
aumentando gradativamente. 
12.10. GRÁFICO QUE COMPORTAMENTOS DE 
REACÇÃO COM OUI OU SEM CATALISADOR. 
 
Na catálise homogênea, catalisador e reagentes se encontram na 
mesma fase. Na catálise heterogênea, catalisador e reagentes se 
encontram em fases diferentes. As enzimas são catalisadores que 
atuam em reacções biológicas e geralmente são bastante específicas 
e apresentam temperatura óptima de actuação por volta de 37ºC. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
100 
 Exemplo 1 
 Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação 
química. 
 
Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no 
diagrama 2. Quais curvas representam a reação na presença de um 
catalisador? Explique. 
A presença do catalisador faz com que a energia de ativação 
diminua e a velocidade de reação aumente. 
No diagrama 1, a curva que apresenta maior variação da 
concentração dos produtos por unidade de tempo é a B. Esta curva 
é em presença de catalisador 
No diagrama 2, a curva que apresenta menor energia de ativação é 
a C. Esta curva é em presença de catalisador. 
 
Exemplo 2 
Em relação ao gráfico de energia em função do caminho de uma 
reação química hipotética, determine o que significa cada um dos 
aspectos numerados no gráfico da energia em função do caminho 
da reação. Calcule a variação de entalpia da reação. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
101 
 
(1) entalpia dos reagentes 
(2) energia do complexo ativado 
(3) complexo ativado 
(4) entalpia dos produtos 
(5) variação de entalpia ou H da reação = 25 - 13 = 12 KJ/mol 
 
Exemplo 3 
No diagrama abaixo, qual o valor da energia de ativação 
correspondente (em Kcal) ? 
 
A energia ou entalpia dos reagentes corresponde ao tempo zero no 
caminho da reação: 110 Kcal 
A energia do complexo ativado corresponde ao ponto mais alto do 
gráfico: 150 Kcal 
E ativação = 150 - 110 = 40 Kcal 
 
4. REACÇÕES EM CADEIA 
UCM – CED Química Geral Q0050 
102 
Até agora, mostramos mecanismos da reacção nos quais um 
intermediário, gerado numa etapa é consumido numa outra, levano 
a formação dos produtos. Entretanto, existe um grande número de 
reacções em cadeia como, por exemplo a reacção iniciada pela 
absorção da luz , H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g), a qual segue o 
seguinte mecanismo: 
 
1. Cl2 + Luz → 2Cl2, 
2. Cl. + H2 → HCl + H., 
3. H. + Cl2 → HCl + Cl., 
4. 2Cl. + → Cl2 + M. 
 
Na etapa 1 o intermediário reactivo é produzido; este reage gerando 
uma molécula de HCl, na etapa 2. Porém concomitantemente, um 
átomo de H é produzido e pode reagir com uma molécula de Cl2, 
gerando uma molécula de HCl e um átomo de Cl. O resultado das 
etpas 2 e 3 é a produção de duas moléculas de HCl sem que haja o 
consumo do intermediário Cl. 
 
Este mecanismo e análogo ao encontrado na reacção entre o H2 e o 
Br2. A denominação reacção em cadeia advém da possibilidade de 
repetir indefinidamente as reacções das etapas 2 e 3. A etapa 1, 
responsável pela produção do intermediário reactivo Cl, é 
denominada reacção de iniciação, enquanto que a etapa 4, é uma 
reacção de terminação da cadeia. As etapas 2 e 3 são 
conhecidas como as reacções de propagação da cadeia. 
 
As reacções em cadeia ocorrem nas chamas, nas explosões, nos 
processos atmosféricos e da vida, e são importantes na produção 
de polímeros sintécticos. Podemos citar como exemplos deste 
último, as reacções de polimerização do etileno (CH2=CH2) e do 
clorecto de vinila (CH2CHCl gerando polieteno e cloreto de 
polivinila(PVC), respectivamente. A reacção directa é 
extremamente lenta: 2n(CH2CHCl) → ( ─CH2CHClCH2CHCl ─)n 
Contudo, se uma pequena quantidade de uma substância produtora 
de radicais livres estiver presentes, a polimerização ocorre 
rapidamente por meio de uma reacção em cadeia. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
103 
 
 
Exercicios1. Como é que se altera a velocidade da reacção 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g), se 
reduzir o volume do recipiente onde se realiza a reacção em três vezes? 
 
3. Os dados abaixos tabelados foram coletados numa série de experiências sobre a 
reacção de monóxido de nitrogénio com bromo a 273º. 
2NO(g) +Br2(g) → 2NOBr(g) 
 
Experiênci
a 
Concentração em 
moles/l 
 Veelocidade média em 
moles/l 
 [ NO] [ Br2] 
1 0.10 0.10 12 
2 0.10 0.20 24 
3 0.10 0.30 36 
4 0.20 0.10 48 
5 0.30 0.10 108 
 
a) Determine a lei da velocidade da reacção. 
b) Calcule o valor da constante de velocidade e suas unidades 
c) Indique a ordem total da reacção. 
d) 4. Industrialmente, o amoníaco é obtido a partir dos seus componentes, o 
hidrogênio e o nitrogênio, A equação da reacção química é: 
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g). 
 
No início as concentrações de N2(g) e H2(g) são respectivamente; 0,4 mol/l e 
1,2mol/l. 
5 minutos após o estabelecimento da reacção, a concentração, a concentração de 
N2(g) é de 0,2 mol/l. 
10 minutos após o início da reacção, a concentração de H2(g) é de 0,3 mol/l. 
Finalmente, decorridos 15 minutos após o início da reacção, a concentração de 
NH3(g) é de 0,7 mol/l. 
 
Com base nesta nestes dados podem ser colocadas várias questões. 
a) Qual é a concentração do amoníaco [NH3(g)], no início da reacção? 
b) Quais são as concentrações de H2(g) e de NH3(g) 5 minutos após o 
estabelecimento da reacção? 
c) Preencha a tabela que se segue. 
Tempo(mi
n) 
 [N2(g)] 
(mol/l) 
[H2(g)] 
(mol/l) 
 [NH3(g)] 
(mol/l) 
0 
5 
10 
15 
 
e) Calcule a velocidade média da reacção nos intervalos de 0 a 5 , de 5 a 10 , 
de 10 a 15 e de 0 a 15 minutos. 
f) Compare as velocidades da reacção nos intervalos 0 a 5, 5 a 10 e de 10 a 15 
minutos. A conclusão chegou? Explique porquê. 
g) Construa, nos mesmos eixos, o gráfico da concentração de N2(g), H2(g) e 
NH3(g) em função de tempo. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
104 
Unidade 13 EQUILIBRIO QUIMICO 
 Sumário 
No capitulo em análise falaremos de equilíbrio químico. Se aprendermos a descrever quantitativamente o estado 
de equilíbrio, seremos capazes de substitur enunciados qualitativos sobre a tendência da reacção se efectivar 
por expressões numéricas bem definidas da extensão com que os reagentes são convertidos em produtos. 
 
 
 
Tema: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Introdução 
Prezado estudante, na unidade em apreço irá abordar sobre as 
consequências da reversibilidade das reacções químicas, e também 
o facto de que, em sistemas homogénios químicos fechados, 
ocorre finalmente um estado de equilíbrio entre reagentes e 
produtos. Assim, começará a desenvolver conceitos que te levará 
a uma expressão quantitativa da reactividade química. As 
concentrações de um sistema químico que atinge o equilíbrio 
refletem a tendência intríseca dos átomos a existirem seja como 
reagentes seja como produtos. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Descrever o sistema de equilíbrio; 
 Caracterizar os factores que afectam o estado de equilíbio; 
 Enunciar e caracterizar o princípio de Le Chatelier; 
 Aplicar todas as regras para determinar as concentrações 
iniciais e em estado de equilíbrio 
 
 
13.1. ESTADO DE EQUILÍBRIO 
 
As reacções químicas assim como as mudanças de fases, são reversíveis. 
Consequentemente, haverá condições de concentração e temperatura sob as 
quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Para ilustrar a questão, 
e enfatizar a íntima conexão entre equilíbrios químicos, consideremos a 
decomposição térmica do carbonato de cálcio: 
 
CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) 1 
 
Quando essa reacção é realizada num recipiente aberto que permite a 
eliminação de CO2, há uma total conversão do carbonato de cálcio em 
CaO. Por outro lado, sabe-se que o CaO reage com CO2, e se a pressão 
deste último for suficientemente alta, o óxido poderá ser inteiramente 
convertido em carbonato: 
UCM – CED Química Geral Q0050 
105 
 
CaO(s) + CO2(g) ↔CaCO3(s) 2 
 
É claro que isto é o inverso da reacção 1. Assim, devemos considerar as 
reacções 1 e 2 como processos químicos reversíveis, um facto que 
indicamos com a seguinte notação: 
 
CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g). 
 
Este sistema químico érigorosamente análogo ao sistema físico que 
consiste numa fase condensada e seu vapor. 
 
Assim como um líquido e seu vapor atingem o equilibrio num recipiente 
fechado, há certos valores de temperatura e pressão para CO2 em que 
CaCO3, CaO e CO2 permanecem como tais indefinidamente. Quando se 
tem CaCO3 puro num frasco fechado, ele começa a se decompor de 
acordo com 1. A medida que o CO2 se acumula, sua pressão aumenta, e 
finalmente a reacção 2, começa a ocorrer numa velocidade perceptível 
que aumenta à medida que se eleva a pressão de CO2. Por fim, as 
velocidades da reacção de decomposição e da reacção inversa, tornam-se 
iguais, e a pressão do dióxido de carbono permanece constante. O 
sistema atingiu o equilíbrio. Esse fenómeno é conhecido como estado de 
equilíbrio. 
 
Eqilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico numa reacção reversível em 
que decorrem silmultaneamente dua reacções em sentidos opostos e com 
as mesmas velocidades, (V1 = V2) 
13.2. REVERSIBILIDADE DE REAÇÕES QUÍMICAS 
Um exemplo de reação reversível é a da produção do amônia (NH3), a 
partir do gás hidrogênio (H2) e do gás nitrogênio (N2) — que faz parte do 
Processo de Haber: 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Note-se que a seta dupla ( ) significa que a reação ocorre nos dois 
sentidos, e que o subscrito (g) indica que a substância se encontra na fase 
gasosa. 
Nesta reação, quando as moléculas de nitrogênio e as de hidrogênio 
colidem entre si há uma certa chance da reação entre elas ocorrer, assim 
como quando moléculas de amônia colidem entre si há uma certa chance 
de elas se dissociarem e de se reorganizarem em H2 e N2. 
No início do processo, quando há apenas uma mistura de hidrogênio e 
nitrogênio, as chances das moléculas dos reagentes (H2 e N2) colidirem 
umas com as outras é a máxima de toda a reacção, o que fará com que a 
taxa (ou velocidade) com que a reacção ocorre também o seja. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Am%C3%B4nia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Nitrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Processo_de_Haber
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fase_gasosa
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fase_gasosa
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula
http://pt.wikipedia.org/wiki/Taxa_de_rea%C3%A7%C3%A3o
UCM – CED Química Geral Q0050 
106 
Porém à medida com que a reacção se processa o número de moléculas de 
hidrogênio e de nitrogênio diminui, reduzindo dessa forma as chances de 
elas colidirem entre si e, conseqüêntemente, a velocidade desse sentido da 
reacção. Por outro lado, com o avançar da reacção, o número de moléculas 
de amônia vai aumentando, o que faz com que cresçam as chances de elas 
colidirem e de se voltar a formar hidrogênio e nitrogênio, elevando assim a 
velocidade desse sentido da reação. Por fim chegará um momento em que 
tanto a velocidade de um dos sentidos quanto a do outro serão idênticas, 
nesse ponto nenhuma das velocidades variará mais (se forem mantidas as 
condições do sistema onde a reacção se processa) e ter-se-á atingido o 
equilíbrio químico, conforme ilustrado nas figuras abaixo: 
 
Velocidade das reações direta e inversa 
em função do tempo 
 
concentração das substâncias 
envolvidas em função do tempo 
Umraciocínio lógico e similar, em princípio, pode ser aplicado para 
qualquer equilíbrio. 
Deve-se salientar que quando uma reação atinge o equilíbrio ela não para. 
Ela continua se processando, porém tanto a reação direta como a inversa 
ocorrem à mesma velocidade, e desse jeito a proporção entre os reagentes e 
os produtos não varia . Por outras palavras, estamos na presença de um 
equilíbrio dinâmico (e não de um equilíbrio estático).Constante de 
equilíbrio. 
Uma vez atingido o equilíbrio a proporção entre os reagentes e os produtos 
não é necessariamente de 1:1 (lê-se um para um). Essa proporção é 
descrita por meio de uma relação matemática, mostrada a seguir: 
Dada a reação genérica: 
aA + bB yY + zZ , 
onde A, B, Y e Z representam as espécies químicas envolvidas e a, b, y e z 
os seus respectivos coeficientes estequiométricos. A fórmula que descreve 
a proporção no equilíbrio entre as espécies envolvidas é: 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_din%C3%A2mico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_est%C3%A1tico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Reacao_de_equilibrio_(velocidade).png
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Reacao_de_equilibrio_(concentracoes).png
UCM – CED Química Geral Q0050 
107 
 
Os parênteses representam o valor da concentração (normalmente em 
mol/L) da espécie que está simbolizada dentro dele ([A] = concentração da 
espécie A, e assim por diante). Kc é uma grandeza chamada de constante 
de equilíbrio da reação. Cada reação de equilíbrio possui a sua constante, a 
qual sempre possui o mesmo valor para uma mesma temperatura. De um 
modo geral, a constante de equilíbrio de uma reação qualquer é calculada 
dividindo-se a multiplicação das concentrações dos produtos (cada uma 
elevada ao seu respectivo coeficiente estequiométrico) pela multiplicação 
das concentrações dos reagentes (cada uma elevada ao seu relativo 
coeficiente estequiométrico). 
Um exemplo disso é a formação do trióxido de enxofre (SO3) a partir do 
gás oxigênio (O2) e do dióxido de enxofre (SO2(g)) — uma etapa do 
processo de fabricação do ácido sulfúrico: 
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) 
A constante de equilíbrio desta reação é dada por: 
 
É possível determinar experimentalmente o valor da constante de 
equilíbrio para uma dada temperatura. Por exemplo, a constante dessa 
reação na temperatura de 1000 K é 0,0413. A partir dela, dada uma certa 
quantidade conhecida de produtos adicionados inicialmente em um sistema 
nessa temperatura, é possível calcular por meio da fórmula da constante 
qual será a concentração de todas as substâncias quando o equilíbrio for 
atingido. É importante notar que, Kc para uma equação química SÓ 
depende da temperatura, não é alterado por catalisador e mede a 
espontaneidade da reação direta, a partir da condição padrão ( 1 mol/l ou 1 
atm ). 
Utilizando a relação: 
 ΔG = ΔH - TΔS, onde ΔG é a energia livre de Gibbs, T a temperatura 
absoluta e ΔS e a variação da entropia. 
Podemos coloca-la da seguinte forma: 
 (1) G = H - TS ( É possível por ser função de estado ) 
E sabendo que: 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol
http://pt.wikipedia.org/wiki/Litro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Temperatura
http://pt.wikipedia.org/wiki/Divis%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Multiplica%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Exponencia%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Di%C3%B3xido_de_enxofre
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%BArico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Kelvin
UCM – CED Química Geral Q0050 
108 
 (2) H = U + PV, onde U e a energia interna, P é a pressão e V o volume. 
Derivando (I) temos: 
 dG = dU - d(TS) → dG = d( U + PV ) - TdS - SdT 
 → dG = dU + PdV + VdP - TdS - SdT (3) , 
Sabendo que: 
 dS = dQrev/T → dQrev = TdS (4 ) 
Tendo que: 
 dU = dQ - PdV ( 5) 
Inserindo (4) e (5) em (3) 
 dG = dU + PdV + VdP - TdS, onde TdS = 0 pois, 
Para P e T CONSTANTES temos: 
 dG = dQ - PdV + VdP - dQ , onde PdV = 0 
Integrando a equação de Gº ( G padrão ) a G e de Pº ( "P zero" = P padrão ) 
temos : 
 ʃdG = ʃVdP = G - Gº = ʃ(nRT/P)dP , onde n é o nº de mols, R a constante 
universal dos gases. 
 G - Gº = RTln (P/Pº) 
Onde Pº = 1atm, note que daqui fica extremamente claro que o K é 
adimencional, pois P/Pº é adimensional. Chegamos: 
 G = Gº + RTlnP (VI) , onde lnP e o logaritimo de base e de P 
Agora tendo uma reação: 
 aA + bB → cC + dD ( Reação direta ) 
 cC + dD → aA + bB ( Reação inversa ) 
 ΔG = Gp - Gr, onde Gp = Energia dos produtos e Gr dos reagentes. 
Colocando (VI) nessa equação, conclui - se: 
 ΔG = ΔGº + RTln[X/Y]. 
Onde X = A multiplicação das pressões parciais dos produtos elevado a 
seus respectivos coeficientes estequiométricos e Y idem para os reagentes. 
 X/Y = Q, onde Q é o quociente da reação. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
109 
Para o equilíbrio temos que K = Q e ΔG = 0* 
 ΔG = 0 pois a reação direta e inversa não são espontâneas, portanto 
é possível afirmar que o equilíbrio foi atingido! 
Temos por fim: 
 0 = ΔGº + RTlnK , concluindo: 
 K = e( -ΔGº/RT) 
Note que aqui fica mais claro ainda que o K é adimensional e que o K de 
uma reacção elementar é o mesmo, caso a reacção não seja elementar, por 
causa da função de estado, onde ΔGf = ΔGi, logo K não depende do 
caminho percorrido, só dependendo a temperatura. Note também que K 
mede a espontaneidade a partir da condição padrão. 
É possível demonstrar a lei de Guldberg-Waage e a Lei de Avogrado. 
 K = K1/K2 = [Produtos]/[Reagentes] → K1[Reagentes] = 
K2[PRODUTOS] 
Logo V1 = V2, onde V1 = Velocidade da reação direta e V2 da inversa ( Lei 
de Guldberg - Waage ) 
E para Lei de Avogrado temos: 
 K = K1/K2 → [e
(-Gp/RT)]/[e(-Gr/RT)] → {e[(-Hp/RT)+(TS/RT)]}/{e[(-Hr/RT)+(TS/RT)]} 
Onde: e(TS/RT) = A1,2 e Hp,r é a entalpia dos produtos que é a Ea, energia de 
ativação, logo temos que: 
 K = A.e(-Ea/RT) - Lei de Avogrado. 
 
De igual modo a constante de equilíbrio, Kt ou Kc da reacção química está 
ligada à variação 
standard da energia energia de Gibbs de sta reacção através de equação 
∆Got = -2,3RTlgKt, a 298K(25ºC) esta equação adquire o aspecto ∆Go298 = 
-5,691 logKo298 
onde ∆Go298 se exptressa em Kj/mol. 
 
Como demonstram as últimas equações, o sinal negativo de ∆Go é 
possível somente no caso de lgK>0, isto é, K>1, enquanto que o sinal 
positivo, se lgK<0, isto é K<1. Isto significa que quando os valores de 
∆Go são negativos o equilíbrio químico encontra-se deslocado no sentido 
da reacção directa e o rendimento pelos produtos relativamente elevado. 
 
Quando o sinal ∆Go, é positivo, o equilíbrio químico encontra-se 
deslocado no sentido da reacção directa é relativamente pequeno. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
110 
Consequentemente, é de assinalar que o sinal ∆Go indica a possibilidade 
ou a impossibilidade de fazer a reacção decorrer só nas condições standard, 
só quando todos os reagentes se encontram nos estados standard. Em 
geral, a possibilidade (impossibilidade) de a reacção decorrer é 
determinada 
pelo sinal ∆G e não de ∆Go. 
 
