Módulo de Química Inorgânica

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Manual do Curso de Licenciatura em 
Ensino de Química 
 
 
Química Inorgânica 
 Q0222 
 
 
 
Universidade Católica de Moçambique 
Centro de Ensino `a Distância 
 
 
 
 
Direitos de autor (copyright) 
 
Este módulo é propriedade da Universidade Católica de Moçambique, Centro de Ensino `a 
Distância (CED) e contêm reservados todos os direitos. É proibida a duplicação ou 
reprodução deste módulo, no seu todo ou em partes, sob quaisquer formas ou por 
quaisquer meios (electrónicos, mecânico, 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 passível a processos judiciais. 
 
 
Elaborado por Otelo Agostinho Joaquim, Licenciado em Ensino de Química pela Universidade 
Pedagógica - Delegação da Beira. 
Actualmente é docente na Escola Secundária do Dondo, docente da Cadeira de Química 
Inorgânica e Química Coloidal e Colaborador no Centro de Ensino `a Distância (CED) no curso 
de Licenciatura em Ensino de Química, na Universidade Católica de Moçambique – UCM, na 
Beira. 
 
 
 
Revisao actualizada por: Otelo Agostinho Joaquim & Grupo de disciplina da coordenacao do Curso 
de Licenciatura em Ensino de Quimica. 
 
 
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 (CED) e o autor do 
presente módulo, dr. Otelo Agostinho Joaquim, agradecem a colaboração dos seguintes 
indivíduos e instituições na eleboração deste manual. 
 
 
Pela contribuição do 
conteúdo 
dr. Otelo agostinho Joaquim (Docente da UCM – 
Departamento de Química). 
Pelo Desenho e maquitização dr. Otelo Agostinho Joaquim (Docente da UCM – 
Departamento de Química) e dr. Sérgio Daniel Artur, 
Coordenador e Docente do Curso de Química. 
Pela revisão linguística dr. Armando R. Artur (Coordenador e Docente na UCM – 
CED – Curso de Licenciatura em ensino da Língua 
Portuguesa). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Visão Geral 
 
 
INDICE 
Benvindo a Química Inorgânica i 
Objectivos da cadeira i 
Quem deveria estudar esta cadeira ii 
Como está estruturada este cadeira ii 
Ícones de actividade ii 
Habilidades de estudo iii 
Precisa de apoio? iii 
Tarefas (avaliação e auto-avaliação) iv 
Avaliação iv 
Unidades de Estudo - Química Inorgânica - Q0222 
Unidade 01. Introdução a Química Inorgânica 01 
Unidade 02. Estudo do hidrogénio 05 
Unidade 03. Metais alcalinos 10 
Unidade 04. Metais alcalinos - terrosos 14 
Unidade 05. Estudo dos elementos do grupo IIIA 20 
Unidade 06. Estudo dos elementos do grupo IVA 25 
Unidade 07. Materiais feitos de elementos do IV grupo A (Vidro, Cimento e Cerâmica) 37 
Unidade 08. Elementos do grupo VA 43 
Unidade 09. Estudo dos calcogénios 51 
Unidade 10. Estudo dos halogénios 59 
Unidade 11. Elementos do grupo VIIIA (Gases nobres) 65 
Unidade 12. Metais de transição 70 
Unidade 13. Elementos do grupo IB (Cu, Ag e Au) 78 
Unidade 14. Elementos do grupo IIB (Zn, Cd e Hg) 82 
Unidade 15. Elementos do grupo IIIB (Sc, Y, La e Ac) 87 
Unidade 16. Elementos do grupo IVB (Ti, Zr, Hf e Ku) 91 
Unidade17. Elementos do grupo VB (V, Nb e Ta) 95 
Unidade 18. Elementos do grupo VIB (Cr, Mo e W) 99 
Unidade 19. Elementos do grupo VIIB (Mn, Tc e Re) 105 
Unidade 20. Elementos do grupo VIIIB (Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir e Pt) 112 
Unidade 21. Metais do grupo de platina 119 
Unidade 22. Ligas metálicas 125 
Unidade 23. Ligação química 132 
Unidade 24. Propriedades gerais dos elementos representativos 139 
 Referência bibliográfica 143 
 