Exemplo: . Com base nos dados de consulta (dados da tabela), determinar 
o valor aproximado da temperautura a que a constante de equilíbrio da 
reacção : C(grafite) + H2O(g) ↔ CO(g) + H2(g) é igual a 1. A 
dependência de ΔHoe ΔS
o em função da temperatura pode ser 
desprezada. 
 
RESOLUÇÃO:Apartir da equação ∆GoT = -2,3RT lgKT 
Pode-se concluir que quando KT = 1, a energia standard de Gibbis da reacção 
química é igual a 0. Então, da relação ∆GoT = ∆HoT- T∆SoT, deriva que isso 
acontece quando a temperatura obdece à seguinte expressão ∆HoT- T∆SoT, de 
onde T= ∆HoT/ T∆SoT. 
De acordo as condições do problema, para o cálculo podemos utilizar os valores 
de ∆Ho298 e ∆So298 da reacção que se encontra na tabela 5 dos anexos (veja o livro 
Problemas e exercícios de Química Geral de Nicolau Glinka): 
∆Ho298 = ∆Hof CO -∆Hof H2O = -110, 5 – (-241, 8) = 131, 3 Kj 
∆So298 = So298 CO + So298H2 - So298C - So298H2O = 
175,5 + 130,5 – 5,7 – 188,7 = 133,6 J/K = 0,1336Kj/K, de onde, T= 131,3/0,1336 
= 983K. 
 
13. 3. CONSTANTE DE DE EQUILÍBRIO. LEI DE EQUILÍBRIO. 
 
Se misturarmos amostras de HI, H2 e I2, o quociente de reacção poderá 
ter qualquer valor dependendo da mistura, mas depois que o equilíbrio é 
atingido, obtém-se apenas um único valor de Q. O valor obtido no 
equlíbrio depende da temperatura mais não depende das condições 
iniciais. 
 Por ser muito importante , o valor de equilíbrio para Q tem um nome e 
um símbolo especial. Chama-se constante de equilíbrio Kc. 
A fórmula da expressão de Kc ou K, para uma reacção cuja fórmula é aA 
+bB↔cC + dD, será rescrita de seguinte forma: 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
111 
 [ C]c [ D]d 
 Kc = -------------- 
 [ A]a [ B]b 
A expressão da constante de equilibrio das reacções hecterogénias, à 
semelhança da expressão da acção das massas fazem parte só as 
concentrações das substâncias que se encontram na fase líquida uma vez 
que a concentração das substâncias sólidas se mantém regra geral, 
invariável. 
Os catalisadores não têm influência sobre a constante de equilíbrio, pois 
eles reduzem de forma igual a energia de activação, tanto da reacção 
directa, como da inversa. O catalizador limita-se a acelerar o 
estabelecimento do equilíbrio, sem, com isso, o influenciar o rendimento 
dos produtos da reacção. 
Exemplo1. 
1. No sistema A(g) +2B(g) ↔ C(g), as concentrações de equilíbrio são: 
[A]=0,06 mo/l; [B ]=0,12mo/l; [C ]=0,216mo/l; 
Determinar as concentrações iniciais das substâncias A e B. 
Resolução: 
A constante de equilíbrio da reacção em questão pode ser expressa pela 
equação: 
 [ C] 
Kc = ------------ 
 [ A] [ B]2 
Colocando os dados do problema nesta equação, obtemos: 
 0,216 
Kc = ------------ = 2,5 
 0,06.(0,12)2 
Para a determinação 2, referente as concentrações iniciais das substâncias 
A e B deevemos ter em consideração que, de acordo co a reacção com a 
reacção a partir de 1 mol de A e de 2 mol de B se obtem 1 mol de C. Uma 
vez que, segundo segundo as condições do problema em cada litro do 
sistema se formaram 0,216 mol de C, nesse caso foram consumidas 0,216 
moles de A e 0,216.2=0,432 mol de B. 
 
Assim, as concentrações iniciais que se pretendemos determinar serãi 
iguais a: 
[ Ao] = 0,06+0,216=0,276 mol/l 
[ Bo] = 0,12 + 0,432 = 0, 552 mol/l 
Se uma reação química pode ser expressa pela soma de duas ou mais 
reações (ou etapas individuais), então a constante de equilíbrio da reação 
UCM – CED Química Geral Q0050 
112 
global será a multiplicação das constantes de cada uma das reações 
individuais, senão vejamos: 
2P(g) + 3Cl2(g) 2PCl3(g) 
 
PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) 
 
2P(g) + 5Cl2(g) 2PCl5(g) 
 
Neste caso, a terceira reacção é igual à soma da primeira mais duas vezes a 
segunda: 
+ 
2P(g) + 3Cl2(g) 2PCl3(g) 
PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) 
PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) 
 
2P(g) + 5Cl2(g) 2PCl5(g) 
E a sua constante de equilíbrio pode ser expressa por: 
 
 
Pode se perceber que caso uma reação apareça duas ou mais vezes na 
soma, ela aparece esse mesmo número de vezes na multiplicação. 
13.4. RELAÇÃO ENTRE A VELOCIDADE DA REAÇÃO E A 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
Conforme já mencionado, no equilíbrio a velocidade tanto da reação 
inversa quanto a da direta são iguais. Por sua vez, a velocidade de uma 
reação depende de uma outra constante chamada de constante de 
velocidade (simbolizada aqui por k); e é possível encontrar uma relação 
entre as constantes de velocidade das reações direta e indireta, e a 
constante de equilíbrio. 
Para demonstrar isso, considere-se o seguinte equilíbrio genérico (supondo 
que as suas reações ocorram cada qual em uma única etapa): 
UCM – CED Química Geral Q0050 
113 
2A X + Y 
 
Agora vejamos as duas reações que ocorrem nele, juntamente com a 
expressão de suas respectivas velocidades (r): 
2A → X + Y 
 
X + Y → 2A 
 
É importante frisar que o expoente que eleva as concentrações das espécies 
na fórmula da velocidade não necessariamente é igual ao respectivo 
coeficiente estequiométrico da espécie na reação, contudo o expoente 
certamente será assim se a reação se processar em uma única etapa 
(conforme se está considerando nessa situação). 
Uma vez que as velocidades de ambas as reações são idênticas no 
equilíbrio, pode-se igualá-las: 
 
Rearranjando a equação, tem-se: 
 
Observemos que a expressão do membro esquerdo é idêntica à fórmula do 
equilíbrio dessa reação. Então podemos escrever: 
 
Esta relação é válida para qualquer equilíbrio cujas reações ocorram em 
uma única etapa, o que pode ser facilmente constatado por essa mesma 
dedução para outros equilíbrios. 
No caso de as reações se processarem em mais de uma etapa, basta lembrar 
que a reação global nada mais é que a soma das reações de cada etapa. Para 
cada uma das etapas pode-se fazer essa mesma dedução, e então somar 
cada reação (o que significa multiplicar as suas constantes). Dessa forma 
teremos para uma reação de múltiplas etapas: 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
114 
Sendo k1, k'1, k2, k'2 e assim por diante as constantes de velocidades de cada 
etapa. Equilíbrio heterogêneo 
Quando todas as substâncias envolvidas no equilíbrio se encontram no 
mesmo estado físico diz-se que temos um equilíbrio homogêneo, que é o 
caso de todos os equilíbrios apresentados aqui até então. Analogamente, os 
equilíbrios onde estão envolvidas mais de uma fase são chamados de 
equilíbrios heterogêneos, como o seguinte: 
Ni(s) + 4CO (g) Ni (CO) 4(g) 
Note-se que o subscrito (s) significa que a espécie se encontra no estado 
sólido. Equilíbrios heterogêneos, como este, freqüentemente apresentam ao 
menos um sólido puro ou um líquido puro. 
Na expressão da constante de equilíbrio temos as concentrações das 
espécies envolvidas. A concentração pode ser calculada dividindo-se o 
número de mols da substância pelo volume que ela ocupa. O número de 
mols representa a quantidade de matéria e, por isso, ele é proporcional a 
massa; assim o número de mols dividido pelo volume é proporcional à 
massa dividida pelo volume. 
A densidade de algo é justamente calculada dividindo-se a sua massa pelo 
seu volume ocupado. No caso de uma substância pura, toda a sua massa 
corresponde à de uma única substância, e assim a sua "concentração" do 
seu número de mols dividido pelo volume é proporcional a sua densidade 
(massa dividida pelo volume). 
A densidade de uma dada substância em dadas condições é uma 
propriedade intensiva, ou seja, é a mesma independentemente do quanto 
dessa substânciahouver. Dessa forma pode-se concluir que a concentração 
de um sólido ou um líquido puro (que são virtualmente icompressíveis) é a 
mesma independentemente de quanto houver deles (já um gás, que pode 
ser comprimido sem dificuldade, tem a sua concentração variada 
facilmente). Por essa razão se simplifica as expressões das constantes de 
equilíbrio omitindo-se a concentração de sólidos e líquidos puros. 
Com isso, a expressão para a constante do último equilíbrio apresentado 
fica: 
 
13.5. EQUILÍBRIO GASOSO OE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DAS 
PRESSÕES PARCIAIS. 
Pela equação dos gases perfeitos tem-se que para cada gás de uma mistura 
gasosa: 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Estados_f%C3%ADsicos_da_mat%C3%A9ria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Estado_s%C3%B3lido
http://pt.wikipedia.org/wiki/Estado_s%C3%B3lido
http://pt.wikipedia.org/wiki/L%C3%ADquido
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mat%C3%A9ria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Massa
http://pt.wikipedia.org/wiki/Volume
http://pt.wikipedia.org/wiki/Densidade
http://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1s_perfeito
UCM – CED Química Geral Q0050 
115 
, 
onde Px é a pressão parcial de um gás x qualquer (ou seja, a pressão que ele 
teria caso estivesse apenas ele no recipiente), V é o volume ocupado pela 
mistura, nx é o número de mols do gás, R é a constante dos gases perfeitos, 
e T a temperatura em kelvin. 
Rearranjando a equação, teremos: 
 
O membro esquerdo (nx/V) é a fórmula para o cálculo da concentração 
molar do gás. A constante R é sempre a mesma e a temperatura T não varia 
em um sistema que permanece em equilíbrio químico, assim o único fator 
que pode variar na equação em um equilíbrio é a pressão parcial Px. Dessa 
forma pode-se dizer que a concentração do gás é proporcional à sua 
pressão parcial. 
Com base nisso, também é possível escrever a fórmula da constante de 
equilíbrio usando-se as pressões parciais dos gases envolvidos, no lugar de 
suas concentrações. Por exemplo: 
H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
 
Observe-se que agora a constante de equilíbrio está representada por Kp, 
em vez de Kc (quando o cálculo foi feito usando-se as concentrações dos 
gases). Essas duas constantes para um mesmo caso possuem valores 
diferentes uma da outra, então é importante especificar qual das duas se 
está usando quando se está lidando com um equilíbrio.Adição ou remoção 
de reagentes (Não serve para sólidos). 
13.6. PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
Ao se alterar a quantidade de uma substância, também se está mexendo na 
velocidade em que a reacção se processa (pois se estará mudando as 
chances de as substâncias reagirem entre si). Dessa forma, a velocidade das 
reações direta e inversa deixa de ser igual: se uma substância foi retirada 
de uma das reações, essa passará a ser mais lenta; e, analogamente, ela 
passará a ser mais rápida se uma substância for adicionada a ela. Assim 
ocorre que se algo for acrescentado, o equilíbrio tende a reduzir a 
quantidade dessa substância e vice-versa. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Press%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Kelvin
UCM – CED Química Geral Q0050 
116 
Tal resposta do equilíbrio pode ser sumarizada pelo assim chamado 
Princípio de Le Chatelier: 
Quando um stress é aplicado a um sistema em equilíbrio dinâmico, o 
equilíbrio tende a se ajustar para diminuir o efeito do stress, Se 
introduzir qualquer alteraçãosobre um sistema em equilíbrio, este, 
deslocar-se-á no sentido a fazer com que a acção a que ele fo sujeito 
enfraqueça. 
 
13.7. FACTORES QUE AFECTAM O ESTADO DE 
EQUILÍBRIO DINÂMICO 
À medida que as reações se processam, as suas velocidades vão se 
aproximando até que se igualem e assim é atingido novamente o equilíbrio. 
A constante do equilíbrio será a mesma da de antes de se adicionar ou 
remover substâncias. 
13.7. 1. PRESSÃO 
Um equilíbrio gasoso pode ser afetado pela compressão. De acordo com o 
princípio de Le Chatelier, com o aumento da pressão o equilíbrio tende a 
se deslocar no sentido de diminuir essa pressão, o que significa favorecer a 
reação que resulte no menor número de moléculas no estado gasoso. Nesse 
caso, a o valor da constante de equilíbrio também não é alterado. 
Para se observar tal efeito, considere-se esse equilíbrio: 
N2O4(g) 2NO2(g) 
 
As concentrações podem ser escritas como o seu número de mols dividido 
pelo volume (nx / V), então teremos: 
 
Se o valor de V (volume) diminuir, é preciso que o número de mols do 
N2O4 aumente para que o valor da constante de equilíbrio permaneça o 
mesmo. Na reação, esse reagente representava metade do número de 
moléculas do produto. O mesmo raciocínio pode ser aplicado em qualquer 
equilíbrio gasoso. 
 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Princ%C3%ADpio_de_Le_Chatelier
UCM – CED Química Geral Q0050 
117 
 
13.7.2. TEMPERATURA QUE É INVERSAMENTE 
PROPORCIONAL A VARIAÇÃO DO VOLUME 
É encontrado experimentalmente que a formação de produtos de uma 
reação exotérmica (isto é, que liberta energia) é favorecida com a 
diminuição da temperatura, ao passo que a formação de produtos em uma 
reação endotérmica (isto é, que absorve energia) é favorecida com o 
aumento da temperatura. 
Em um equilíbrio, se uma reacção é endotérmica a outra necessariamente é 
exotérmica, e vice-versa. Aumentar ou diminuir a temperatura fará com 
que a velocidade de uma das reações aumente e a da outra diminua. As 
velocidades das reações se igualarão novamente depois de um tempo; 
porém nesse caso como temos o favorecimento e o desfavorecimento da 
formação de certas substâncias, a constante de equilíbrio nessa nova 
temperatura não será mais a mesma da temperatura anterior. 
13.7. 3. CATALISADOR 
A adição de um catalisador direciona a reacção para um novo mecanismo, 
o qual é mais rápido do que o sem a catálise. Contudo, o catalisador não 
afecta o valor da constante de equilíbrio, ele apenas faz com que o 
equilíbrio seja atingido em tempo menor, conforme mostrado na figura a 
seguir: 
 
Curvas tracejadas: com catalisador 
Curvas cheias: sem catalisador 
Atenção: O equilíbrio não é deslocado com a presença do catalisador. 
Relação entre as constantes Kp e Kc 
Existe uma relação matemática entre as constantes de equilíbrio em função 
da concentração Kc e em função da pressão parcial Kp, baseada na equação 
de Clapeyron: 
em que: R é a constante universal dos gases, T é a temperatura absoluta e 
Δn é a diferença entre a soma dos coeficientes inteiros dos produtos 
http://pt.wikipedia.org/wiki/M%C3%A9todo_cient%C3%ADfico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Catalisador
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cat%C3%A1lise
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Equilibrio_quimico_e_catalise.png
UCM – CED Química Geral Q0050 
118 
gasosos e a soma dos coeficientes inteiros dos reagentes gasosos. Por 
exemplo, no equilíbrio: 
aA(g) + bB(g) + cC(s) yY(g) + zZ(g) 
 
Δn = (y + z) - (a + b) 
Essa expressão matemática apresenta uma limitação, não admitindo a 
presença de um ou mais líquidos na reação em questão. Isso não significa 
que a reação não apresente Kp e Kc, significa apenas que a expressão é 
inválida para esse caso. 
13.7. 4. CONCENTRAÇÃO 
Se aumentar a concentração de um dos participantes, o equilíbrio desloca-
se no sentido de consumo de tal substância. Se diminuir a concentração de 
qualquer das substâncias participantes, o equililíbrio deslocar-se-á no 
sentido de formação de tal substância. 
UCM – CEDQuímica Geral Q0050 
119 
 
 
Exercicio
s 
 
 EXERCÍCIOS. 
1. Escreva as expressões da lei de equilíbrio: 
a) NH4NO2 (g) ↔ N2(g) + 2H2O(g) 
b) CaO(s) + CO2(g) ↔ CaCO3(s) 
2. 2. Porque é que se diz que o equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico? 
3. Enuncie o princípio de Le Chatelier. 
4. No sistema A(g) +2B(g) ↔ C(g), as concentrações de equilíbrio são: [A ]=0,06 mo/l; 
[B ]=0,12mo/l; [C ]=0,216mo/l; 
Determinar as concentrações iniciais das substâncias A e B. 
5. Em que direcção se deslocará o equilíbrio do sistema: 
a) CO (g) + Cl2 (g) ↔ COCl2 (g) 
b) H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) se mantendo a temperatura constante , aumentar a pressão através 
da redução do volume da mistura gasosa? 
6. No estado do equilíbrio do sistema N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) ; ∆Ho = -92,4Kj. As 
concentrações iniciais das substâncias que nele intervêm são: [ N2] = 3 mo/l; [ H2] = 9 
mo/l; [NH3] = 4mo/l. Determinar: 
a) As concentrações iniciais de H2 e N2. 
b) Em que sentido se desloca o equilíbrio com o aumento da temperatura? 
c) Em que sentido se desloca o equilíbrio se reduzirmos o volume do recipiente onde decorre a 
reacção? 
7. Os gases tectróxido de nitrogénio e dióxido de nitrogénio encontram-se em equilíbrio a 
uma certa temperatura segundo a equação da reacção : 
N2O4(g) 2NO2(g) e a constante de equilíbrio é descrita pela seguinte expressão matemática: 
 
Num recipiente de 10,0 litros de capacidade introduzem-se 0,50 moles de N2O4. No estado de 
equilíbrio ainda restam 0,10 moles do mesmo gás. 
a) Calcule a constante de Equilíbrio. 
b) O que acontece com a posição de equilíbrio ao aumentar o volume do recipiente à 
temperatura constante? Justifique a sua resposta. 
A concentração do NO2, aumenta ao baixar a temperatura sem mudar o volume do recipiente. 
a) Co base nisso, indique o carácter termoquímico da reacção de formação de NO2 e 
justifique a sua opção. 
8. (Exercício número 383 do livro Problemas e exercícios de Química geral de Nicolau 
Glinka). Quais das acções que passamos a trasncrever conduzem ao deslocamento para a 
esquerda do sistema: 
4HCl(g) + O29g) 2Cl2(g) + 2H2O(g) 
a) O aumento da concentração de O2; 
b) O aumento da concentração de Cl2; 
c) O aumento da pressão sobre o sistema; 
d) o aumento do volume do recipiente de reacção. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIDADE 14 
UCM – CED Química Geral Q0050 
120 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO QUÍMICO EM SOLUÇÃO AQUOSA 
 
 INTRODUÇÃO 
 
Prezado estudante, O equilíbio entre espécies iónicas, em solução aquosa, 
merece uma atenção especial devido a sua importância em várias áreas de 
química. Os conceitos utilizados no tratamento de problemas relativos a 
equilíbrio iónico, são os mesmos aplicados em outras situações nas quais 
se observa o estabelecimento de equilíbrio químico. Assim, o estudo do 
equilíbrio iónico nos oferece uma chance de revermos os conceitos 
gerais enquanto, se estuda uma aplicação prática importante. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Descrever o sistema de equilíbrio iónico; 
 Caracterizar os equilíbios de sais pouco solúveis que se 
comportam como electrólitos fortes ; 
 Escrever as expressões das constantes de equilíbrios simples; 
 Caracterizar os sistemas com dois equilíbrios simultâneos 
 Habilidade de resolver problemas envolvendo o equilíbrio 
iónico; 
 
 
 
14. 1.TEORIA ÁCIDO / BASE SEGUNDO BRONSTED-LOWRY 
 
Na teoria de Bronsted-Lowry dos ácidos e bases (1923) a definição foi 
ampliada. Segundo esta teoria um ácido é o dador de protões e uma base 
é um aceitador de protões. 
Por exemplo: HCN + H2O H3O+ + CN- 
 
O HCN é um ácido, por doar um protão a H2O. A água age como uma 
base ao aceitar um protão. 
 
Uma maior extensão do coneito de ácidos e base , encontram-se na 
teoria de Lewis (G.N. Lewis 1923). Nesta, um ácido de Lewis é um 
composto ou átomo que pode aceitar um par de electrões e uma base de 
Lewis é um composto que pode aceitar um par de electrões e uma base de 
Lewis é um composto que pode ceder um par de electrões. 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
 
Ionicamente: H+ + OH-→ H:OH, isto é pela partilha de de um par de 
elctrões de OH-. 
Reacção que não envolve iões: 
UCM – CED Química Geral Q0050 
121 
H3N: + BCl3 →H3NBCl3, na qual NH3, é uma base (dador de electrões) e 
BCl3 ácido, aceitador. 
A teoria de Lewis estabelece uma relação entre as reacções de oxidação-
redução. 
 
14.2. IÃO HIDRÓNIO (H3O+) 
 
O protão hidrogénio (H+) não existe livre numa solução aquosa, combina 
com água formando ião hidrónio. 
 
Ex: H+(aq) + H2O(l) → H3O
+(aq) 
 
Os ácidos que podem ceder mais de um protão, chamam-se ácidos 
polipróticos. 
14.3. PRODUTO IÓNICO DA ÁGUA. PH 
A água sendo um electrólito muito fraco e com condutibilidade eléctrica 
muito baixa, dissocia-se pouco significativamente dando origem á 
formação de iões de hidrogénio e de iões hidroxila: 
H2O(l) H
+(aq) + OH- ou a autoinização da água ocorre conforme a 
equação abaixo: 
 
A este processo correspode a uma constante de ionização: 
 
 [ H+] [ OH-] 
 K = -------------- 
 [ H2O] 
ou 
 
Uma vez que o grau de dissociação da água é extremamente pequeno, a 
concentração de equilíbrio das moléculas não dissociadas de água (H2O) é 
uma determinada precisãoigual a concentração total de água, isto é 
1000/18 = 55,5 mol/l. Nas soluções aquosas diluidas, a concentração da 
água pouco se altera de forama que ela pode ser considerada uma 
grandeza constante. Nesse caso, a expressão da constante de dissociação 
da água pode ser transformada da seguinte forma: 
[H+] [OH-] = KH2O ou Kw 
O valor de KH2O ou Kw é igual ao produto das cponcentrações dos iões H
+ 
OH- e é uma grandeza constante à temperatura em questão e tem o nome 
de produto ionico da água, onde o w se deve à palavra inglesa water. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
122 
Quando a temperatura aumenta, a reacção de ionização é favorecida 
formando um número maior de iões, logo o produto das concentrações 
desses iões (Kw) aumenta. 
Ex: 
 
TEMPERATURA KW 
0°C 0,12 x 10-14 
15°C 0,46 x 10-14 
25°C 1,0 x 10-14 
50°C 5,5 x 10-14 
100°C 51 x 10-14 
 
14.4. PH 
Sörensen definiu pH como sendo o logarítmo(decimal) do inverso da 
concentração hidrogeniônica: pH = log 1/[H+] ou ainda, como o 
cologarítmo da concentração hidrogeniônica: pH = colog [H+]Ou seja:pH 
= log 1/[H+] → pH = log 1 – log [H+]Como log 1 = 0: pH = -log[H+] ou 
pH = colog [H+]que é igual ao inverso do log.Vejamos a variação do pH 
em função das concentrações de H+ e OH-, a 25 °C:Meio neutro: pH = 
7Meio ácido: pH <> 7. 
Exemplo: 
 1. Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol L-1 
Está é uma solução de um ácido forte, por isso, o HCl presente estará 
completamente ionizado. Como a concentração é de apenas 0,1 mol L−1, 
ele está suficientemente diluído para que os valores de sua atividade sejam 
próximos ao de sua concentração. Sendo assim, pode-se obter o pH pela 
expressão abaixo: 
[H+] = 0,1 mol L−1 
Então: pH = -log[0,1] = 1. 
 
 
14.5.POH: 
Por analogia, define-se pOH como sendo o logaritmo (decimal) do inverso 
da concentração hidroxiliônica: pOH = log 1/[OH-] ou ainda, como sendo 
o cologaritmo da concentração de OH-:pOH = colog [OH-] assim: pOH = 
log 1/[OH-] → pOH = log 1 – log [OH-], comolog 1 = 0:pOH = -log[OH-] 
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clor%C3%ADdrico
http://pt.wikipedia.org/wiki/HCl
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_forte
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ioniza%C3%A7%C3%A3o
UCM – CED Química Geral Q0050 
123 
ou pOH = colog [OH-]. Vejamos a variação do pOH em função das 
concentrações de OH- e H+: meio neutro: pOH = 7, meio ácido: pOH > 7, 
meio básico: pOH < 7. 
 Relação entre pH e pOH:pH + pOH = 14 (25 °C). Observação: Os 
conceitos de pH e pOH indicam que em qualquer solução coexistem H+ e 
OH-. Por mais ácida que seja a solução, sempre existirão, embora em 
pequeno número, íons OH-. Nas soluções básicas também estarão 
presentes os íons H+. As concentrações desses íons jamais se anulam. 
Exemplo: 
1. SOLUÇÃO AQUOSA DE HIDRÓXIDO DE SÓDIO (NAOH) 0,1 
MOL L-1 
Esta é uma solução de uma base forte, sendo assim, o NaOH presente está 
completamente dissociado. Como sua concentração é de apenas 0,1 mol 
L−1, ele está suficientemente diluído para que seu valor de atividade seja 
próximo ao da concentração. Sendo assim: 
[OH-] = 0,1 mol L−1 Então: pOH = -log[0,1] = 1. 
Pela relação entre pH e pOH, tem-se: 
pH + pOH = 14 
pH = 14-1 = 13 
Exemplo: 
1. SOLUÇÃO AQUOSA DE ÁCIDO FÓRMICO (HCOOH) 0,1 MOL L-
1 
Esta é uma solução de um ácido fraco, que por sua vez, não está 
completamente ionizado. Por isso deve-se determinar primeiro a 
concentração de H+. 
Para ácidos fracos deve-se considerar a constante de dissociação do ácido 
(Ka): 
Ka = [H
+][HCOO-] / [HCOOH] 
A constante de dissociação do ácido fórmico tem o valor de Ka = 1,6 × 
10−4. Assim, considerando que [A-] é igual a x, [HA] há-de ser a parte que 
não se dissociou, ou seja 0,1-x. Se desprezarmos a ionização da água, 
concluímos que a única fonte de H+ é o ácido, assim [H+] = [A-]. 
Substituindo as variáveis obtém-se: 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_s%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/NaOH
http://pt.wikipedia.org/wiki/Base_forte
http://pt.wikipedia.org/wiki/NaOH
http://pt.wikipedia.org/wiki/Dissocia%C3%A7%C3%A3o_%28qu%C3%ADmica%29
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_f%C3%B3rmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_fraco
UCM – CED Química Geral Q0050 
124 
 
A solução é: 
[H+] = x = 3,9 × 10−3. 
Através da definição de pH, obtém-se: 
pH = -log[3,9 × 10−3] = 2,4 
 
14.6. EQUILÍBRIO QUÍMICO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES. 
 
 Antes de iniciar o estudo sobre o equilíbrio envolvendo ácidos e bases é 
importante saber o que são substâncias ácidas e substâncias básicas assim 
como o perigo que podem oferecer ao ser humano. 
 14.7. SUBSTÂNCIAS ÁCIDAS : 
De acordo com Arrhenius , substâncias ácidas são aquelas que em solução 
aquosa sofrem ionização liberando íons H+ . Estes íons por sua vez reagem 
com a água formando o íon H3O
+ também chamado de Hidrônio. 
HAc = H+ + Ac- 
H+ + H2O = H3O
+ 
Substâncias ácidas são consideradas perigosas pelo fato de terem a 
propriedade de destruir estruturas moleculares assim como dissolver 
matéria orgânica com muita facilidade dependendo da força e da 
concentração do ácido. Existem ácidos fortes que em alta concentração 
conseguem diluir metais bastantes resistentes como o Magnésio por 
exemplo. Isto ocorre devido à oxidação promovida pelos hidrônios . 
 
Mg(s) + 2H
+
(aq) = Mg
2+
(aq) + H2(g) 
 É extremamente perigoso trabalhar com substâncias ácidas sem o uso 
de equipamentos de proteção tais como luvas, óculos, avental, etc. 
Qualquer contato dessas substâncias com qualquer parte do corpo humano 
causaria queimaduras bastante sérias e danosas. 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
125 
14.8. COMO DETERMINAR A FORÇA DO ÁCIDO : 
A força do ácido é um parâmetro determinado através da sua constante de 
ionização Ka . Quanto maior o valor Ka , maior a quantidade de íons H+ 
liberados na solução e como consequencia mais forte é o ácido. 
A constante de ionização é um valor semelhante à constante de equilíbrio, 
portanto varia apenas com a temperatura. 
Existem outras técnicas para perceber quando um ácido é forte ou não 
Suponha um ácido do tipo HySOx , se o valor x-y for maior ou igual a 2 , o 
ácido pode ser considerado forte. Observação : No lugar do átomo S 
poderia estar outro átomo. 
Além dessa técnica , se o ácido for do tipo HX onde X é um átomo 
qualquer da família dos halogênios, o ácido também é considerado forte. 
O valor da constante de ionização Ka é obtido da mesma forma que se 
obtém a constante de equilíbrio em uma solução aquosa : 
 HCl →H+ + Cl- 
 
 
14.9. SUBSTÂNCIAS BÁSICAS : 
 Ainda conforme Arrhenius , substâncias básicas são aquelas que em 
solução aquosa liberam o íon OH- chamado hidroxila. 
BOH = B+ + OH- 
Substâncias básicas também são consideradas perigosas assim como os 
ácidos e requerem cuidados tais como o uso dos mesmos equipamentos de 
proteção e evitar contato com partes do corpo. Estas precauções são 
necessárias porque substâncias básicas também causam queimaduras 
graves . Ao contrário dos ácidos , as bases liberam hidroxilas OH- que são 
responsáveis pela redução das outras espécies químicas que estão em 
contato. 
NH2OH = NH2
+ + OH- 
Assim como os ácidos são classificados em fortes ou fracos, as 
basestambém podem ser classificadas em bases fortes ou fracas. Esta 
UCM – CED Química Geral Q0050 
126 
classificação é análoga aos ácidos , pois uma base forte é aquela que possui 
uma constante de dissociação alta. 
A constante de dissociação Kb também é obtida de forma semelhante à 
constante de equilíbrio para soluções aquosas: 
NH2OH = NH2
+ + OH- 
 
Algumas bases formadas por elementos pertencentes às famílias dos metais 
alcalinos e metais alcalinos terrosos são consideradas fortes. 
Substâncias anfipróticas são aquelas consideradas ácidas e básicas ao 
mesmo tempo. 
14.10. A CARACTERIZAÇÃO DE SOLUÇÕES ÁCIDAS OU 
BÁSICAS: PH E POH. 
 Por conveniência, a concentração do íon Hidrogênio é expressa sempre na 
forma de pH. Este termo foi introduzido por um químico dinamarquês 
chamado Sorensen em 1909. A letra "p" significa potenz , palavra do 
vocabulário alemão que significa potência. 
A relação entre a concentração de íons Hidrogênio e o valor pH é definido 
pela equação : 
pH = - log[H+] 
Da mesma forma podemos utilizar essa terminologia para caracterizar a 
concentração de íons OH- em uma solução básica : 
pOH = - log[OH-] 
Ou uma solução qualquer : 
pK = - log K 
Todos os logarítnos citados acima estão na base 10 e K pode ser qualquer 
valor de constante de equilíbrio. 
A relação entre os valores de pH e pOH é definida como : 
pH + pOH = 14 
Isso ocorre porque à 25o C o produto iônico da água é 10-14 
UCM – CED Química Geral Q0050 
127 
 H2O = H
+ + OH- 
 
Portanto o produto das concentrações dos íons H+ e OH- deve ser 10-14 
Utilizando as propriedades dos logarítmos : 
[H+].[ OH-] = 10-14 
log [H+].[ OH-] = log 10-14 
log [H+] + log [OH-] = -14 
- log [H+] - log [OH-] = 14 
pH + pOH = 14 
Quando há necessidade de fazer cálculos mais precisos para caracterizar o 
estado dos iões H+ na solução, deve-se calcular não PH, mas sim, o PaH+, 
grandeza que é igual ao logarítimonegativo da actividade dos iões na 
solução: 
PaH+, = - lgaH+ = - lga (fH+CH
+). 
De referir que também é possível estabeleceruma escala de pOH, de forma 
similar à de pH. No entanto, esta não é vulgarmente usada porque em 
processos biológicos refere-se normalmente a presença ou ausência de 
protões, sendo a escala de pH mais prática para o efeito. 
 
 
 
A escala de pH (e pOH). Quanto menor o pH, mais ácida é uma solução: a 
extrema acidez do suco gástrico ajuda a digestão. O sangue humano tem 
um pH ligeiramente superior a 7. Produtos comerciais de limpeza têm 
muitas vezes carácter alcalino. 
http://pt.wikibooks.org/wiki/Ficheiro:EscalapH.png
UCM – CED Química Geral Q0050 
128 
Que importância tem o pH de uma solução? Muitas substâncias possuem 
grupos que podem sofrer protonação, isto é, incorporar um ou mais 
protões; da mesma forma, podem sofrer desprotonação, ou seja perder 
protões. 
Em muitos casos, o estado de protonação de uma molécula afecta a sua 
actividade biológica. Exemplo disto é o estado de protonação de diversas 
cadeias laterais de aminoácidos que constituem enzimas: por vezes, basta 
um aminoácido não possuir um protão para uma enzima inteira não 
funcionar. 
 
 
 
Protonação da cadeia lateral do aminoácido histidina. 
O pH de uma solução pode ser medido de várias formas. O método de 
maior sensibilidade é o uso de um eléctrodo de pH, um dispositivo 
electroquímico que mede a concentração de H+ em solução. O eléctrodo é 
parcialmente submergido na solução a medir; produz então uma corrente 
eléctrica proporcional à concentração de H+, que é convertida a um valor 
numérico. Para leituras de menor sensibilidade, podem usar-se fitas de pH 
ou soluções indicadoras. As soluções indicadoras mudam de cor no 
chamado ponto de viragem, tendo uma determinada cor abaixo desse valor 
de pH e outra acima. As fitas de pH usam o mesmo princípio mas em geral 
usam combinações de indicadores para uma medição. 
14.11. A CONSTANTE DE IONIZAÇÃO 
Qualquer solução aquosa tem um determinado valor de pH. Não só a água 
tem capacidade de se ionizar: muitas substâncias ionizam-se em solução 
aquosa. Como tal, também podem ser divididas em ácidos, se provocam o 
abaixamento de pH da solução, e bases, se aumentam o pH. 
Neste contexto, um ácido pode ser definido simplesmente como uma 
substância que doa protões, enquanto uma base é uma aceitadora de 
protões. Um ácido que perde os seus protões torna-se numa base, enquanto 
uma base que ganha protões passa a ser por definição um ácido. Tais pares 
são denominados pares conjugados ácido/base. 
Quando um ácido é forte, dissocia-se totalmente em solução. Se o ácido 
for representado como HA, a sua dissociação é representada pela equação 
química : 2 HA H+ + A- 
http://pt.wikibooks.org/wiki/Ficheiro:Histidine_equilibrium.png
http://pt.wikibooks.org/wiki/Ficheiro:Histidine_equilibrium.png
UCM – CED Química Geral Q0050 
129 
em que A- é a base conjugada de HA. Em Bioquímica, estes ácidos têm 
pouco interesse porque não são usuais em sistemas biológicos. São no 
entanto mais usuais os ácidos fracos, ou seja, aqueles que não se dissociam 
totalmente em solução. Estabelece-se então um equilíbrio químico entre a 
espécie protonada e a espécie desprotonada; neste caso, a ionização do 
ácido é representada como: 
2 HA H+ + A- 
Tal como para a autoionização da água, pode definir-se uma constante de 
equilíbrio para a ionização de um ácido. Neste contexto, a constante é 
denominada constante de acidez, Ka. 
 
Um exemplo comum de ácido fraco é o ácido acético, CH3COOH, que se 
ioniza a anião acetato e doa um protão nesse processo: 
2 CH3COOH H
+ + CH3COO
- 
cuja respectiva constante de acidez é então definida por: 
 
Neste caso, é o grupo carboxilo, -COOH, que sofre ionização. Este é um 
dos grupos encontrados em diversas moléculas biológicas cujas 
propriedades acídicas são importantes de reconhecer. 
Quanto mais forte é um ácido, mais este se dissocia em solução aquosa e 
maior é Ka. O caso demonstrado assume que o ácido é monoprótico, ou 
seja, que doa apenas um protão. Este não é sempre o caso, existindo ácidos 
dipróticos (que doam dois protões) e tripróticos (doam três protões). Os 
ácidos que doam mais de um protão têm constantes de acidez específicas 
para cada ionização: a primeira ionização tem um Ka1 relativamente baixo, 
a segunda ionização um Ka2 um pouco maior e a terceira (a haver) tem o 
Ka3 mais elevado. 
Da mesma forma como se definiu pH, é possível definir o pKa de um 
ácido, sendo o logaritmo do inverso de Ka: 
 
PKb = - logKb = log 1/Kb 
UCM – CED Química Geral Q0050 
130 
 e Pka + Pkb = 14 
Sumário 
 A habilidade de resolver problemas envovendo equilíbrios é o resultado da cpompreesnsão dos princípios 
físicos e de uma intuição que somente pode ser adquirida com a experiência. 
 
 
 
Exercicio
s 
 
 1. Calcule as concentrações dos iões H3O+ e OH- nas seguintes soluções: 
a) a) 0,002 moles de HCl em 2 litros. 
b) 0,3 moles de BaCl2 em 0,5 l 
c) 365 g de HCl em 1l de água. 
 
2. Qual é o PH e o POH das seguintes soluções: 
a) 0, 2 moles/l de HCl. 
b) 0,001 M de CH3COOH 
 
3. Dissolveram-se 2,0 moles de ácido fluorídrico HF em 1,0 l de solução. 
a) Qual é a concentração, o PH e POH desta solução sabendo que Ka é 7,2.10-4 
b) diluindo esta solução até2,0 litros qual será o novo PH? 
4. Qual seráa concentração dos iões hidroxila numa solução que apresente PH igual a 10,80. 
 
5. Determinar a actividade dos iões de hidrogénio e o valor de PaH+ numa solução de HCl a 
2,5.10-3 M, tendo em atenção que a solução em causa contém ainda 2,5.10-3 M de KCl. 
 