i 
 
Visão Geral 
Benvindo a Química Inorgânica 
Química inorgânica, campo da química que estuda as reacções e 
propriedades dos elementos químicos e seus compostos, excepto os 
compostos de carbono, objecto da química orgânica, investigando as 
suas estruturas, propriedades e a explicação do mecanismo das suas 
reacções e transformações. Os materiais inorgânicos compreendem 
cerca de 95% das substâncias existentes no planeta Terra. 
Muitos compostos inorgânicos são sais, constituídos de um catião e um 
anião agrupados por ligação iónica. E, constitui uma importante classedos sais inorgânicos os fosfatos, silicatos, nitratos, carbonatos, sulfatos 
e os haletos. 
Muitos dos compostos inorgânicos são caracterizados por alto um ponto 
de fusão. Sais inorgânicos são tipicamente maus condutores no estado 
sólido. Outras características importantes são a solubilidade na água e a 
facilidade de cristalização. 
Os maiores ramos da química inorgânica incluem: 
 Minerais, tais como sal, amianto, silicatos; 
 Metais e suas ligas, como ferro, cobre, alumínio, latão, bronze; 
 Compostos envolvendo elementos não-metálicos, como silício, 
fósforo, cloro, oxigénio, por exemplo água; 
 Compostos de coordenação que envolvem metais de transição e 
espécies doadoras de electrões. 
Contudo, a Química Inorgânica é a continuidade do aprofundamento do 
estudo da química como ciência, na vertente da análise dos elementos 
representativos e transitivos, incluídos dos gases inertes ou raros. 
Objectivos da Cadeira 
Ao terminar o estudo da cadeira de Química Inorgânica deverá ser 
capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 Distinguir os elementos representativos dos transitivos; 
 Explicar as propriedades físicas e químicas dos elementos 
representativos e transitivos, nos seus respectivos grupos da tabela 
periódica; 
 Relacionar as propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos 
em cada grupo da tabela periódica e prever os mecanismos das suas 
reacções, para além das aplicações de certos elementos químicos; 
 Contextualizar a importância da Química Inorgânica no mundo 
actual. 
 
ii 
 
Quem deveria estudar esta Cadeira 
Este módulo da cadeira de Química Inorgânica foi concebido para todos 
aqueles que estejam a fazer o curso de Licenciatura em Ensino de 
Química dos programas do Centro de Ensino à Distância, e para aqueles 
que desejam consolidar e aprofundar os seus conhecimentos em 
Química Inorgânica, para que sejam capazes de compreender as 
propriedades físicas, químicas e as aplicações dos elementos da tabela 
periódica. 
 Como está estruturado este módulo 
Todos os módulos das cadeiras dos cursos oferecidos pela 
Universidade Católica de Moçambique-Centro de Ensino `a 
Distância (UCM-CED) encontram-se estruturados da seguinte 
maneira: 
Ícones de Actividade 
Ao longo deste módulo irá encontrar uma série de ícones nas margens 
das folhas. Estes ícones 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. 
Páginas introdutórias 
 Um índice completo. 
 Uma visão geral detalhada da cadeira, resumindo os aspectos-chave 
que você precisa conhecer para completar o estudo. Recomendamos 
vivamente 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. 
 
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 módulo. 
 
 
iii 
 
Acerca dos ícones 
 
Os ícones usados neste módulo são símbolos Africanos, conhecidos por 
Adrinka. Estes símbolos têm origem no povo Ashante de África 
Ocidental, datam do século XVII e ainda se usam hoje em dia. 
Habilidades de Estudo 
Caro estudante, procure olhar para você em três dimensões 
nomeadamente: O lado social, profissional e estudante, 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 módulos 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 as perspectivas no seu desenvolvimento. 
Lembre-se que o teu sucesso depende da sua entrega, você é o 
responsável pela sua própria aprendizagem e cabe a si planificar, 
organizar, gerir, controlar e avaliar o seu próprio progresso. 
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, 
por email, 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 que o 
estudante tem a oportunidade de interagir objectivamente com o tutor, 
usando para o efeito os mecanismos apresentados acima. 
Todos os tutores têm por obrigação facilitar a interacção, 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. 
 
iv 
 
Os contactos só se podem efectuar, nos dias úteis e nas horas normais 
de expediente. 
As sessões presenciais são um momento em que você, tem a 
oportunidade de interagir com todo o staff do CED, neste período pode 
apresentar dúvidas, tratar questões administrativas, entre outros. 
O estudo em grupo, com os colegas é uma forma a ter em conta, busque 
apoio com os colegas, discutam juntos, apoiem-se mutuamnte, reflictam 
sobre estratégias de superação, mas produza de forma independente o 
seu próprio saber e desenvolva suas competências. 
Juntos na Educação `a Distância, vencedo a distância. 
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 sejam realizadas. As tarefas devem ser entregues antes 
do período presencial. 
Para cada tarefa serão estabelecidos prazos de entrega, 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 são realizados durante as sessões presenciais e concorrem 
para os 75% do cálculo da média defrequência da cadeira. 
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: 3 (Três) trabalhos; 2 (dois) 
 
v 
 
teste 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 usadas, o respeito pelos direitos do autor, 
entre outros. 
Os objectivos e critérios de avaliação estão indicados no módulo. 
Consulte-os. 
Alguns feedbacks imediatos estão apresentados no módulo. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
1 
 
Unidade 01 
 
Tema: INTRODUÇÃO A QUÍMICA INORGÂNICA 
 
Introdução 
Prezado Prezado estudante, seja bem vindo a unidade sobre a introdução 
da Química Inorgânica. A Química Inorgânica é o ramo da química que trata 
das propriedades e das reacções dos compostos inorgânicos, incluindo a 
geoquímica. Nesta unidade pretende-se que o estudante saiba o objecto de 
estudo da química inorgânica e a suarelevância no campo cientifico. 
Portanto, está convidado para a discussão participativa sobre a introdução 
da química inorgânica que visa uma abordagem geral do seu objecto de 
estudo e a sua importância no mundo moderno e cientifico. 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
 
Objectivos 
 
 Definir a Química Inorgânica e o seu objecto de estudo; 
 Conhecer o método científico da Química Inorgânica; 
 Descrever os ramos da Química Inorgânica e o seu surgimento 
como ciência; 
 Explicar a importância da Química Inorgânica; 
 
 
1.1 Definição 
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. 
A química mineral ou inorgânica abrange o estudo dos metalóides e dos 
metais (elementos) e das combinações químicas (reacções), tem 
composição qualitativa, que varia muito de um para outro elemento. 
1.2 Objecto de estudo 
Química inorgânica ou química mineral é o ramo da química que estuda os 
elementos químicos e as substâncias da natureza que não possuem o 
carbono coordenados em cadeias, investigando as suas estruturas, 
propriedades e a explicação do mecanismo de suas reações e 
transformações. O objecto de estudo é o estudos dos elementos químicos 
sem a presença do carbono. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
2 
 
A química inorgânica é baseada na física-química e forma a base para a 
mineralogia. Ela frequentemente possui interceções com a geoquímica, 
química analítica, química ambiental e química organometálica. 
 
1.2.1 Método científico. 
 
A Química Inorgânica possui o método científico que grande parte das 
ciências naturais usa, como a observação e o método experimental, sem 
ingnorar o método descritivo que é aplicado em função duma situação 
concreta. Vários autores apontam que existem observações experimentais 
qualitativas e quantitativas; as observações qualitativas que “não envolvem 
dados numéricos”, e as quantitativassão “as que provêm de medidas, 
utilização de aparelhos e se constituem de dados numéricos”. 
As observações experimentais “servem para observar as regularidades da 
natureza, e a partir delas, enunciar um “principio” ou uma lei, ou seja, uma 
frase ou equação matemática que expresse a regularidade observada”. 
Pode-se concluir que a experimentação é observação. 
Como observar átomos, reações, cadeias químicas em uma 
experimentação? Podemos também afirmar que método, para os autores, 
baseia-se na concepção de que há regularidade da natureza e os cientistas a 
desvendariam em forma de conhecimento. 
 