6. Calcule O Pka do ácido HF sabendo que Ka(HF) = 7,2.10-4 
 
7. Calcule o pKb do ião hipoclorito (ClO-), sabendo que PKb = 6,51 
 
 
 
 
UNIDADE 15 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
 INTRODUÇÃO 
 
Prezado estudante, até agora, somente tratamos de soluções de ácidos 
fracos ou bases fracas puras. Nesta secção, veremos como calcular as 
cponcentrações de equilíbrio numa solução que contenha a mistura de 
um ácido fraco com sua base conjugada ou de uma base com o seu ácido 
conjugado. Os argumentos utilizados são uma estensão daqueles 
utilizados na secção anterior . 
 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
131 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Conhecer a solução tampão; 
 Caracterizar uma solução tampão; 
 Escrever a expressão de uma solução tampão; 
 Calcular o PH de uma solução tampão, 
 
15.1. DEFINIÇÃO 
Soluções tampão (química) são soluções que atenuam a variação dos 
valores de pH (ácido ou básico), mantendo-o aproximadamente constante, 
mesmo com adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases. 
15.3. FORMAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO 
As soluções tampão pode ser formadas por um ácido forte e um sal 
formado pela reação desse ácido com uma base forte, ou, então, por uma 
base fraca e um sal formado pela reação dessa base com um ácido forte. As 
soluções tampão são usadas sempre que se necessita de um meio com pH 
aproximadamente constante. Elas são preparadas dissolvendo-se os solutos 
em água. 
Em estudos ligados à medicina e à biologia é muito importante o conceito 
de solução tampão, pois os fluidos biológicos (animais ou vegetais) são, 
em geral, meios aquosos tamponados. 
Um dos sistemas tampões mais importantes é o do sangue, que permite a 
manutenção das trocas gasosas e das proteínas (ver desnaturação). O pH do 
sangue é de 7,4 e o principal sistema tampão é um equilíbrio entre o ácido 
carbônicoe o íon a ele associado, o bicarbonato. Este sistema evita 
variações de 0.3 unidades de pH as quais poderiam trazer graves 
consequências ao ser humano. 
 15.3. TITULAÇÃO E ZONA TAMPÃO DE UM PAR CONJUGADO 
ÁCIDO/BASE 
O pKa é uma grandeza que permite saber a força de um ácido de forma 
mais intuitiva que através do valor de Ka. Quanto menor é o pKa de um 
ácido, maior é a sua tendência a ionizar-se e, consequentemente, mais forte 
é o ácido. 
Quando o pH de uma solução aquosa contendo um ácido fraco é igual ao 
pKa desse ácido, [HA]=[A
-]. O valor de pKa de um ácido pode ser 
facilmente calculado através de uma curva de titulação. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/PH
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sangue
http://pt.wikipedia.org/wiki/Desnatura%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_carb%C3%B4nico
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_carb%C3%B4nico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Bicarbonato
UCM – CED Química Geral Q0050 
132 
Uma titulação consiste na adição de uma base a uma solução aquosa de 
um ácido (ou um ácido a uma solução aquosa de uma base) em pequenas 
quantidades, medindo-se o pH da solução após cada adição. A solução que 
se adiciona é chamada titulante e a que sofre a adição é titulada. O 
resultado de tais medições (título) é uma curva de forma sinusoidal em que 
o centro geométrico corresponde ao pKa do ácido. Num contexto 
bioquímico, interessa saber as propriedades de ácidos e bases fracos, pelo 
que as titulações destes são sempre feitas com bases e ácidos fortes, 
respectivamente. 
 
Animação de uma titulação ácido-base. 
Porque tem a curva de titulação uma forma sinusoidal? Considere-se que 
numa solução aquosa de um ácido fraco têm-se dois equilíbrios químicos, 
nomeadamente o da autoionização da água e a dissociação do ácido: 
2 H2O H3O
+ + OH- 
2 HA H+ + A- 
Esta solução terá um dado pH, de valor relativamente baixo, pois o ácido 
encontra-se ligeiramente dissociado. Ao adicionar-se uma base forte como 
por exemplo o hidróxido de sódio (NaOH), esta dissocia-se totalmente em 
solução, havendo então aniões OH- que podem combinar-se com o H+ 
"livre", formando H2O. Esta reacção força a diminuição da concentração 
de H+ em solução; pelo princípio de Le Chatelier, o ácido terá de se 
dissociar um pouco mais para compensar esta "falta" de H+, atingindo-se 
novo equilíbrio entre ácido e a sua base conjugada. 
À medida que se acrescenta mais OH-, cada vez mais ácido se dissocia. 
Chega-se então a um ponto em que metade de HA que existia no início 
encontra-se sob a forma da sua base conjugada, A-: está-se a meio da 
titulação, forma adicionados 0,5 equivalentes de OH- ao ácido e o pH neste 
ponto é igual ao pKa do ácido. 
À medida que se acrescenta mais OH-, o pH continua a subir e o ácido a 
dissociar-se. No fim da titulação, todo o ácido encontra-se dissociado sob a 
forma de A-. 
http://pt.wikibooks.org/wiki/Ficheiro:Titolazione.gif
UCM – CED Química Geral Q0050 
133 
Como se pode notar, na zona central do gráfico a variação de pH aumenta 
com a adição de quantidades equivalentes de base. Esta zona é chamada 
zona tampão e tem grande importância biológica, como será evidente 
mais adiante. A zona tampão existe porque durante essa parte da titulação 
existem dois equilíbrios (o da autoionização da água e o da dissociação do 
ácido) que se compensam mutuamente, fazendo com que a concentração 
de H+ não se altere significativamente. 
É possível relacionar a concentração do tampão com o pH e o pKa através 
da chamada equação de Henderson-Hasselbalch. Partindo-se da 
definição de constante de acidez e pondo em evidência a concentração de 
H+, pode rearranjar-se a relação sob a forma: 
 
Se se aplicar o logaritmo negativo a ambos os termos da equação, tem-se: 
 
Como -logX = pX, a equação pode ser escrita da forma: 
 
ou ainda 
 
sendo esta a forma mais conhecida da equação de Henderson-Hasselbalch. 
Esta relação matemática explica a forma quasi-sinusoidal da curva de 
titulação e mostra também que pH = pKa quando as concentrações de ácido 
e da sua base conjugada são iguais. 
15.4. AS SOLUÇÕES TAMPÃO EM SISTEMAS BIOLÓGICOS 
Uma solução tampão é uma solução aquosa de um ácido e da sua base 
conjugada que não sofre variações significativas de pH quando se 
adicionam pequenas quantidades de ácidos ou bases. 
São portanto soluções cujo pH ideal se encontra no centro da zona tampão 
do par conjugado ácido/base. Como já referido, muitos processos 
biológicos dependem do estado de protonação de moléculas como as 
enzimas, sendo portanto fundamental o controlo rigoroso do pH do meio 
em que esses processos se desenrolam. Fluidos como o sangue e o 
UCM – CED Química Geral Q0050 
134 
citoplasma têm um pH definido, geralmente em torno de 7, e que não muda 
significativamente graças à presença de diversas substâncias dissolvidas 
que actuam como tampão. 
O citoplasma é rico em proteínas; os grupos laterais ionizáveis de 
aminoácidos que constituem essas proteínas têm um papel fundamental no 
tamponamento do meio intracelular. Outras moléculas ionizáveis, como o 
ATP, ácidos nucleicos e compostos intermediários de vias metabólicas, 
entre outros, contribuem também para a manutenção de um valor mais ou 
menos estável de pH no interior da célula. 
Dois dos tampões fisiológicos mais importantes, especialmente em fluidos 
como o sangue, são o tampão de carbonatos e o tampão de fosfatos. O 
dióxido de carbono (CO2), um gás em condições normais de pressão e 
temperatura, pode dissolver-se em soluções aquosas formando ácido 
carbónico, H2CO3. Estabelece-se então o equilíbrio 
CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq) 
Por sua vez, o ácido carbónico dissocia-se em solução aquosa, 
estabelecendo-se um segundo equilíbrio: 
H2CO3 HCO3
- + H+ 
A quantidade de ião hidrogenocarbonato (HCO3
-) em solução depende em 
primeira instância da pressão parcial do CO2, pois esta determina o 
equilíbrio entre CO2 dissolvido e não dissolvido em solução. Assim, 
quanto mais dióxido de carbono for dissolvido, maior será a acidificação 
da solução aquosa em que este se dissolve. 
O tampão de fosfatos, em situação fisiológica, refere-se especificamente ao 
equilíbrio 
H2PO4
- HPO4
2- + H+ 
sendo um tampão natural no citoplasma de todas as células, já que o grupo 
fosfato está presente em diversas moléculas biológicas. 
Em trabalho laboratorial biológico e bioquímico é comum trabalhar-se com 
soluções tampão para manter o material de estudo (células, enzimas, 
tecidos, etc.) num meio com pH definido. Diversas soluções tampão 
podem ser feitas, dependendo do pH a que se pretende manter o material. 
Para isto. é necessário saber qual o pH óptimo desse material, ou seja, o 
pH a que se pode detectar um máximo de actividade fisiológica. 
Sumário 
 Solução tampão é aquela cujo PH se mantém praticamente invariável face a adição de pequenas quantidades de 
ácidos ou de base. Este tipo de soluções desempenham um papel fundamental no equilíbrio de alguns sistemas 
biológicos. Exemplo disso é o sangue humano meio aquoso, complexo tamponado cujo PH se situa dentro de 
estreitos limites em PH = 7,4. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
135 
 
 
 
Exercicios 
 
1.Calcular o PH da solução tampão obtida por dissolução de 1,5 
moles de CH3COOH e 1,0 mol de CH3COONa em 1 lito de 
água. 
2. Qual será o PH da solução que se forma ao dissolver 5,0 moles 
deácido hipoclororoso (HClO) e 1,0 mol de hipoclorito de 
potássio (KClO) em dois litros de água. 
3.Calcular a concentração de H3O+ numa solução preparada 
pela mistura de 0,70 moles de ácido acético e 0,60 moles de 
acetato de sódio e completando-se o volume para 1 litro de 
solução. 
 
 
UNIDADE 16 
TEMA: HIDRÓLISE DE SAIS 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, durante a dissolução na água de um sal em cuja 
composição entre um anião de um ácido fraco ou um catião de uma 
base fraca, tem lugar um processo de hidrólise, isto é uma troca 
entre o sal e a água que conduz que conduz a formação de um 
ácido ou de uma base fracos. 
 
Ao completar esta unidade você como estudante, será capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Caracterizar a hidrólise salina e as condições cem que pode 
decorrer; 
 Aplicar regras de cálculos da hidrólise salina; 
 Escrever as equações de dissociação de hidrólise; 
 
16.1. Considerações 
 
Em 1908, N. Bjerrum, em sua tese de doutorado, trabalhando com sais de 
cromo (III), empregou pela primeira vez o conceito de hidrólise de um 
cátion (Baes-Jr. e Mesmer, 1976). A hidrólise é distinta da solvatação. Na 
solvatação, as moléculas de água se associam aos íons em solução, 
formando camadas de hidratação ao redor do íon central. Por outro lado, na 
hidrólise há reação química entre a espécie (cátion, ânion ou ambos) e a 
água, havendo assim quebra de ligações covalentes na molécula de água, 
enquanto na solvatação isso não acontece. 
Sais neutros, ácidos e básicos (Russel, 1994) 
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UCM – CED Química Geral Q0050 
136 
Um sal é formado em uma reação entre um ácido e uma base (reação de 
neutralização). Um sal neutro é formado quando um ácido forte (HCl, 
HNO3, HClO4, H2SO4 - primeiro hidrogênio - etc.) é neutralizado com uma 
base forte (LiOH, NaOH, KOH, CsOH etc.) na reação: 
H+(aq) + OH
-
(aq) ⇌ H2O(l) (1a) 
 ou 
H3O
+
(aq) + OH
-
(aq) ⇌ 2H2O(l) (1b) 
Nesse equilíbrio, por exemplo, o cátion hidrônio, H3O
+
(aq), representa a 
espécie (H3O.nH2O)
+, onde n é o número de moléculas de água solvatando 
o cátion hidrônio. Cabe lembrar que a força de um ácido ou de uma base 
está relacionada com o grau de dissociação (ou ionização). Nesse caso, 
tanto os ácidos quanto as bases se dissociam completamente (a ionização 
do ácido é completa). Assim, os sais produzidos nessas reações de 
neutralização (a saber: LiCl, LiNO3, LiClO4, NaCl, NaNO3, NaClO4, KCl 
e assim por diante) são sais neutros e quando esses sais são adicionados à 
água não sofrem hidrólise, mantendo desta maneira o pH da água 
inalterado. 
 Se a água empregada é pura, o pH irá se manter em um valor igual a 7,00 
a 25 °C (solução salina neutra). Um sal ácido é formado em uma reação de 
um ácido forte (HCl, HNO3, HClO4 etc.) com uma base fraca (NH3, 
C6H5NH2 - anilina - etc.). Desta maneira, quando os sais NH4Cl, NH4NO3, 
C6H5NH3Cl etc. são adicionados à água, há hidrólise do cátion desses sais 
(cátion oriundo de uma base fraca) gerando íons H3O
+
(aq), tornando assim a 
solução ácida (pH < 7). Por outro lado, quando o sal é formado na reação 
de uma base forte (NaOH, LiOH, KOH etc.) com um ácido fraco 
(CH3COOH, HF, HCN etc.), esse sal terá um caráter básico. Assim, por 
exemplo, o acetato de sódio (NaOOCCH3) em água produz íons hidroxilas, 
tornando o pH > 7 (solução básica). Nesse caso, o ânion acetato (CH3COO
-
) se hidrolisa formando o ácido acético e íons OH- tornando a solução 
básica. 
Finalmente, o pH da solução salina do sal formado na reação entre ácido 
fraco (CH3COOH, HF, HCN etc.) e base fraca (NH3, C6H5NH2 - anilina - 
etc.) dependerá da força relativa do par ácido-base conjugado do sal (teoria 
protônica de Lowry-Brönsted). Dessa maneira, a solução salina poderá ser 
neutra (quando Ka = Kb: a ionização do ácido ou da base que originaram o 
sal é a mesma), ácida (quando Ka > Kb: a ionização do ácido é maior que a 
ionização da base que originaram o sal) ou básica (quando Ka < Kb: caso 
contrário ao anterior). 
 
 
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137 
 
 
16.2. HIDRÓLISE DE SAIS ÁCIDOS 
 
Figura 1: Esquema da primeira etapa da reação de hidrólise de um 
cátion, Mn+(aq). 
Todo sal formado na reação de um ácido forte com uma base fraca é um 
sal ácido. Por exemplo, o cloreto de amônio, NH4Cl(s), ao ser adicionado à 
água, dissocia-se totalmente (100% de dissociação ou ionização) em 
NH4
+
(aq) e Cl
-
(aq) (Eq. 2). O íon NH4
+
(aq) reage então com a água (sofre 
hidrólise), como mostrado na Eq. 3, enquanto o ânion cloreto (Cl-(aq)) 
permanece inalterado, uma vez que originalmente é oriundo de um ácido 
forte (HCl). 
NH4Cl(s) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + Cl-(aq) (2) 
NH4
+
(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O+(aq) (3) 
O cátion amônio ou cátions metálicos em solução aquosa se comportam 
como ácidos de Lewis. A carga positiva sobre o cátion hidratado atrai a 
densidade eletrônica da ligação O-H na molécula de água (Figura 1). 
Assim, quanto maior a densidade de carga do cátion metálico, maior será a 
polaridade da ligação covalente entre o átomo de oxigênio e o átomo de 
hidrogênio na molécula de água que está hidratando o cátion metálico, 
aumentando a acidez do átomo de H (maior δ+), facilitando dessa maneira 
o rompimento da ligação O-H. Quando há o rompimento dessa ligação, um 
próton hidratado (íon hidroxônio ou hidrônio: H3O
+
(aq)) é formado, 
produzindo uma solução ácida. 
A Figura 1 apresenta um esquema da primeira etapa da reação de hidrólise 
de um cátion, Mnn+(aq). Os cátions de maior valência e menor volume 
iônico (de maior densidade iônica, como Th4+, Sb3+, Fe3+, Al3+ etc.) irão se 
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UCM – CED Química Geral Q0050 
138 
hidrolisar com maior intensidade formando hidróxidos e óxidos desses 
cátions, liberando uma maior concentração de íons H3O
+
(aq), tornando 
assim a solução mais ácida. 
Tabela 1: Acidez de cátions metálicos. 
 
Um prognóstico do grau de hidrólise de cátions metálicos pode ser feito 
calculando-se o parâmetro eletrostático ζ, 
ζ = Z2/r 
Onde Z é a carga do cátion e r o raio iônico em picômetros, (Wulfsberg, 
1987). 
Por exemplo, para o Na+, tem-se Z = +1 e r = 95 pm; Assim, ζ = (+1)2/95 = 
0,011 
Para o Ca2+: ζ = (+2)2/99 = 0,040 
Para o Fe2+: ζ = (+2)2/76= 0,053 
Para o Fe3+: ζ = (+3)2/64 = 0,14 
Para o Al3+: ζ = (+3)2/50 = 0,18 
Assim, quanto maior o valor de ζ, maior será o grau de hidrólise da espécie 
metálica. No caso do ferro (II) e ferro (III), esse último cátion metálico irá 
se hidrolisar com maior eficiência. Baseada nesse parâmetro, na Tabela 1 é 
apresentada uma relação entre ζ e a acidez de cátions metálicos. Como 
pode ser observado nessa tabela, quanto maior o valor de ζ, maior será a 
acidez do cátion metálico ou maior será o grau de hidrólise desta espécie. 
 
 
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139 
16.3.EQUILÍBRIO DE HIDRÓLISE 
Para ilustrar quantitativamente o equilíbrio de hidrólise de um sal ácido, 
calcular-se-á o pH de uma solução de NH4Cl 0,5 mol L
-1. Como pode ser 
observado na Eq. 3, o cátion amônio se hidrolisa formando a amônia e o 
íon hidrônio. Após o estabelecimento do equilíbrio químico, tem-se:onde Kh é a constante de hidrólise (ou constante hidrolítica) e na qual a 
concentração da água foi incorporada no seu valor. Os valores das 
constantes de hidrólise são raramente fornecidos em livros e/ou tabelas, 
uma vez que são facilmente calculados. Multiplicando- se o numerador e o 
denominador da Eq. 4 por [OH-], obtém-se: 
 
 
Rearranjando-se a Eq. 5, tem-se: 
 
Considerando-se que Kw é a constante de auto-ionização da água (igual a 
1,0 x 10-14 mol2/L2, a 25 °C) e que Kb é a constante de dissociação da base 
fraca formada na hidrólise (Kb(NH3)=1,8x10
-5 mol/L, a 25 °C), calcula-se 
então a constante de hidrólise: 
 
Se x é a quantidade de matéria de NH4
+ que se hidrolisa por litro 
(concentração), tem-se que: 
[NH3] = [H3O
+] = X mol/L e [NH4
+] = (0,5 - X) mol/L 
Substituindo-se esses valores de concentração e também o valor numérico 
de Kh na Eq. 4, obtém-se: 
Kh = 5,6 x 10
-10 mol/L = {X2 mol2/L2 / [(0,5 - X) mol/L]} 
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140 
Como X é muito menor do que 0,5 (X << 0,5), tem-se que 0,5 - X ≈ 0,5. 
Assim, o valor de X = (5,6 x 10-10x 0,5)1/2 = 1,67 x 10-5. 
 [NH3] = [H3O
+] = 1,67 x 10-5 mol/L e, portanto, o pH da solução é 4,78. 
Hidrólise de sais básicos 
A hidrólise de um ânion pode ser representada como 
 
Desta forma, A-(aq) remove prótons das moléculas de água formando um 
ácido fraco HA(aq) e íons hidroxilas hidratados (OH
-
(aq)), tornando assim a 
solução básica (pH > 7). Na condição de equilíbrio, a constante de 
hidrólise pode ser escrita como 
 
onde o valor de Kh pode ser determinado empregando-se a Kw da água e a 
constante de dissociação do ácido fraco formado (Ka). 
Considerando-se uma solução de acetato de sódio (CH3COONa) 
0,5 mol/L, após a dissociação desse sal e a hidrólise do ânion acetato, o pH 
da solução final será igual a 9,22. Seria interessante o leitor efetuar os 
cálculos correspondentes e chegar no valor de pH supramencionado, 
considerando que Ka do ácido acético é igual a 1,8 x 10
-5 mol/L. 
Cabe enfatizar que as previsões nem sempre são verificadas 
experimentalmente. Por exemplo, a solução de fosfato de potássio é muito 
básica, a de monoidrogenofosfato é levemente básica, mas a de 
diidrogenofosfato de potássio é ácida e o pH está entre 4,4 e 4,7, 
dependendo da concentração inicial desse sal. 
Agradecimentos 
Os autores agradecem à FAPESP,ao CNPq e à CAPES pelos recursos 
concedidos ao LABBES-DQ/UFSCar,à FAPESP pela bolsa de doutorado 
de ODL e ao CNPq pela bolsa de produtividade em pesquisa de OFF. 
Nota 
Originalmente, o artigo apresenta uma proposta experimental que aborda o 
conceito de hidrólise salina. 
 