1.3 Surgimento da química inorgânica como ciência. 
 
A química moderna, que data, aproximadamente, da aceitação da lei de 
conservação de massa, no final do século XVIII, focou inicialmente aquelas 
substâncias que não estavam associadas a seres vivos. O estudo destas 
substâncias, que normalmente possuem muito pouco ou nenhum carbono, 
constitui a disciplina denominada química inorgânica. Os estudos iniciais 
tentavam identificar as substâncias mais simples - chamadas de elementos - 
que são os constituintes de todas as substâncias mais complexas. Alguns 
desses elementos, como ouro e carbono, são conhecidos desde a 
antigüidade, e muitos outros foram descobertos e estudados durante o 
século XIX e início do século XX. 
O estudo de compostos inorgânicos simples, como o cloreto de sódio (sal de 
cozinha comum) levou ao desenvolvimento de alguns conceitos 
fundamentais da química moderna, como por exemplo a lei das proporções 
em massa. 
Compostos binários são muito comuns na química inorgânica, e não 
possuem grande variedade estrutural. Por este motivo, o número de 
compostos inorgânicos é limitado apesar do grande número de elementos 
que podem reagir entre si. Se três ou mais elementos são combinados em 
uma substância, as possibilidades estruturais tornam-se maiores. 
Após um período de aquiescência no início do século XX, a química 
inorgânica tornou-se novamente uma excitante área de pesquisas. 
Compostos de boro e hidrogênio, conhecidos como boranos, possuem 
propriedades estruturais únicas que forçaram a uma mudança no 
entendimento da arquitetura de moléculas inorgânicas. Algumas dessas 
substâncias possuem propriedades estruturais que antes acreditava-se que 
ocorriam apenas em compostos de carbono, e alguns polímeros inorgânicos 
foram produzidos. Cerâmicas são materiais compostos de elementos 
inorgânicos combinados com oxigênio. Por séculos os objetos cerâmicos 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
3 
 
foram produzidos aquecendo-se fortemente uma pasta de minerais em pó. 
Apesar de materiais cerâmicos serem duros e estáveis a temperatura muito 
elevadas, eles são normalmente quebradiços. 
Actualmente, as cerâmicas são fortes o suficiente para serem utilizadas 
como peças das turbinas de aviões. Existe a esperança de que as cerâmicas 
irão um dia substituir o aço em componentes de motores de combustão 
interna. 
Em 1987, uma cerâmica especial contendo ítrio, bário, cobre e oxigênio, cuja 
fórmula aproximada é YBa2Cu3O7 foi descoberta como um supercondutor a 
temperaturas aproximadas de 100K. Um supercondutor não oferece 
resistência à passagem de uma corrente elétrica, e esse novo tipo de 
cerâmica pode ser bem utilizada em aplicações elétricas e magnéticas. A 
produção de um supercondutor cerâmico é tão simples que pode ser 
preparado em um laboratório ginasial. Esta descoberta reafirma a 
imprevisibilidade da química, como descobertas fundamentais podem 
continuar ocorrendo com equipamentos simples e materiais baratos. 
 
1.4 Importância da química inorgânica. 
 
Muitas das mais interessantes descobertas na química inorgânica têm 
ligação com outras disciplinas. A química dos organometálicos investiga 
compostos que contém elementos inorgânicos combinados com unidades 
ricas em carbono. Muitos compostos organometálicos têm grande 
importância industrial comocatalisadores, que são substâncias capazes de 
acelerar a velocidade de uma reação mesmo quando presentes em 
quantidades muito pequenas. Algum sucesso foi obtido no uso desses 
catalisadores na conversão de gás natural em substâncias mais interessantes 
quimicamente. Os químicos também criaram grandes moléculas inorgânicas 
que contém uma pequena quantidade de átomos metálicos, como platina, 
cercados por diferentes estruturas químicas. Algumas destas estruturas, 
denominadas clusters metálicos, possuem características metálicas, 
enquanto outras reagem similarmente a sistemas biológicos. 
Traços de metais são essenciais nos processos biológicos como a respiração, 
funções nervosas, e metabolismo celular. Processos desta natureza são 
objeto de estudo da química bioinorgânica. Tempos atrás, acreditava-se que 
as moléculas orgânicas representassem a forma de distinguir as 
propriedades químicas de criaturas vivas. Hoje sabe-se que a química 
inorgânica também tem papel vital nessa área. 
O cancêr é uma das doenças mais importantes na actualidade, constituindo 
a segunda maior causa de mortes nos países industrializados depois das 
doenças cardiovasculares. A introdução, a partir de 1978, do complexo cis-
diaminodicloroplatina(II), de nome comercial "cisplatina", na quimioterapia 
do câncer, representou um marco na história da Química Inorgânica 
Medicinal, e constituiu um importante avanço no tratamento de diversos 
tipos de tumores. Desde então, desenvolveu-se uma intensa busca por 
novos complexos metálicos que também apresentassem actividade 
antitumoral, o que levou à descoberta de outros complexos de platina que 
actualmente são utilizados em clínica médica. 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
4 
 
Sumário 
A química inorgânica preocupa-se pelo estudo dos compostos inorgânicos sem 
presença do carbono na sua constituição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios 
 