 
 
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141 
16.4. CONSTANTE DE HIDRÓLISE 
 
Considerando o equilíbrio: 
 
 
 
A expressão da constante de equilíbrio pode ser escrita assim: 
 
 
 
A concentração da água, [H2O] é praticamente constante. Podemos 
associá-la a K´ e definir uma nova constante de equilíbrio, Kh: 
 
K´ . [H2O] = Kh 
 
Kh é denominada constante de hidrólise do íon: 
 
 
 
O valor de Kh depende da natureza do íon e da temperatura: 
 
Outros dois equilíbrios ocorrem na solução: 
 
16.5. ionização do ácido fraco 
 
 
A constante de ionização do ácido é dada pela expressão: 
 
 
 
16.6. AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA 
 
 
 
O produto iônico da água é dado por: 
 
 
 
 
Os três equilíbrios ocorrem ao mesmo tempo, na mesma solução, de tal 
forma que o íon OH–, que faz parte da hidrólise, por exemplo, é o mesmo 
da auto-ionização da água. 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
142 
Vamos multiplicar, na expressão do Kh, o numerador e o denominador pela 
concentração [H3O
+]: 
 
 
 
 
 
Desse modo, a constante de hidrólise para a reação de um ânion com a 
água é a relação entre o produto iônico da água e a constante de ionização 
do ácido fraco que se forma na reação. 
16.7. CÁLCULO DO PH DA SOLUÇÃO 
 
A partir da concentração do sal e o valor da constante de ionização do 
ácido, podemos calcular o pH do solução. 
 
Exemplo: 
 
Vamos calcular a constante de hidrólise, o grau de hidrólise e o pH de uma 
solução 1,0M de NaCN, tendo conhecimento de que a constante de 
ionização do ácido cianídrico é 4 x 10-10, a 25°C. 
 
 
a) Constante de hidrólise 
 
 
b) Grau de hidrólise 
 
Vamos analisar o equilíbrio: 
 
 
 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
143 
Visto que a constante de hidrólise é muito pequena, a quantidade 
em mols que hidrolisa (x) é suficientemente pequena, para que 
possamos fazer . 
 
Temos, então: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sumário 
 Hidrólise salina é reacção de ácido-base em que um dos reagentes é a água. 
É uma reacção ácido-base em que os iões de um sal dissolvido reage com água. A água pode reagir como base 
ou como ácido de acordo a natureza básica ou ácida do ião. 
Existem três tipos de hidrólise; de anião, de catião e de aniã-catião. 
As condições para que haja hidrólise são: sal de ácido fraco e base forte: ácido forte e base fraca. 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Sem realizar qualquer tipos de cálculos diga se as soluções a 
seguir mencionadas são ácidas, básicas ou neutras? 
a) KCl 
b) B) NH4NO4 
c) CHCOOK 
d) Ba(ClO4)2 
2. Explique porque razão a solução NH4Br é ácida e a solução de 
K2CO3 é básica? 
3. Calcule a [H3O+] e o PH de uima solução aquosa o,1M de 
CH3COONa a partir da constante de hidrólise. 
4. Calcular o grau de hidrolização do acetato de potássio 
numa solução a 0,1M e o pH assim obtido. 
 
 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
144 
UNIDADE 17 
TEMA: PRODUTOS DE SOLUBILIDADE 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, numa solução saturada de um electrólito forte 
pouco solúvel estabelece-se um equilíbrio entre o preciptado (fase 
sólida) do electrólito e os iões do electrólito na solução. O produto 
das actividades dos iões de um electrólito pouco solúvel existente 
na sua solução saturada (produto das solubilidade), égrandeza 
constante a uma determinada temperatura. 
Ao completar esta unidade você como estudante, será capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Escrever a expressão do produto de solubilidade de um 
electrólito; 
 Aplicar regras de cálculos do produto de de solubilidade; 
 Escrever as equações de dissociação dos sais ; 
 
17.1. SOLUBILIDADE DE UM 
ELECTRÓLITO (S) 
 É a quantidade de electrólito que se pode 
dissolver numa determinada quantidade de 
solvente a uma determinada temperatura. 
A dissolução é um fenómeno importante no qual 
uma ou mais substâncias, os solutos, se misturam 
de forma homogénea com uma outra substancia, o 
solvente. 
Embora também existam soluções sólidas, as 
soluções mais comuns envolvem um solvente 
líquido. Todos os dias dissolvemos substâncias em 
água, por exemplo, tal como o sal de cozinha ou o 
açúcar. 
Para cada conjunto de condições existe uma 
quantidade limite de uma dada substância que se 
consegue dissolver num determinado solvente, e 
que se designa por solubilidade dessa substância 
nesse solvente. 
Por exemplo, à temperatura de 25 C, conseguem-se 
dissolver cerca de 36 gramas de cloreto de sódio 
(o sal de cozinha) em 100 ml de água, sendo, 
UCM – CEDQuímica Geral Q0050 
145 
portanto de 36 g/100 ml a solubilidade do cloreto 
de sódio em água. Se se adicionar mais sólido à 
solução este não se irá dissolver, permanecendo o 
soluto dissolvido em equilíbrio com o respectivo 
sólido que está em contacto com a solução. 
Tendo em conta a quantidade de soluto dissolvido 
num determinado solvente e a solubilidade deste, 
as soluções podem apresentar-se: 
Insaturadas , quando a quantidade de soluto na 
solução é inferior à sua solubilidade 
Saturadas , se a quantidade de soluto em solução 
for igual à solubilidade desse soluto 
Sobressaturadas soluções em que a concentração 
de soluto em solução é superior à sua solubilidade 
Quando um soluto se dissolve num solvente, as 
moléculas do solvente formam estruturas em torno 
das moléculas de soluto, num processo designado 
por solvatação. 
No caso de substâncias iónicas que se dissolvem 
em solventes como a água, o processo de 
dissolução implica a separação dos 
respectivos iões constituintes, os quais irão ser 
solvatados pela água. Nestes casos, o equilíbrio 
que se estabelece entre o sólido e o composto 
dissolvido depende das concentrações em solução 
de todos os iões que constituem o sal. 
17.2. PRODUTO DE SOLUBILIDADE (KPS) 
Tomando um eletrólito qualquer, AaBb temos que a sua dissociação iônica 
é: 
AaBb <–> aA+b + bB-a 
“O produto de solubilidade é o produto das concentrações (em mol/L) 
dos íons existentes em uma solução saturada, estando cada concentração 
elevada ao coeficiente do íon na equação de dissociação iônica”. 
Ou seja, seguindo a equação de dissociação iônica acima temos que: 
Kps = [A+b]a . [B-a]b 
Os valores do kps são constantes para cada substancia, a uma determinada 
temperatura. Veremos alguns exemplos: 
http://www.e-escola.pt/topico.asp?hid=350
http://www.e-escola.pt/topico.asp?hid=350
http://www.e-escola.pt/topico.asp?hid=350
http://www.infoescola.com/quimica/ion/
UCM – CED Química Geral Q0050 
146 
Em soluções aquosas e a 25ºC, 
1 – CaF2 <–> Ca
+2 + 2F-, Kps = [Ca+2]. [F-]2 = 4,9 x 10-11 
2 – FeS <–> Fe+2 + S-2, Kps = [Fe+2] . [S-2] = 5 x 10-18 
 
Abaixo veremos uma tabela dos valores do Kps de algumas substâncias 
comuns: 
Nome Fórmula 
Produto de Solubilidade 
(Kps) 
Sulfato de Cálcio CaSO4 9 x 10
-6 
Hidróxido de Cálcio Ca(OH)2 4 x 10
-6 
Ortofosfato de 
Cálcio 
Ca3(PO4)2 2 x 10
-29 
Sulfato de Bário BaSO4 1 x 10
-10 
Hidróxido de 
Alumínio 
Al(OH)3 1 x 10
-33 
Sulfeto de Cádmio Cds 8 x 10-27 
É importante lembrar que: 
Os valores do Kps permanecem constantes somente em soluções saturadas 
de eletrólitos pouco solúveis. 
Se a dissociação iônica for endotérmica, e se aumentarmos a temperatura, 
este aumento acarretará em um aumento de solubilidade, portanto, o valor 
do Kps aumentará. Se a dissolução for exotérmica acontecerá o contrario 
do citado anteriormente. Podemos então concluir que a temperatura altera 
o valor do Kps. 
17.3. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 
Abordamos o conceito de solubilidade de um sal, e o produto de 
solubilidade, bem como os factores que afectam essa solubilidade. 
17.4. SOLUBILIDADE DE UM SAL E PRODUTO DE 
SOLUBILIDADE 
O equilíbrio de solubilidade é um exemplo de equilíbrio heterogéneo, que 
está relacionado com a dissolução e precipitação de substâncias pouco 
solúveis. 
Consideremos o equilíbrio de solubilidade do sal cloreto de prata, 
AgCl, representado pela seguinte equação química: 
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/bario/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/aluminio/
http://www.infoescola.com/quimica/reacoes-endotermicas/
http://www.infoescola.com/quimica/reacoes-exotermicas/
UCM – CED Química Geral Q0050 
147 
AgCl (s) ↔ Ag+ (aq) + Cl- (aq) 
O sentido directo traduz a dissolução do sal e o sentido inverso traduz a 
sua precipitação. 
A solubilidade de um sal, s, traduz a quantidade máxima de sal que se 
consegue dissolver num determinado volume de solução. Esta depende da 
temperatura e pode ser expressa em mol dm-3, solubilidade molar ou g dm-3 
A constante de equilíbrio do sistema considerado é dada por: 
Ks = [Ag+] [Cl-], em que Ks representa a constante de produto de 
solubilidade. 
Pela definição de solubilidade molar, [Ag+] = [Cl-] = s, pelo que Ks (AgCl) 
= s x s = s2. 
A relação entre a solubilidade e a constante de produto de solubilidade de 
um sal depende da estequiometria do mesmo. 
17.5 Equilíbrios de solubilidade dos sais fluoreto de chumbo (II), PbF2, 
e fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2: 
PbF2 (s) Pb2+ (aq) + 2 F- (aq) 
Ks = [Pb2+] [F-]2 = s x ( 2s )2 = 4s3 
Ca3(PO4)2 (s) 3 Ca2+ (aq) + 2 PO43- (aq) 
Ks = [Ca2+]3 [PO43-]2 = ( 3s )3 x ( 2s )2 = 108s5 
Quanto menos solúveis são os sais, menor a solubilidade, menores são os 
valores de produto de solubilidade. 
Para tomar conhecimento se um dado sistema atingiu ou não o equilíbrio 
de solubilidade, recorremos ao produto iónico, Q. Uma solução pode 
apresentar as seguintes relações quantitativas entre o produto iónico e a 
constante de produto de solubilidade: 
Q Ks – solução insaturada, significa que, para o mesmo volume de 
solução, e à mesma temperatura, se consegue dissolver mais soluto, sal. 
Q = Ks – solução saturada, significa que se atingiu o equilíbrio de 
solubilidade, em que, neste ponto, a velocidade com que o sal se 
transforma em iões é a mesma com que os iões se transformam em sal, isto 
é, precipitam. 
Q Ks – solução sobressaturada, significa que o sal precipitará até que 
se atinja o valor da constante de produto de solubilidade. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
148 
17.6. CONDIÇÃO DE PRECIPITAÇÃO 
Quando se misturam duas soluções podem, ou não, formarem-se 
precipitados. De forma a prever a formação, ou não, destes, recorre-se ao 
cálculo de um quociente, denominado Quociente de Reacção(Q) , que 
envolve o produto das concentrações dos iões envolvidos elevados aos 
respectivos coeficientes estequiométricos, de forma semelhante à que se 
utiliza para calcular o Produto de Solubilidade (note-se que o Produto de 
Solubilidade corresponde ao Quociente de Reacção quando a solução está 
saturada, ou seja quando as concentrações dos iões correspondem às suas 
concentrações de equilíbrio); compara-se o valor de Q com o do Kps. 
Assim, podem ocorrer três casos distintos: 
 Se Q<Kps a solução não está saturada, logo não haverá precipitação 
 Se Q=Kps a solução está saturada, não havendo precipitação 
 Se Q>Kps a solução está sobressaturada e há precipitação. 
Quando da determinação do valor de Q é preciso ter em conta que, ao 
juntar duas soluções, o volume disponível para cada electrólito se altera. 
Sendo assim é necessário calcular as novas concentrações dos iões 
intervenientes. Normalmente, para este cálculo, considera-se que os 
volumes são aditivos. 
Para que se inicie a precipitação de um sal é necessário que a solução 
atinja a saturação, isto é, Q = Ks. Para reconhecer a eventual formação de 
precipitado há que calcular as concentrações dos iões presentes no sistema 
e, a partir destas, determinar o produto iónico, Q. Se Q Ks ocorre a 
formação de precipitado. 
17.7. FACTORES QUE AFECTAM A SOLUBILIDADE DE UM SAL 
 Concentração das espécies iónicas 
 Temperatura 
A concentração das espécies iónicas pode ser alterada por efeito do ião 
comum, efeito da presença de um ácido e efeito da formação de iões 
complexos. 
17.8. EFEITO DO IÃO COMUM 
A solubilidade de um sal diminui por efeito do ião comum. 
Determinação da solubilidade, a 25 ºC, do cloreto de prata, AgCl, 
numa solução aquosa de cloreto de sódio,NaCl, 0,10 mol dm-3 
Atingido o equilíbrio [Ag+] = s, o catião prata é proveniente apenas do sal 
cloreto de prata. No entanto, para o mesmo volume, [Cl-] = 0,10 + s, 
http://www.e-escola.pt/topico.asp?hid=350
http://www.e-escola.pt/topico.asp?hid=350
UCM – CED Química Geral Q0050 
149 
porque existe anião cloreto na solução, proveniente do sal cloreto de prata 
e do sal cloreto de sódio. Assim: 
Ks = [Ag+] [Cl-] Ks = s [Cl-] s = Ks / [Cl-], pelo que se pode concluir 
que quanto maior for a concentração do ião comum, neste caso o anião 
cloreto, menor é a solubilidade do sal, uma vez que Ks é constante, pois só 
varia com a temperatura. 
17.9. EFEITO DA PRESENÇA DE UM ÁCIDO 
Sempre que diminua a concentração de um ou dos dois iões provenientes 
do sal, o equilíbrio de solubilidade desloca-se no sentido da dissolução do 
sal, aumentando assim a sua solubilidade. Um dos processos de diminuir a 
concentração dos iões consiste em adicionar à solução um outro reagente 
que reaja com o ião em questão. 
 Assim, para o caso do fluoreto de magnésio, MgF2, sal básico, a adição 
de um ácido, equação (2), provoca a diminuição da concentração de ião 
fluoreto, fazendo com que o equilíbrio de solubilidade do sal, equação (1), 
se desloque no sentido directo, aumentando assim a solubilidade. 
MgF2 (s) ↔ Mg2+ (aq) + 2 F- (aq) (1) 
F- (aq) + H3O+ (aq) ↔ HF (aq) + H2O (l) (2) 
17.10. EFEITO DA FORMAÇÃO DE IÕES COMPLEXOS 
A solubilidade dos sais aumenta sempre que à solução saturada se adiciona 
um reagente que reaja com um dos iões. Neste caso particular, o reagente 
adicionado vai originar com um dos iões um complexo solúvel e estável, 
diminuindo assim a concentração do referido ião. 
Solubilização de um precipitado de cloreto de prata, AgCl, por adição 
de uma solução aquosa de amoníaco, NH3 
As equações químicas que traduzem as reacções são as seguintes: 
AgCl (s) ↔Ag+ (aq) + Cl- (aq) 
Ag+ (aq) + 2 NH3 (aq) ↔ [Ag(NH3)2]+ (aq) 
Ao ocorrer a formação do ião complexo estável, ião diaminoprata, a 
reacção é muito extensa, existe uma diminuição da concentração do catião 
prata, pelo que a primeira reacção se vai deslocar no sentido directo, para 
contrariar a perturbação introduzida ao sistema, inicialmente em equilíbrio, 
provocando, assim, um aumento da solubilidade do cloreto de prata. 
17.11. EFEITO DO ÍÃO COMUM 
UCM – CED Química Geral Q0050 
150 
 A concentração de um dado íon em uma reação iônica pode ser aumentada 
pela adição de um composto que produza aquele íon por dissociação. 
primeiro caso - se a concentração total do íon comum for apenas um 
pouco maior da que a proveniente apenas do composto original o efeito 
será pequeno 
segundo caso - se a concentração do íon comum for muito aumentada (ex. 
pela adição de um sal completamente dissociado) o efeito será muito 
grande. 
A equação abaixo é estritamente aplicável somente para soluções 
altamente diluídas:: 
Kps = aA+.aB- 
aA+e aB- são as atividades dos íons que é dada por a = fa.C onde fa é o 
coeficiente de atividade e C é a concentração 
 
para soluções aquosas altamente diluídas fa =1 e a=C 
logo Kps=CA+.CB- 
 
 17.12. SEPARAÇÕES QUANTITATIVAS 
 Precipitação fracionada - Quando os produtos de solubilidade de 
dois sais pouco solúveis, tendo um íon comum, diferem 
suficientemente, um sal precipitará quase completamente antes que 
o outro comece a se separar. 
 
 Consideramos, até aqui, o princípio do produto de solubilidade 
relacionado com a precipitação de um sal pouco solúvel. 
Estenderemos agora os nossos estudos ao caso em que se podem 
formar dois sais solúveis. Para simplificar, estudaremos a situação 
que se apresenta quando um agente precipitante‚ adicionado a uma 
solução contendo dois ânions que, ambos, formem sais pouco 
solúveis com o mesmo cátion. 
Ex: quando uma solução de nitrato de prata ‚ adicionada a uma solução que 
contenha íons cloreto e iodeto. As questões que se apresentam são: 
(a) qual dos dois sais precipitará primeiramente; 
(b)estará o primeiro sal completamente precipitado antes que o segundo 
comece a reagir com o reagente? 
Os produtos de solubilidade do cloreto e do iodeto de prata são, 
respectivamente, 1,2 x10-10 e 1,7 x 10-16 ; 
AgCl Ag+ + Cl- KpsAgCl = 
[Ag+] x [Cl-] = 1,2 x10-10 
[Ag+] [Cl-] = KpsAgCl (1) 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
151 
AgI Ag+ + I- KpsAgI = [Ag
+] x [I-] 
= 1,7 x10-16 
[Ag+][I-] = KpsAgI (2) 
 
É evidente que o iodeto de prata, sendo menos solúvel, 
precipitará primeiramente, porque o seu produto de solubilidade 
será excedido em primeiro lugar. O cloreto de prata precipitará quando a 
concentração do íon Ag+ exceder o valor da razão 
KpsAgCl = 1,2 x 10
-10 quando os dois 
sais precipitarão simultaneamente. 
[Cl-] [Cl-] 
Quando o cloreto de prata começar a precipitar, os íons prata estarão em 
equilíbrio com ambos os sais, e as equações (1) e (2) estarão 
simultaneamente satisfeitas, combinando (1) com (2) teremos 
 [Ag+] = KpsAgCl = KpsAgI (3) 
 [Cl-] [I-] 
[Ag+] = _[I-] = KpsAgI = 1,7 x10
-16 
= 1,42 x 10-6 (4) 
 [Cl-] KpsAgCl 1,2 x10
-10 
Portanto, quando a concentração do íon iodeto é cerca de um milionésimo 
da concentração do íon cloreto, o cloreto de prata precipita. Se a 
concentração inicial de ambos os íons, cloreto e iodeto, for 0,1 M, o cloreto 
de prata precipitará quando 
[I-] = 0,1 x 1,4 x 10-6 = 1,4 x 10- 7 M ; 
sendo o peso molecular do iodo = 126,90 e a molaridade M= m(g) 
 PMxV(L) 
 M x PM = g.L-1 substituindo os 
valores 
 
1,4x10-7 x 126,90 = 1,8 x 10- 5 g L-1. 
Portanto, é teoricamente possível obter-se uma separação quase completa. 
A separação será possível, na prática, se for possível detectar o ponto em 
que a precipitação de iodeto está quase completa. Isto pode ser feito por 
dois modos: 
(a) pelo uso de um indicador de adsorção 
(b) (b) pelo método potenciométrico com um eletrodo de prata. 
 
Para uma mistura de brometo e iodeto, 
[I-] = KpsAgI = 1,7 x 10
-16 = 
__1____ 
UCM – CED Química Geral Q0050 
152 
 KpsAgBr 3,5 x 10
-13 2,0 x 
103 
A precipitação do brometo de prata ocorrerá quando a concentração do íon 
brometo em solução for de 2,0x103 vezes a do iodeto. Nessas condições, a 
separação do brometo será quase tão completa quanto o é no caso de 
cloreto e iodeto e poderá ser efetuada com uma exatidão aceitável, com o 
auxílio de indicadores de adsorção. 
Sumário 
Quando um sólido se dissolve se dissolve em água os seus iões passam a existir na forma de solução, sendoa 
dissociação acompanhada de reacção de dissociação da substância. No entanto, nem todas as substâncias se 
dissolvem com facilidade. Dai, existirem soluções não saturada, as que podem dissover mais soluto; solução 
dsaturada, a aquela que se encontra dissolvida a quantidade máxima de soluto e solução super-saturada, a 
quela a que já dissolveu a quantidade máxima de do soluto. 
 
 
 
Exercicios 
 
1. A solubilidade de CaCO3 a 35º c é igual a 6,9.10-5 mol/l. Calcular a o 
produto de solubilidade deste sal. 
2. O produto de solubilidade de oxalato de cálcio, CaC2O4, é igual a 
2.10-9. Determinara solubilidade deste sal numa solução de oxalato de 
amónio a 0,1M. 
 3. Haverá preciptação de BaF2 ao juntar 0,2 litros a 0,5m de Ba(NO3)2 
e 0,8 litros a 0,02M de fluoreto de sódio? 
4. Ao misturar 50ml de solução de HCl a 0,001M em 450 ml de solução 
de agNO3 0,0001M. Heverá formação de preciptado? 
5. Qual é a solubilidade de carbonato de cálcio numa solução de 
carbonato de sódio a 0,5M, sabendo que o produto d esolubilidade de 
carbonato de cálcio é de 8,7.10 -9 M2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIDADE 18 
 
TEMA: REACÇÕES REDOX 
Introdução 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
153 
Salienta-se que as reacções ácido-base formam uma grande classes de processos 
químicos que apresentam em comum a transferência de protões. Há um outro 
grupo de reacções, igualmente grande e importante, nas quais ocorre a 
transferência de electrões, de um modo evidente ou subtil, obviamente estas 
reacções, são as chamadas reacções de oxidação-redução. 
 
 
Objectivos 
 
 Reconhecer as reacções de oxidação-redução ; 
 Determinar número de oxidação; 
 Acertar reacçõesc redox. 
 
18.1 REACÇÕES REDOX 
São reacções de redução-oxidação, são as reacções que ocorrem com 
transferência de elétrões. Esta transferência se produz entre um conjunto de 
espécies químicas, um oxidante e um redutor (uma forma reduzida e uma 
forma oxidada respectivamente). 
Para que exista uma reação redox, no sistema deve haver uma espécie que 
ceda elétrões e outra espécie que as aceite. 
18.2. OXIDANTE 
É aquela espécie química que tende a ceder elétrons do meio, ficando com 
uma carga positiva maior a que tinha. 
18.3. REDUTOR 
É a espécie que tende a captar esses elétrons, ficando com carga positiva 
menor a que tinha. 
Quando uma espécie química redutora cede elétrons ao meio se converte 
em uma espécie oxidada, e a relação que guarda com seu precursor fica 
estabelecida mediante o que se chama um par redox. Analogamente, se diz 
que quando uma espécie capta elétrons do meio se converte em uma 
espécie reduzida, e igualmente forma um par redox com seu precursor 
reduzido. 
18.4. PRINCÍPIO DE ELETRONEUTRALIDADE 
Dentro de uma reação global redox, se dá uma série de reações particulares 
às quais são chamadas semi-reacções ou reacções parciais. 
2 Na+ + 2 Cl– → 2 Nao + Cl2
o 
ou mais comumente, 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
http://pt.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Redu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxida%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxidante
http://pt.wikipedia.org/wiki/Agente_redutor
http://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloro
UCM – CED Química Geral Q0050 
154 
2 NaCl → 2 Nao + Cl2o 
A tendência a reduzir ou oxidar a outras espécies se quantifica pelo 
potencial de redução, também chamado potencial redox. 
Uma titulação redox, é uma na qual um indicador químico indica a 
alteração câmbio na percentagem da reacção redox mediante a virada de 
cor entre o oxidante e o redutor. 
Em biologia molecular, os processos redox têm uma grande importância, já 
que estão involucrados na cadeia de reações químicas da fotossíntese e da 
respiração (a nível molecular), dois processos fundamentais para a vida dos 
organismos superiores. 
Na indústria, os processos redox também são muito importantes, tanto por 
seu uso produtivo (por exemplo a redução de minerais para a obtenção do 
alumínio ou do ferro) como por seu prevenção (por exemplo na corrosão). 
A reação inversa da reação redox (que produz energia) é a eletrólise, na 
qual se aporta energia para dissociar elementos de suas moléculas. 
18.5. NÚMERO DE OXIDAÇÃO 
 
Número de Oxidação (N.OX) de um elemento químico é a carga que ele 
recebe em uma reação química. Por exemplo, no H2SO4 
o H ficará com carga +1 (cada átomo de hidrogênio), o S (enxofre) com 
+6, e o O com uma carga de -2 (cada átomo de oxigênio). 
 
18.5.1. REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DE NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO 
Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula, devemos 
seguir algumas regras: 
1 – Todos os metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata (Ag) terão nox +1 
2 – Metais alcalinos terrosos, zinco (Zn) -> nox +2 
3 – Alumínio (Al) -> nox +3 
4 – Oxigênio (em qualquer parte da molécula) -> nox -2 
5 – calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da 
fórmula!) -> nox -2 
6 – halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) 
-> nox -1 
7 – Íons compostos -> nox igual a carga do íon (por exemplo, PO4
-3 terá 
NOX -3) 
8 – Soma de todos os NOX de uma molécula sempre será ZERO. 
9 – Soma do NOX em íon sempre será a própria carga do íon. 
10 – Elementos isolados e substâncias simples -> nox ZERO. 
Exemplos 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Potencial_de_redu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Biologia_molecular
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fotoss%C3%ADntese
http://pt.wikipedia.org/wiki/Respira%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ind%C3%BAstria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Alum%C3%ADnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corros%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Energia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletr%C3%B3lise
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula
http://www.infoescola.com/quimica/numero-de-oxidacao-nox/
http://www.infoescola.com/quimica/atomo/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/hidrogenio/
http://www.infoescola.com/quimica/molecula/
http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalinos/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/prata/
http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalino-terrosos/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/aluminio/
http://www.infoescola.com/quimica/halogenios/
http://www.infoescola.com/quimica/ion/
UCM – CED Química Geral Q0050 
155 
HCl 
Hidrogenio se enquadra na regra 1 -> nox +1 
O cloro se enquadra na regra 6 -> nox -1 
1 – 1 = 0 (regra 8) 
HClO 
Hidrogênio -> nox +1 
Cl -> não há regra que se aplica 
Oxigênio -> nox -2 
nox H + nox Cl + nox O = 0 , logo 1 + x + (-2) = 0, logo o NOX do Cloro 
será +1 
OBSERVAÇÃO: um átomo que não se encaixe as regras (como o Cloro), 
não precisa ter o mesmo NOX em todas as moléculas. Acima notamos que 
no HCl, ele tem NOX = -1 , e no HClO, tem nox +1 
CaCO3 
Neste caso, precisamos multiplicar o nox, das regras, pelo numero de 
átomos do elemento na molécula. 
NOX oxigênio = -2 . 3 (porque são 3 átomos de oxigênio!) 
NOX Ca = alcalino terroso = +2 
Para descobrir o NOX do Carbono: 
(-2 . 3) + 2 + X = 0 
-6 + 2 + X = 0 
Logo o NOX do carbono será +4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18.5.2. ACERTO DE REAÇÕES REDOX. EQUAÇÕES IÓNICAS 
 
10.5.2.1. REGRAS 
 Escrever os reagentes e produtos 
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/cloro/
UCM – CED Química Geral Q0050 
156 
 Acertar as partículas (redutor e oxidante) por uma análise de 
variação de número de oxidação. O número de electrões cedidos 
pelo redutor deve ser igual ao número de electrões captados pelo 
oxidante. 
 Adertar a carga total por adicionar H+ se o meio for ácido oiu OH- 
se o meio for básico 
 H+ e OH-, se o meio for neutro e água no outro membro da 
equação 
 Acertar os átomos de oxigénio e hidrogénio ou por outra, 
 Quando o meio for ácido adiciona-se iões H+ no membro ponde há 
maoior número de O2e H2O no outro. 
 Quando o meio for básico, adicuiona-se iões OH- no membro onde 
há menor número de oxigénio e água no outro membro. 
Exemplo1 : O ião permanganato oxida o ião Ferro (II) em meio ácido. Os 
produtos da reacção são os iões Mn2+ e Fe3+. Acerte este processo redox. 
Resolução: n.ox +7 +2 +2 +3 
Equação da Reacção: MnO4 
- + Fe2+ → Mn 2+ + Fe 3+ 
 Oxidação: Fe2+ → Fe 3+ + 1 e- . 5 
 Redução: MnO4 
- + 5e-→ Mn 2+ . = > 
 5 Fe2+ → Fe 3+ + 5 e- 
 8H++ MnO4 
- + 5e-→ Mn 2+ +4H2O 
 
 -------------------------------------------------------------------------------------- 
 5 Fe2+ + MnO4 
- +8H+ → Mn 2+ + 5 Fe3+ 4H2O, equação total 
acertada 
2. O bromo écapaz de oxidar iões nitritos (NO2
-) até iões nitratos (NO3
-) 
em básico. Acerte a equação. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
157 
3. O ião dicromato, Cr2O7 
2-, reage em meio ácido com o catião estanho 
(Sn2+), segundo o esquema: Cr2O7 
2- + Sn2+ → Cr3+ + Sn4+. 
 
18.5.3. ACERTO DE REAÇÕES REDOX. EQUAÇÕES 
MOLECULARES 
1. Acerte a seguinte equação molecular: 
a) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4→ Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2 SO4 + H2O 
Resolução; 
Semi-equações. 
Oxidação: Fe2+ → Fe 3+ + 1 e- .5 
Redução: MnO4 
- + 5e-→ Mn 2+.1 
 --------------------------------------------- 
 5 Fe2+ → 5Fe 3+ + 5 e- 
 8H++ MnO4 
- + 5e-→ Mn 2+ +4H2O 
----------------------------------------------------------------- 
MnO4 
- +5 Fe2+ + 8H+ → Mn 2+ + 5Fe 3+ 4H2O 
Equação total acertada: 2KMnO4 
 +10 FeSO4+ 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 
2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O. 
 
Sumário 
Numa reacção redox a espécie química que capta electrões, sofre redução e torna automaticamente agente 
oxidante. 
Numa reacção redox a espécie química que cede electrões, sofre oxidação e torna automaticamente agente 
redutor. 
A oxidação e a redução decorrem espontaneamente. 
 
 
UCM – CED Química Geral Q0050 
158 
 
 
Exercicios 
 
1. Acerte as seguintes equações das reacções redox 
 a) HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O. 
b) KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O 
c) MnO4 - + SO3 
2- →Mn 2+ + SO4 2- (meio ácido) 
d) CrO2
- + ClO- → CrO4 
2- + Cl- ( meio básico) 
e) Redução do ião ouro (III) (Au3+)em solução aquosa pelo metal 
Zinco. 
f) Oxidação do metal magnésio pelo por oxigénio. 
 
UNIDADE 19 
 
TEMA: ELECTROQUIMICA 
Introdução 
 
Se levar a cabo uma reacção de oxidação-redução de forma a que os processos 
de oxidação e de redução se encontrem separados no espaço, e se criar a 
possibilidade de transderir os electrões do agente redutor para o oxidante 
através de um condutor (rede exterior), neste caso, nesta rede exterior, surgirá 
uma corente orientada de electrões, isto é, corrente eléctrica. Além disso a 
energia da reacção de oxidação-redução, transforma-se em energia eléctrica. Os 
aparelhos em que decorrem transformações deste tipo tem o nome de fontes 
químicas de energia eléctrica ou elementos galvânicos (Pilhas). 
 
 
Objectivos 
 
 Explicar o sentido dos electrões na rede exterior . 
 Calcular a F.E.M ou ddp. 
 Montar pilhas galvânicas com base nos respectivos 
potenciais electródicos. 
19. ELETROQUÍMICA 
 
Os químicos ingleses John Daniell e Michael Faraday, ambos são 
creditados como os fundadores da eletroquímica actual. 
A Eletroquímica é um ramo da química que estuda reações químicas que 
ocorrem em uma solução envolvendo um condutor (um metal ou um 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Michael_Faraday
http://pt.wikipedia.org/wiki/Qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Condutor
http://pt.wikipedia.org/wiki/Metal
UCM – CED Química Geral Q0050 
159 
semicondutor) e um condutor iônico (o eletrólito), envolvendo trocas de 
elétrons entre o eléctrodo e o eletrólito. 
Este campo científico abrange todos os processos químicos que envolvam 
transferência de elétrons entre substâncias, logo, a transformação de 
energia química em energia elétrica. Quando tal processo ocorre, 
produzindo transferência de elétrons, produzindo espontaneamente 
corrente elétrica quando ligado a um circuito eléctrico, ou produzindo 
diferença de potencial entre dois polos, é chamado de pilha ou bateria (que 
muitas vezes é formada de diversas células). Quando tal processo é 
proporcionado, induzido, pela ação de uma corrente elétrica de uma fonte 
externa, este processo é denominado de eletrólise. 
 
19.1.HISTÓRIA 
A primeira pilha eletroquímica foi criada em 1800, por Alessandro Volta, 
que utilizou discos (chamados de eletrodos) alternados de cobre e zinco, 
separadas por algodão embebido em solução salina. O nome "pilha" advém 
da sobreposição dos diversos discos de metal e algodão. 
John Frederic Daniell, em 1836, construiu uma pilha com, eletrodos de 
cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma célula individual, 
possuindo um tubo, chamado de "ponte salina", que ligava as duas cubas, 
aumentando sua eficiência. Este tipo de dispositivo passou a ser chamado 
de pilha de Daniell. 
19.2.DESCRIÇÃO 
Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados 
pelo número de elétrons que têm. O número de oxidação de um íon é o 
número de elétrons que este aceitou ou doou quando comparado com seu 
estado neutro (que é definido como tendo número de oxidação igual a 
zero). Se um átomo ou íon doa elétrons em uma reacção, seu número de 
oxidação aumenta, se aceita um elétron seu número diminui.A perda de 
elétrons de uma substância é chamada oxidação, e o ganho é conhecido 
como redução. 
Uma reação na qual ocorrem oxidação e redução é chamada de reação 
redox. 
Para uma reação ser considerada eletroquímica, deve envolver passagem 
de corrente elétrica em uma distância finita maior que a distância 
interatômica. 
Uma reacção eletroquímica é uma reação redox que ocorre com a 
simultânea passagem de corrente entre dois elétrodos. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Semicondutor
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletr%C3%B3lito
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletrodo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Circuito_el%C3%A9trico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Diferen%C3%A7a_de_potencial
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha
http://pt.wikipedia.org/wiki/Bateria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletr%C3%B3lise
http://pt.wikipedia.org/wiki/Alessandro_Volta
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cobre
http://pt.wikipedia.org/wiki/Zinco
http://pt.wikipedia.org/wiki/Algod%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Salina
http://pt.wikipedia.org/wiki/John_Frederic_Daniell
http://pt.wikipedia.org/wiki/Efici%C3%AAncia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha_de_Daniell
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Don
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxida%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Redox
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Reac%C3%A7%C3%A3o_de_oxirredu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletrodo
UCM – CED Química Geral Q0050 
160 
A corrente que circula no meio reacional pode ter duas origens: 
 No próprio meio, quando então tem-se uma pilha eletroquímica. 
 Geradapor uma fonte elétrica externa, quando então tem-se uma 
célula eletrolítica 
Em ambos os casos, tem-se sempre dois elétrodos: 
 Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os ânions ou, 
alternativamente, onde se formam cátions. Nesse elétrodo sempre 
ocorre corrosão, com conseqüente perda de massa, e sempre ocorre 
oxidação dos ânions ou, alternativamente a formação dos cátions a 
partir do metal do elétrodo (quando então tem-se também uma 
oxidação). 
 Cátodo: elétrodo para onde se dirigem os cátions. Nesse elétrodo 
ocorre sempre depósito, e também redução dos cátions. 
No estudo das células eletroquímicas (pilhas ou células eletrolíticas) 
mediante a termodinâmica, faz-se uso de uma abordagem de equilíbrio - a 
corrente que passa pela célula é infinitesimal, a reação ocorre mediante 
pequenas passagens de carga pelos elétrodos (pela lei da conservação da 
carga a carga que entra por um elétrodo é a mesma que sai pelo outro). 
Nesse caso, a célula se caracteriza por uma força eletromotriz ou f.e.m. (ε). 
Na prática pode-se dizer que consiste numa diferença de potencial em 
circuito aberto. Essa diferença de potencial é função de factores tais como 
concentração dos reagentes, solvente, temperatura e, em muitíssima menor 
contribuição, a pressão. 
No meio reacional, os íons tem geralmente diferentes "velocidades", que 
normalmente são baixas, devido a viscosidade que eles têm de vencer. Para 
se medir tais "velocidades", define-se a mobilidade de um íon. A 
mobilidade iônica (u) de um íon consiste na sua velocidade na direção do 
campo elétrico de intensidade unitária, e tem unidades m s-1/V m-1 ou, 
simplesmente m2 s-1 V-1. 
Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a cinética toma outras 
feições, já que então depende de fenômenos de superfície, o que 
forçosamente envolve a noção de energia superficial. 
De qualquer modo, os íons movimentam-se e sofrem oxirredução sempre 
envoltos em algumas camadas de solvente, ou seja, estão sempre 
solvatados. 
Essa é a razão principal pelo qual os íons se movimentam com dificuldade. 
A solvatação é determinada, em grande parte, por dois fatores: a carga do 
íon e seu raio. Como o jogo de interações múltiplas entre os íons é muito 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha
http://pt.wikipedia.org/wiki/Gerador_el%C3%A9trico
http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A9lula_eletrol%C3%ADtica
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%82nion
http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A1tion
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corros%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A9lula_electroqu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A2mica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_da_conserva%C3%A7%C3%A3o_da_carga
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_da_conserva%C3%A7%C3%A3o_da_carga
http://pt.wikipedia.org/wiki/For%C3%A7a_eletromotriz
http://pt.wikipedia.org/wiki/Concentra%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Reagente
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solvente
http://pt.wikipedia.org/wiki/Temperatura
http://pt.wikipedia.org/wiki/Press%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Don
http://pt.wikipedia.org/wiki/Viscosidade
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Mobilidade_%28qu%C3%ADmica%29&action=edit&redlink=1
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Cin%C3%A9tica_%28qu%C3%ADmica%29&action=edit&redlink=1
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxirredu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solvata%C3%A7%C3%A3o
UCM – CED Química Geral Q0050 
161 
complexo, faz-se uso de simplificações, principalmente quando se 
admitem grandes diluições. 
De outro modo, a noção de concentração não é inteiramente útil, no 
sentido de que não mede diretamente o que acontece. Como sofrem 
múltiplas interações, elas se somam de forma complexa, em grandes 
concentrações. Então é mais conveniente usar o conceito de atividade. 
No caso de uma célula eletroquímica, em função da complexidade dessas 
interações, não segue necessariamente a lei de Ohm. Ou seja, a corrente 
elétrica não é proporcional à tensão elétrica aplicada à célula. 
Uma pilha útil é aquela na qual o potencial gerado tem alguma vantagem 
sobre o custo da pilha. Para obter-se um bom potencial, é necessário que a 
diferença entre os potências do ânodo e do cátion seja grande: o agente 
redutor deve ter potencial negativo e o oxidante deve ter potencial positivo. 
19.3. MECANISMOS 
Para entender-se os processos químicos envolvidos, estabeleceremos as 
reações químicas da pilha de Volta e de Daniell. 
Sendo catodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo onde ocorre a 
redução, ocorre ganho de elétrons. O anodo sendo o eletrodo negativo, é o 
eletrodo onde ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons. 
As semi-equações das reações que ocorrem: 
Cu2+ + 2e- → Cu(s) 
o íon cobre (Cu2+) da solução é reduzido pelos dois elétrons, por 2 e-, que 
são providos pela corrente elétrica. 
Zn(s) → Zn
2+ + 2 e- 
o zinco metálico é oxidado, formando íon zinco (Zn2+) e há a liberação de 
dois elétrons, 2 e-. Estes elétrons liberados serão os responsáveis pela 
geração da corrente elétrica do sistema (no caso, a pilha). 
Cu2+ + 2 e- → Cu0 
Zn0 → Zn2+ + 2 e- 
_____________________ 
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu 
Com o prosseguimento da reação, ocorrerá formação de cobre metálico, 
que se deposita no eletrodo de cobre, em sua superfície, enquanto o 
eletrodo de zinco é corroído, pois o zinco estará se transformando em íons 
que passarão para a solução de sulfato de zinco. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Atividade_%28qu%C3%ADmica%29
http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A9lula_eletroqu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Ohm
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Tens%C3%A3o_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_zinco
UCM – CED Química Geral Q0050 
162 
A pilha de Daniell pode ser escrita por: 
Zn0 + Cu2+(aq) → Zn
2+
(aq) + Cu
0 
ou, de uma forma mais esquemática, que pode ser adaptada à diversas 
pilhas, com diversos eletrodos metálicos: 
Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu 
onde, || representa a ponte salina 
 