1. Dê o conceito da química inorgânica. 
2. Faça uma análise sobre o método científico da química 
inorgânica. 
3. Encontre mais detalhes sobre a importância da quimica 
inorganica. 
4. Que relação existe entre a Química Inorgânica e a Química 
Analítica. 
5. Que contributo a Química Inorgânica pode dar a Química 
Ambiental. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
5 
 
Unidade 02
 
Tema: ESTUDO DO HIDROGÉNIO 
 
Introdução 
 
O Hidrogénio tem símbolo químico H e é elemento gasoso reactivo. Seu 
número atómico é 1 e pertence ao grupo IA do sistema periódico. Há três 
isótopos: hidrogénio simples, composto de um prótio (1H); deutério (2H), 
com um protão e um neutrão; e trítio, um isótopo radioactivo e instável, 
que contém um protão e dois neutrões. 
Este elemento é caracterizado, em 1766, pelo químico britânico Henry 
Cavendish, o qual descobriu vários métodos para a sua obtenção. O nome 
hidrogénio foi proposto, em 1783, por Antonie Laurent Lavoisier e provém 
do grego hydro (água) e genes (gerador), que significa gerador de água. 
 É abundante no Sol e outras estrelas, sendo o elemento mais comum no 
Universo. Na Terra, o composto mais abundante e importante do 
hidrogénio é a água, H2O. É ainda parte essencial de todos os 
hidrocarbonetos e dos ácidos. 
 
Ao terminar esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Explicar a obtenção laboratorial e industrial do hidrogénio; 
 Descrever as propriedades físicas e químicas do hidrogénio; 
 Identificar as aplicações do hidrogénio; 
 Abordar os compostos de hidrogénio como os hidretos e o 
peróxido de hidrogénio. 
 
HIDROGÉNIO 
2.1. Obtenção Laboratorial do Hidrogénio 
 
O hidrogénio é obtido, no laboratório, a partir da reacção dos ácidos como o 
ácido sulfúrico diluído com o zinco, graça a capacidade do seu potencial de 
oxidação em fazer deslocar o átomo do hidrogenio dos ácidos. Contudo, não 
se pode usar o H2SO4 e HNO3 concentrado, pelo facto de causar a oxidação 
em H2 e H2O. A obtenção normalmente ocorre no aparelho de Kipp. 
Zn (s) + H2SO4 (d) → ZnSO4 (aq) + H2 (g) ↑ 
Zn (s) + 2 HNO3 (d) → Zn(NO3)2 (aq) + H2 (g) ↑ 
2.2. Obtenção Industrial do Hidrogénio 
Na indústria, o hidrogénio obtém-se da electrólise da água, método 
considerado caríssimo pelo custo da energia eléctrica. 
2 H2O (g) ↔ 2 H2 (g) + O2 (g) 
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Obtém-se, ainda, a partir do gás natural, onde do gás, o metano é parte na 
mistura com vapor de água e com o oxigénio na presença do níquel como 
catalizador, a uma temperatura de 800-900°C. 
2 CH4 (g) + O2 (g) + 2 H2O (g) → 2 CO2 (g) + 6 H2 (g) 
A obtenção industrial mais importante do H2 é a partir da refrigeração 
profunda do gás de fornos de coque ou dos gases de refinação do petróleo, 
onde todos gases liquefazem-se com excepção de H2. 
2.3. Propriedades Físicas do Hidrogénio 
O hidrogénio molecular é um gás incolor, inodoro, insípido, difusível, com 
ponto de fusão de -259,2°C e com ponto de ebulição de -258,8°C. O 
hidrogénio é um gás mais leve de todos, o seu peso é 14,5 menor que a do 
ar e praticamente insolúvel em água. 
O hidrogénio pode-se encontrar no grupo IA e VIIA, quando se encontra no 
IA comporta-se com metal alcalino formando H+ e no VIIA comporta-se 
como halogénio formando H- (hidretos). 
2.4. Propriedades Químicas do Hidrogénio 
O hidrogénio inflama-se no ar e arde com chama pálida, formando a água: 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
A alta temperatura, o H2 pode extrair o oxigénio dos óxidos metálicos: 
CuO + H2 → Cu + H2O 
O hidrogénio revela a capacidade tanto de oxidação como a de redução. Na 
maioria das reacções, ele actua com um redutor formando compostos, onde 
o seu nox +1. Porém, nas reacções com metais activos, actua como oxidante 
formando compostos, onde o seu nox é -1. 
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 
2 Na + H2 → 2 Na 
Si + 2 H2 → SiH4 
Cl2 + H2 →2 HCl 
2.5. Aplicações do Hidrogénio 
Em virtude da sua chama atingir 2800°C, usa-se na soldadura e no corte de 
metais, na fusão de metais dificilmente fusíveis. Aplica-se na metalurgia 
para redução de certos metais não ferrosos a partir dos seus óxidos. Usa-se 
na indústria química na síntese de ácido clorídrico e amoníaco. O hidrogénio 
é também utilizado para remover enxofre, azoto, o oxigénio do petróleo 
bruto por reacções catalíticas: 
C4H4S + 4 H2 → C4H10 + H2S 
C5H5N + 5 H2 → C5H12 + NH3 
C6H5OH + H2→ C6H6 + H2O 
Actualmente, sua principal aplicação é na síntese to amoníaco (NH3), como 
já se referiu, do metanol e na dessulfurização de derivados de petróleo. 
Outra aplicação importante é na hidrogenização de substâncias orgânicas 
para produção de solventes, produtos químicos industriais e alimentos 
como margarina e gordura vegetal. 
 