19.4. CÉLULA ELECTROQUÍMICA 
 
Célula eletroquímica 
Uma célula eletroquímica é um dispositivo usado para criar uma força 
electromotriz num condutor que separa duas reações. A corrente é 
provocada por reações que libertam e aceitam electrões nas extremidades 
do condutor. O exemplo mais comum de célula eletroquímica é uma 
simples pilha de 1,5 volts. 
19.5. PILHA DE DANIELL (PILHA ELETROQUÍMICA) 
 As primeiras aplicações importantes da eletricidade provieram do 
aperfeiçoamento das pilhas voltaicas originais pelo cientista e professor 
inglês John Daniell, em 1836. 
Pilhas eletroquímicas são sistemas que produzem corrente contínua e 
baseiam-se nas diferentes tendências para ceder e receber elétrons das 
espécies químicas. 
A pilha de Daniell é constituída de uma placa de Zinco (Zn) em uma 
solução de ZnSO4 e uma placa de Cobre (Cu) em uma solução de CuSO4. 
As duas soluções são ligadas por uma ponte salina, ou por uma parede 
porosa. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/For%C3%A7a_electromotriz
http://pt.wikipedia.org/wiki/For%C3%A7a_electromotriz
http://pt.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B5es
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha
http://www.infoescola.com/fisica/corrente-continua/
http://www.infoescola.com/quimica/especie-quimica/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/cobre/
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Battery2.png
UCM – CED Química Geral Q0050 
163 
 
 
19.5.1. SENTIDO DOS ELÉTRONS 
Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de 
menor potencial de oxidação. No casoda pilha de Daniell os elétrons vão 
do zinco para o cobre. 
19.5.2. PÓLOS DA PILHA 
Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu. 
Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn. 
19.5.2. 1.CÁTODO E ÂNODO 
Cátado – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde ocorre 
redução. 
Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde ocorre oxidação. 
19.5.2.2.VARIAÇÃO DE MASSA NAS PLACAS 
Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn. 
Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu. 
19.5.2.3.EQUAÇÃO GLOBAL DA PILHA 
Zn(s) + Cu(aq)
+2 → Zn(aq)
+2 + Cu 
A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação: 
http://www.infoescola.com/quimica/oxidacao/
http://www.infoescola.com/quimica/equacao-global-da-reacao/
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164 
Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu° 
Ânodo – Ponte Salina ( // ) – Cátodo 
19.5.2.4.PONTE SALINA 
A parede porosa (de porcelana, por exemplo) tem por função manter 
constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o 
funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em 
direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. 
Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem 
o circuito interno da pilha. 
19.6. OUTRO EXEMPLO DE PILHA DE DANIELL 
 
 
19.6.1. DIAGRAMA DE UMA PILHA DE DANIELL. EXEMPLO 2. 
A pilha de Daniell (também chamada de célula de Daniell) é uma pilha 
constituída de eletrodos de cobre e zinco interligados e respectivamente 
imersos em solução de Cu²+ e Zn²+. Foi inventada pelo britânico John 
Frederic Daniell. 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://www.infoescola.com/quimica/ion/
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletrodo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cobre
http://pt.wikipedia.org/wiki/Zinco
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Reino_Unido
http://pt.wikipedia.org/wiki/John_Frederic_Daniell
http://pt.wikipedia.org/wiki/John_Frederic_Daniell
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Daniell%C5%AFv_%C4%8Dl%C3%A1nek_001.png
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Daniell%C5%AFv_%C4%8Dl%C3%A1nek_001.png
UCM – CED Química Geral Q0050 
165 
19.7. EQUAÇÃO DE NERNST 
 
 
A Equação de Nernst, desenvolvida pelo químico e físico alemão Walther 
Hermann Nernst, é a relação quantitativa que permite calcular a força 
eletromotriz de uma pilha, para concentrações de íons diferentes de uma 
unidade. Também usado para cálculos em titulação de oxidação-redução. 
A variação de energia livre, ΔG, de qualquer reação e variação de energia 
livre padrão, ΔG°, estão relacionadas por meio da seguinte reação: 
 
 
 
Onde Q é a expressão da lei de ação das massas da reação. Para uma 
reação de oxido-redução, temos que: 
 
e 
 
 
Assim, para uma reação redox, temos: 
− nFE = − nFE0 + RTlnQ 
UCM – CED Química Geral Q0050 
166 
ou 
 
 
Sendo: 
R = 8,315 J K-1 mol-1; 
T = 298,2 K (25°C); 
F = 96485 C mol-1 
 
Substituindo na equação acima os valores de R, T e P, tem-se: 
 
De forma alternativa, esta equação pode ser escrita em termos de logarítmo 
decimal: 
 
Nessa equação, o significado de seus componentes é o seguinte: Eº 
é a força eletromotriz ou potencial normal da pilha correspondente 
(que se obtém a partir dos potenciais normais dos eletrodos); R é a 
constante universal dos gases; T é a temperatura em escala 
absoluta; F é a carga elétrica de um mol de elétrons; n é o número 
de elétrons transferidos; Q é o quociente de reação. Esse quociente 
é o produto das concentrações das espécies ativas do segundo 
membro da reação de oxi-redução, elevadas a seus respectivos 
coeficientes estequiométricos (coeficientes que precedem as 
fórmulas na equação química equilibrada), e seu denominador é o 
produto análogo das concentrações dos reagentes. 
19.8. POTENCIAIS-PADRÃO E CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 
Quando um sistema atinge o equilíbrio, a energia livre dos produtos é igual 
à energia livre dos reagentes, ou seja, ΔG = 0. Quando este sistema 
pertence a uma célula galvânica, a célula não produz tensão, ou seja, "E" 
da célula é zero, pois não existe reação ocorrendo em nenhum dos 
sentidos. 
No equilíbrio, a expressão Q da lei de ação das massas passa a ser igual a 
K. Sendo assim, nestas condições, a equação de Nernst passa a ser escrita 
como: 
UCM – CED Química Geral Q0050 
167 
 
ou 
 
Que a 25°C, fica: 
 
ou 
 
 
Em qualquer uma destas formas, torna-se possível calcular E0 a partir de 
K, ou vice versa. 
Exemplo 1 
Vamos analisar a pilha de Daniell, a 25 oC. Temos que a reação global é: 
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) ; ΔE° = 1,1 V 
Utilizando a equação de Nernst, temos: 
 
Podemos fazer as seguintes observações: 
Obs. 1: se a concentração de Zn2+ e de Cu2+ forem iguais a 1M, temos: 
 
o que torna a ddp igual a 1,1V (ddp padrão) 
UCM – CED Química Geral Q0050 
168 
Obs. 2: conforme a pilha é descarregada, temos que [Zn2+] aumenta e que 
[Cu2+] diminui, fazendo [Zn2+]/[Cu2+] aumentar. Assim, temos que a ddp 
da pilha tende a diminuir. Podemos notar no gráfico abaixo como a ddp de 
uma pilha de Daniell, com concentração inicial dos íons 1M varia 
enquanto a pilha se descarrega. 
 
A carga decresce assintoticamente enquanto [Cu2+] diminui e [Zn2+] 
aumenta. Quando ΔE é zero, temos que a reação atinge o estado de 
equilíbrio. Não teremos mais corrente pelo circuito externo e a pilha está 
descarregada. Poderíamos iniciar a reação com quaisquer concentrações. 
Por exemplo, utilizemos [Zn2+] = 1M e [Cu2+] = 0,1M. 
Temos que: 
 
Exemplo 2 
UCM – CED Química Geral Q0050 
169 
Agora calcularemos a ddp do exemplo abaixo, utilizando a equação de 
Nernst. 
Zn(s) | Zn2+ (0,024 M) || Zn2+ (2,4 M) | Zn(s) 
Cátodo: Zn2+ (2,4 M) + 2 e- ® Zn 
Ânodo: Zn Zn2+ (0,024 M) + 2 e- 
Reação Global: Zn2+ (2,4 M) Zn2+ (0,024 M), ΔE° = 0 V 
Utilizando a equação de Nernst, temos: 
 
- Nota-se que a ddp é positiva. A reação é espontânea e portanto é 
realmente uma pilha, como se esperava. Note que a espontaneidade é 
confirmada se pensarmos que na reação final os íons Zn2+ se deslocam da 
solução concentrada para a solução diluída. 
- Se tivéssemos a reação inversa, Zn2+(0.024M) Zn2+(2.4 M), a ddp seria 
–0,0592V, ou seja, a reação não seria espontânea. 
- Se as concentrações se igualarem, teremos que ΔE = 0 e portanto a pilha 
para de funcionar (encontra o equilíbrio) 
Esta é conhecida como uma pilha de concentração, ou seja, pilhas nas 
quais os dois eletrodos são iguais e estão mergulhados em soluções de seus 
íons, porém em concentrações diferentes. 
Exemplo 3 
Agora mostraremos que a ddp de uma pilha não é afetada pela 
multiplicação da reação por um número: 
Imaginemos a seguinte pilha: 
Mg | Mg2+ || Ag+ | Ag 
Duas reações possíveis para essa pilha são: 
Mg + 2 Ag+ Mg2+ + 2 Ag 
2 Mg + 4 Ag+ 2 Mg2+ + 4 Ag 
Utilizando a equação de Nernst: 
UCM – CED Química Geral Q0050 
170 
 
Note que: 
 
Exemplo 4 
Podemos ainda calcular, por exemplo, a concentração de uma célula em 
equilíbrio (pilha descarregada).Exemplifiquemos: 
Dada a ddp padrão da reação Fe + Zn2+ Zn + Fe2+ igual a –0,353V. Se 
um pedaço de ferro é colocado em uma solução mantida a uma 
concentração constante de 1 molar de Zn2+, qual seria a concentração de 
equilíbrio de Fe2+? 
Utilizando a equação de Nernst: 
 
A equação de Nernst pode ser ainda aplicada às semi-reações que 
aparecem na Tabela dos Potenciais Padrão de eletrodo. Como o padrão 
hidrogênio tem Eº = 0, por convenção, a equação se simplifica para: 
 
Assim considerada, por exemplo, a equação Zn2+ + 2e- Zn Eº =-0,76V 
UCM – CED Química Geral Q0050 
171 
Tem potencial em função da concentração de Zn2+ igual a: 
 
Já a reação inversa: 
 
19.10. FORÇA ELETROMOTRIZ (FEM), 
 Geralmente denotada como , é a propriedade de um dispositivo, que 
tende a produzir corrente elétrica num circuito. É uma grandeza escalar e 
não pode ser confundida com uma diferença de potencial elétrico (DDP), 
apesar de ambas terem a mesma unidade de medida. No Sistema 
Internacional de Unidades a unidade da força eletromotriz e da DDP é J/C 
(Joule por Coulomb), mais conhecida como V (Volt). 
A DDP entre dois pontos é o trabalho por unidade de carga que a força 
eletrostática realiza sobre uma carga que é transportada de um ponto até o 
outro; a DDP entre dois pontos é independente do caminho ou trajeto que 
une um ponto ao outro. A força eletromotriz é o trabalho por unidade de 
carga que um força não-eletrostática realiza quando uma carga é 
transportada de um ponto a outro por um particular trajeto; isto é, a força 
eletromotriz, contrariamente da DDP, depende do caminho. Por exemplo, a 
força eletromotriz em uma pilha ou bateria somente existe entre dois 
pontos conectados por um caminho interno a essas fontes. 
Todos os materiais exercem uma certa resistência, por menor que seja, ao 
fluxo de elétrons, o que provoca uma perda indesejada de energia (efeito 
Joule). Com os geradores não é diferente, ou seja, enquanto a corrente 
passa do polo negativo para o positivo, há uma perda de energia devido à 
resistência interna do próprio dispositivo. 
Assim sendo a energia que chegará no resistor conectado ao gerador não 
será total, visto que a DDP entre os terminais do gerador e os terminais do 
resistor seráo diferentes. Para calcularmos qual será a DDP dos terminais 
do resistor, utilizamos a chamada Equação do gerador que, 
matematicamente, se traduz na forma U = ε − ri. 
Vale lembrar que não existem geradores cuja força eletromotriz seja igual 
à DDP do resistor, uma vez que todo e qualquer material exerce 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Circuito_el%C3%A9trico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Grandeza_escalar
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades
http://pt.wikipedia.org/wiki/Joule
http://pt.wikipedia.org/wiki/Coulomb
http://pt.wikipedia.org/wiki/Volt
http://pt.wikipedia.org/wiki/Trabalho
http://pt.wikipedia.org/wiki/Unidade_de_medida
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carga_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletrost%C3%A1tica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha
http://pt.wikipedia.org/wiki/Bateria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fonte
http://pt.wikipedia.org/wiki/Resist%C3%AAncia_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fluxo_%28f%C3%ADsica%29
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
http://pt.wikipedia.org/wiki/Energia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Joule
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Joule
http://pt.wikipedia.org/wiki/Polo_negativo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Polo_positivo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Resistor
http://pt.wikipedia.org/wiki/Gerador
http://pt.wikipedia.org/wiki/Matem%C3%A1tica
UCM – CED Química Geral Q0050 
172 
resistência. No entanto, para efeito de cálculos, é bastante comum o uso da 
expressão gerador ideal, que nada mais seria que aquele cuja resistência 
interna é nula, ou seja, não haveria perdas indesejadas na potência do 
circuito. 
A força eletromotriz pode ser gerada de diversas formas, destacam-se, 
entre outras: 
Força eletromotriz (FEM), geralmente denotada como , é a propriedade 
de um dispositivo, que tende a produzir corrente elétrica num circuito. É 
uma grandeza escalar e não pode ser confundida com uma diferença de 
potencial elétrico (DDP), apesar de ambas terem a mesma unidade de 
medida. No Sistema Internacional de Unidades a unidade da força 
eletromotriz e da DDP é J/C (Joule por Coulomb), mais conhecida como V 
(Volt). 
A DDP entre dois pontos é o trabalho por unidade de carga que a força 
eletrostática realiza sobre uma carga que é transportada de um ponto até o 
outro; a DDP entre dois pontos é independente do caminho ou trajeto que 
une um ponto ao outro. A força eletromotriz é o trabalho por unidade de 
carga que um força não-eletrostática realiza quando uma carga é 
transportada de um ponto a outro por um particular trajeto; isto é, a força 
eletromotriz, contrariamente da DDP, depende do caminho. Por exemplo, a 
força eletromotriz em uma pilha ou bateria somente existe entre dois 
pontos conectados por um caminho interno a essas fontes. 
Todos os materiais exercem uma certa resistência, por menor que seja, ao 
fluxo de elétrons, o que provoca uma perda indesejada de energia (efeito 
Joule). Com os geradores não é diferente, ou seja, enquanto a corrente 
passa do polo negativo para o positivo, há uma perda de energia devido à 
resistência interna do próprio dispositivo. 
Assim sendo a energia que chegará no resistor conectado ao gerador não 
será total, visto que a DDP entre os terminais do gerador e os terminais do 
resistor seráo diferentes. Para calcularmos qual será a DDP dos terminais 
do resistor, utilizamos a chamada Equação do gerador que, 
matematicamente, se traduz na forma U = ε − ri. 
Vale lembrar que não existem geradores cuja força eletromotriz seja igual 
à DDP do resistor, uma vez que todo e qualquer material exerce 
resistência. No entanto, para efeito de cálculos, é bastante comum o uso da 
expressão gerador ideal, que nada mais seria que aquele cuja resistência 
interna é nula, ou seja, não haveria perdas indesejadas na potência do 
circuito. 
 
Sumário 
As células galvânicas são fontes químicas de energia eléctrica. 
Na rede exterior os electrões movem-se de ânodo para o cátodo 
http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A1lculo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Circuito_el%C3%A9trico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Grandeza_escalar
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades
http://pt.wikipedia.org/wiki/Joule
http://pt.wikipedia.org/wiki/Coulomb
http://pt.wikipedia.org/wiki/Volt
http://pt.wikipedia.org/wiki/Trabalho
http://pt.wikipedia.org/wiki/Unidade_de_medida
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carga_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletrost%C3%A1tica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha
http://pt.wikipedia.org/wiki/Bateria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fonte
http://pt.wikipedia.org/wiki/Resist%C3%AAncia_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fluxo_%28f%C3%ADsica%29
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
http://pt.wikipedia.org/wiki/Energia
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Joule
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Joule
http://pt.wikipedia.org/wiki/Polo_negativo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Polo_positivo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Resistor
http://pt.wikipedia.org/wiki/Gerador
http://pt.wikipedia.org/wiki/Matem%C3%A1tica
http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A1lculo
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173 
No ânodo decorre a oxidação e no cátodo aredução. 
As barras metllicas (eléctrodos) são mergulalhadas nas duas soluções que se separam 
por uma membrana porosa designada ponte salina. 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Calcule a ddp da pilha Cr,Cr3+(0,1M)|Sn2+(0,001M),Sn, Dados os 
potenciais padrão de redução. (Eº Sn = -0,14V e Eº Cr = -0,74V) 
2. Calcule a ddp da seguinte pilha a 25oC: 
Fe, Fe2+(0,02M)|Cu2+(0,2M), Cu 
Dados potenciais padrão de redução (Eº Fe = -0,44V e Eº Cu = +0,40V) 
3. Escreva a equação de Nernst e calcule ΔE para as seguintes reações 
(utilize a tabela de potenciais e log2=0,301): 
a) Cu2+(0,1M) + Zn → Cu + Zn2+(1,0M) 
b) Sn2+(0,5M) + Zn Cu + Zn2+(0,01M) 
c) F2(1atm) + 2Li 2Li+(1M) + 2F-(0,5M) 
4. Um elemento galvânico é constituído pelos eletrodos abaixo 
especificados e separados por uma ponte salina. 
ELETRODO I: placa de chumbo metálico mergulhada em uma solução 
aquosa 1 mol/L de nitrato de chumbo. 
ELETRODO II: sulfato de chumbo prensado contra uma “peneira” de 
chumbo mergulhada em uma solução aquosa 1 mol/L de ácido sulfúrico. 
Nas condições-padrão, o potencial de cada um destes eletrodos, em relação 
ao eletrodo padrão de hidrogênio, é: 
E Pb/Pb2+ = + 0,1264 V (ELETRODO I). 
E Pb/PbSO4, SO4-2 = + 0,3546 V (ELETRODO II) 
Assinale a opção que contém a afirmação correta sobre as alterações 
ocorridas neste elemento galvânico quando os dois eletrodos são 
conectados por um fio de baixa resistência elétrica e circular corrente 
elétrica no elemento. 
a) A massa de sulfato de chumbo sólido na superfície do ELETRODO II 
aumenta. 
b) A concentração de íons sulfato na solução aquosa do ELETRODO II 
aumenta. 
c) O ELETRODO I é o pólo negativo. 
d) O ELETRODO I é o anodo. 
e) A concentração de íons chumbo na solução aquosa do ELETRODO I 
aumenta. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
174 
UNIDADE 20 
 
 
TEMA: ELECTROLISE 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, é o conjunto de processos que decorrem quando 
um sistema constituido por dois elé o conjunto de processos que 
decorrem quando um sistema constituido por dois eléctrodos e 
uma massa fundida ou um solução de um electrólito é sujeito à 
passagem de uma corrente eléctrica constante. Asiim da mesma 
forma forma que um elemento galvânico, o eléctrodo no qual 
durante a electrólise decorre o processo de redução, tem o nome 
de cátodo, enquanto que o electrodo em que se dá a oxidação, tem 
o nome ânodo. 
Ao completar esta unidade você como estudante, será capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Caracterizar a electrólise de sais fundidos. 
Caracterizar a electrólise de sais em soluções aquosas. 
 Identificar o movimento dos electrões na rede exterior. 
 Construir células electrolíticas. 
 Enunciar as leis de Faraday. 
 Aplicar regras de cálculos usando leis de faraday 
 
20. ELETRÓLISE 
 
20.1. DEFINIÇÃO 
 A electrólise é um processo que separa os elementos químicos de um 
composto através do uso da electricidade. Resumindo, procede-se primeiro 
à decomposição (ionização ou dissociação) do composto em íons e, 
posteriormente, com a passagem de uma corrente contínua através destes 
íons, são obtidos os elementos químicos. Em muitos casos, dependendo da 
substância a ser eletrolisada e do meio em que ela ocorre, além de formar 
elementos ocorre também a formação de novos compostos. O processo da 
eletrólise é uma reação de oxirredução oposta àquela que ocorre numa 
célula galvânica, sendo, portanto, um fenômeno físico-químico não 
espontâneo. 
A palavra eletrólise é originária dos radicais eletro (eletricidade) e lisis 
(decomposição), ou seja, decomposição por eletricidade, podendo ainda ser 
chamada literalmente de eletrodecomposição. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Composto_qu%C3%ADmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Don
http://pt.wikipedia.org/wiki/Corrente_cont%C3%ADnua
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxida%C3%A7%C3%A3o_e_redu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A9lula_galv%C3%A2nica
UCM – CED Química Geral Q0050 
175 
 20.2. HISTÓRIA 
As primeiras experiências envolvendo eletrólise foram iniciadas pelo 
químico inglês Humphry Davy, que em 1778 obteve o elemento químico 
potássio passando uma corrente elétrica atraves do carbonato de potássio 
(potassa) fundido. 
Em 1808, através de sugestões dadas por Jöns Jacob Berzelius, Davy 
efetuou melhorias no processo, e conseguiu isolar outros elementos a partir 
dos seus óxidos como o magnésio e o bário. 
20.3. PROCESSO ELETROLÍTICO 
Dependendo do tipo de eletrodo e do modo de obtenção dos íons que 
constituem o eletrólito as reações que ocorrem no processo eletrolítico são 
diferentes. 
20.4. EXEMPLO DE ELETRÓLISE 
20.4.1. ELETRÓLISE IGNEA DO NACL: 
Os produtos da eletrólise do sal comum quando fundido são os elementos 
sódio e cloro. 
20.4.1.1. ETAPAS: 
1. O NaCl é fundido e colocado numa cuba. 
Na fusão ocorre a dissociação dos íons do sal: 2 NaCl --> 2 Na+ + 2 
Cl- 
1. Dois eletrodos inertes (exemplo, grafites) são mergulhados no sal 
fundido e ligados a um gerador químico (pilha ou bateria) 
2. Os ânions (2 Cl-) movem-se para o eletrodo positivo (ânodo) onde 
perdem eletrons (oxidação) tornando-se neutros, e ligando-se entre si: 
2 Cl- - 2 elétrons --> Cl2 
 Por diferença de potencial os dois elétrons são enviados através do 
gerador para o polo negativo. 
Os cátions (2 Na+) movem se para o eletrodo negativo (cátodo) 
onde recebem estes dois elétrons (redução) transformando-se em 
sódio metálico: 
2 Na+ + 2 elétrons --> 2 Na 
 Encerrado o processo obteve-se a decomposição do NaCl em cloro 
e sódio metálico: 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Humphry_Davy
http://pt.wikipedia.org/wiki/1778
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pot%C3%A1ssio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbonato_de_pot%C3%A1ssio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Potassa
http://pt.wikipedia.org/wiki/1808
http://pt.wikipedia.org/wiki/J%C3%B6ns_Jacob_Berzelius
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido
http://pt.wikipedia.org/wiki/Magn%C3%A9sio
http://pt.wikipedia.org/wiki/B%C3%A1rio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletrodo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletr%C3%B3lito
http://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxida%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Redu%C3%A7%C3%A3o
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176 
2 NaCl --> 2 Na + Cl2 
Processo industrial importante para a obtenção do sódio e cloro. 
 Para o eletrodo positivo (ânodo) se dirigem os ânions 2 Cl- e 2 OH-. 
Como a facilidade do íon Cl- em perder elétrons é maior que o do 
OH-, ocorre a descarga dos íons Cl-: 
2 Cl- - 2 elétrons --> Cl2 
A eletrólise da água salgada (H2O + NaCl) é um processo industrial 
importante para a obtenção do hidrogênio, cloro e soda caústica (NaOH). 
Nesse caso, obedecendo as prioridades de descarga mencionadas abaixo, o 
hidrogênio será liberado no polo negativo. No polo positivo o cloro. Se os 
eletrodos forem de cobre, reagirão com o cloro formando um precipitado 
azul esverdeado (CuCl2). 
Pela electrólise, pode se decompor a água acidulada em hidrogênio e 
oxigênio. Este procedimento foi descoberto pela primeira vez pelo químico 
inglês William Nicholson em 1800, e posteriormente por Faraday em 
1820. 
20.5. PRIORIDADE DE DESCARGA DE ÍONS 
Na eletrólise aquosa, a auto-ionização da água não é desprezível, e 
portanto deve-se considerar as filas de prioridade de descarga. Os íons em 
solução deverão competir com os íons H3O
+ e OH-. 
 2 H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq) 
20.5.1. CÁTIONS 
Da esquerda para a direita,aumenta a dificuldade de descarga: Au3+ Pt2+ 
Hg2+ Ag+ Cu2+ Ni2+ Cd2+ Pb2+ Fe2+ Zn2+ Mn2+ H3O
+ Al3+ Mg2+ Na+ Ca2+ 
Ba2+ K+ Li+ Cs+ 
20.5.2. ÂNIONS 
Da esquerda para a direita, aumenta a dificuldade de descarga: Ânions não 
oxigenados e HSO4
-, OH-, ânions oxigenados, F- o eletrelise 
 
 
20.6. ELETRÓLISE COM ELETRODOS REATIVOS 
http://pt.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_s%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81gua
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=William_Nicholson&action=edit&redlink=1
http://pt.wikipedia.org/wiki/1800
http://pt.wikipedia.org/wiki/1820
UCM – CED Química Geral Q0050 
177 
Neste caso quem sofre a oxidação (perda de eletrons) é o próprio ânodo 
(eletrodo positivo). Isso ocorre porque o electrodo tem mais facilidade para 
se oxidar que os ânions do electrólito. 
Exemplo: Eletrólise do CuSO4 com eletrodos de cobre em solução aquosa: 
 Ionização: 
CuSO4 + 2 H2O --> Cu
2+ + SO4
2- + 2 H+ + 2 OH- 
 No ânodo: O cobre tem mais facilidade para perder elétrons que os 
ânions presentes: 
Cu - 2 elétrons --> Cu2+ 
 No cátodo: Entre os cátions Cu2+ e 2 H+ a facilidade do cobre em 
receber elétrons é maior, ocorrendo a descarga do íon Cu2+: 
 Cu2+ + 2 elétrons --> Cu 
Analisando o processo verfica-se que não ocorreu nenhuma reação 
química, apenas uma transferência de cobre do ânodo para o cátodo. Como 
no processo não ocorre a passagem das impurezas este tipo de eletrólise é 
utilizado para a purificação de metais como cobre e outros. O metal 
purificado obtido é de altíssima pureza. 
20.7. APLICAÇÕES 
 Obtenção de elementos químicos como metais, hidrogênio e cloro. 
 Obtenção de substâncias como soda caústica (NaOH) e água 
oxigenada (H2O2). 
 Purificação eletrolítica de metais como cobre e outros. 
 Galvanização: Eletrodeposição de metais tais como cromagem, 
niquelagem , cobreagem e outros. 
 Com isso ocorre redução e oxidação 
 Com relação à eletrólise de solução aquosa de CaCl2. Pergunta-
se? 
Com relação à eletrólise de solução aquosa 
de CaCl2. Pergunta-se: 
a) Qual a substância produzida no pólo 
positivo; 
b) Qual a equação catódica; 
c) Com o funcionamento da eletrólise, o meio 
será ácido, básico ou neutro? Justifique. 
 Resposta. 
Equação global : CaCl2 + 2 H2O ----> Ca(OH)2 + H2 + Cl2 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cobre
http://pt.wikipedia.org/wiki/Metal
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cloro
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_s%C3%B3dio
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81gua_oxigenada
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81gua_oxigenada
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cobre
http://pt.wikipedia.org/wiki/Galvaniza%C3%A7%C3%A3o
UCM – CED Química Geral Q0050 
178 
a) O pólo positivo é o pólo para onde os ânions (negativos) se dirigem 
(lembre-se de que o positivo atrai o negativo e vice-versa). Os ânions em 
solução que irão para o pólo positivo serão os Cl(-): 
 
2 Cl(-) ----> Cl2 + 2e 
É produzido o gás Cl2 no pólo positivo (é por isso que o pólo positivo se 
chama ânodo, porque atrai ânions) 
 
b) O cátodo é o pólo que atrai os cátions, ou seja, é o pólo negativo. 
 
2 H(+) + 2e ----> H2 
 
c) A partir da equação global CaCl2 + 2 H2O ----> Ca(OH)2 + H2 + Cl2 
observa-se que foi formado Ca(OH)2, que é uma base. Portanto o meio 
ficou básico. 
20.8. ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA 
Uma substância qualquer pode gerar íons em solução aquosa. Neste caso, 
os íons que podem vir a sofrer eletrólise podem se originar dessa 
substância ou da própria auto-ionização da água. Apesar da auto-ionização 
da água ocorrer em baixa extensão, ela oferece esta possibilidade de um ou 
outro íon vir a se descarregar. 
 
Apenas uma espécie de íon positivo ou negativo descarrega por vez. Cada 
íon possui uma voltagem adequada para se descarregar. O par cátion/ânion 
de apresentar menor voltagem para descarregar será o que vai descarregar 
primeiro. 
 
A auto-ionização da água fornece os íons H1+ (H3O1+) e OH1-. 
 
H20 => H1+ + OH1- 
 
ou ainda 
 
2 H2O => H2O + H1+ + OH1- => H3O1+ + OH1- 
 
No caso dos cátions, metais pouco reativos descarregam primeiro, pois 
possuem maior tendência a aceitar os eletrons de volta e se descarregar. 
Metais altamente reativos como metais alcalinos e alcalino terrosos se 
descarregam depois. A ordem de prioridade é a seguinte: 
 
 
 
 
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O H1+ ou H3O1+ se descarrega antes alumínio, de metais alcalinos e 
alcalinos terrosos. Mas perde em prioridade de descarga para os demais 
cátions. 
 
Quanto menor for a eletronegatividade do ânion para prender o elétron, 
maior a facilidade de descarga do mesmo. 
 
 
 
O OH1- se descarrega antes dos ânions oxigenados e do F1-. Mas perde 
em prioridade de descarga para os ânions não oxigenados e o HSO41-. As 
reações que os íons resultantes da auto-ionização da água são mostradas 
abaixo: 
 
 
 
A eletrólise do NaCl em solução aquosa é um exemplo em que participam 
da eletrólise o cátion oriundo da auto-ionização da água e o ânion do sal. 
 
 
 
Nota-se pela reação global que a eletrólise do NaCl é método de obtenção 
de H2, Cl2 e de soda cáustica (NaOH). 
 
Na eletrólise do HCl, somente os íons do soluto participam da eletrólise. 
Isto ocorre pelo fato de ambos os íons oriundos do soluto apresentarem 
prioridade de descarga em relação aos íons gerados pela auto-ionização da 
água. 
 
 
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O pH da solução se torna progressivamente mais alcalino já que o HCl é 
consumido na eletrólise. 
 
Na eletrólise do Zn(NO3)2 em solução aquosa, participam da eletrólise o 
ânion oriundo da auto-ionização da água e o cátion do sal. 
 
 
 
O pH da solução diminui, já que os íons H1+ gerados pela auto-
dissociação da água não são consumidos na eletrólise. 
 
Na eletrólise do Na2SO4 em solução aquosa, ambos os íons oriundos da 
dissociação da água têm prioridade na eletrólise. 
 
 
20.8.1. ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA. OUTRO 
EXEMPLO. 
 
A água é capaz de dissociar compostos iônicos. 
 
Exemplo: 
 
 
 
A água também tem a capacidade de ionizar alguns compostos polares, 
como por exemplo, os ácidos. 
Exemplo: 
 
 
 
Simplificando, temos: 
 
 
 
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20.9. ASPECTOS QUANTITATIVOS DA ELECTRÓLISE 
20.10. LEIS DE FARADAY DA ELETRÓLISE 
 
 Lei de Faraday é a variação do fluxo magnético com o tempo de um 
experimento. 
20.11.PRIMEIRA LEI DE FARADAY 
Durante uma eletrólise, a massa de uma substância libertada em qualquer 
um dos eletrodos, assim como a massa da substância decomposta, é 
diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela 
solução. 
 
20.12. SEGUNDA LEI DE FARADAY 
Quando uma mesma quantidade de eletricidade atravessa diversos 
eletrólitos, as massas das espécies químicas libertadas nos eletrodos, assim 
como as massas das espécies químicas decompostas, são diretamente 
proporcionais aos seus equivalentes químicos. 
 
Levando para a fórmula I o valor de K, ficamos desse jeito que voce 
poderá observaradiante: m = 1/96500xE.i.t 
Logo, sendo o quociente E/96500 o eq. eletroquímico, a fórmula será: m = 
e.i.t 
m = matéria em gramas e = equivalente eletroeletronico i = intensidade da 
corrente elétrica em ampère t = tempo em segundo. 
A electrólise é um processo durante o qual, as reacções químicas se produzem sob efeito da corrente eléctrica. 
A electrólise consiste na inversão dos processos que acompanham o funcionamento das células galânicas, isto é, 
os iões positivos deslocam-se para o eléctrodo negativo e os iões negativos, deslocam-se para o eléctrodo 
positivo. 
 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Magnetismo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Tempo
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Exercicios 
 
 1. Que quantidade de magnésio se deposita por electrólise fundido utilizando 
uma corrente de 0,6 Amperes durante 70 minutos. 
Resolução: 
I = 0,6A 
T= 70 min = 4200 s 
F = 96500 C 
Ar(Mg) = 24, eq-grama = 24/2 = 12g 
 M= 12g.0,6A.4200s/96500C = 0,3 g 
2a) Quantos gramas de cobre são prduzidos na electrólise de cloreto 
de cobre atravessada por uma corrente de 10ª durante 1 hora. 
 
3. Quantos gramas de cloro, Cl2, são produzidos da electrólise de NaCl, 
atravessada por uma corrente de 5 Amperes durante 7200 segundos. 
 
4. Que tempo é necessário para produzir 0,22 Níquel a partir da 
electrólise de Na2SO4 atravessada por 5 Amperes. 
 
 
5. Uma corrente eléctrica de intensidade de 5 Amperes passando através de 
um voltametro de hidrogénio durante um certo tempo libertou 0,25 gramas 
desse gás. 
 
5. Que massa de hidrogénio libertaria no mesmo espaço de tempo uma 
corrente de 8 Amperes. 
 
7. faça o diagrama da célula electrolítica dos seguintes electrólitos e indique: 
a) O sentido em que fluem so electrões na rede exterior. 
b) A equação no ânodo, no cátodo e a equação global. 
c) Os produtos da electrólise. 
 
8. Fazer a electrólise de H2SO4(aq). 
NB: Os iões oxigenados como PO43- ; NO3- , SO4 2-, etc. Não sofrem 
descarga. 
 
9. Considere a pilha que funciona com base na seguinte reacção de oxidação-
redução: Fe(s) + Pb2+ (aq) → Fe 2+(aq) + Pb(s) . 
a) Indique o sinal de electródo de Fe. 
b) Escreve as semi-equações que traduzem as semi-reacções que ocorrem 
junto de cada um dos eléctrodo. 
 
 
 
 
 
 
21. BIBLIOGRAFIAS. 
UCM – CED Química Geral Q0050 
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1. GLINKA, N, Química Geral, Vol.1, Editora Mir Moscovo, 1988. 
2. GLINKA, N, Química Geral, Vol.2. Editora Mir Moscovo. 
3. Magalhães, M. Compéndio de Química, Porto Editora, 1968. 
4. Chang, R. Química Editora Mc Graw- Hill, Lisboa, São Paulo, 1994. 
5. Janke, B e Barros, J. A Química Geral e Inorgânica, 1988. 
6. KHDAKOV, I. V, EPSTEIN, PA–Química Geral e Inorgânica Z, 
Editora Mir Moscovo, 1986. 
7. Rossel, John. B. Química Geral, Vol. 1 e 2. 
8. ATKINS P. W, Física–Química, Rio de Janeiro: LTC Livros Técnicos 
e Científicos, Edição SA, Tradução de Macedo H-6ª Edição (1997). 
9. BEYER/WALTER. Manual de Química Orgânica, Editorial Revert, 
SA, 1987. 
10. MORRINSON, Robert T; BOYD Robert N. Quimica Orgânica, 8ª 
Edição, Edição fundação Calonst Gulbenkian, 1983.