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2.6. Hidretos 
Os hidretos são compostos binários que o hidrogénio forma com os demais 
elementos. Os hidretos podem ser iónicos ou salinos e moleculares. Os 
hidretos iónicos são de metais alcalinos e alcalinos-terrosos, apresentam a 
rede iónica, são sólidos cristalinos de cor brancos com pontos de fusão e de 
ebulição elevados, como: LiH, NaH, KH, CaH2, SrH2, BaH2. 
Os hidretos moleculares são de semi-metais e ametais com rede molecular, 
revelando pontos de fusão e de ebulição baixos, como: BH3, CH4, NH3, H2O, 
HF, SiH4, PH3, H2S, HCl e outros. 
Os hidretos de metais de transição são muito variados nas suas 
propriedades e até que alguns se forma pela acção direita de H2 sobre 
metais. Os mais conhecidos e os mais importantes são os dos lantanídeos e 
dos actinídeos,que são na maioria sólidos escuros. 
Os hidretos são obtidos por síntese dos elementos constituintes. 
2 Li + H2 → 2LiH 
Ca + H2 → CaH2 
2 Na + H2 → 2NaH 
Cl2 + H2 → 2HCl 
Os hidretos reagem com água e com hidrogénio positivo formando o 
hidrogénio molecular. 
CaH2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2 
NaH + H2O → NaOH + H2 
NaH + HCl → NaCl + H2 
(BH3)2 + 2 NH3 → (BN)2 +6 N2 
2.7. Peróxido de Hidrogénio, H2O2 
O peróxido de hidrogénio puro é um líquido incolor de tipo xarope com 
densidade 1,45g/cm3, com ponto de fusão -1,41°C e de ebulição152,1°C e é 
40% mais denso que a água. Tem uma constante dieléctrica elevada e as 
ligações entre os átomos de hidrogénio e o oxigénio são polares. O peróxido 
de hidrogénio obtém-se da oxidação das soluções do H2SO4 com posterior 
reacção de hidrólise. 
2 H2SO4 → H2S2O8 + 2 H+ + 2e- 
H2S2O8 + 2 H2O → 2 H2SO4 + H2O2 
Contudo, ele participa nas reacções como oxidante de KNO2 e KI. 
KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O 
2 KI + H2O2 → I2 + 2 KOH 
Outro exemplo da capacidade de redução do H2O2 é na reacção com óxido 
de prata (I) e ainda, com a solução de permanganato de potássio no meio 
ácido: 
Ag2O + H2O2 → 2 Ag + H2O + O2 
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 O2 + K2SO4 + 8 H2O. 
O peróxido de hidrogénio sofre a dismutação ou auto-oxidação-redução. 
2 H2O2 → 2 H2O + O2 
O peróxido de hidrogénio aplica-se na medicina como anti-séptico, na 
indústria alimentar usa-se para conservar géneros alimentícios. Na 
agricultura, usa-se no tratamento de sementes como parasiticidas, assim 
como na produção duma série de compostos orgânicos, polímeros, 
materiais porosos. Como oxidante forte aplica-se durante o lançamento de 
foguetes. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
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Sumário 
O hidrogênio é o primeiro elemento da Tabela Periódica e apresenta 
características únicas. O hidrogênio é bastante reactivo. Por exemplo, ele 
queima no ar formando água, em uma reação com o oxigênio e libera 
grande quantidade de energia. 
A estrutura do átomo de hidrogênio se assemelha de certo modo a dos 
metais alcalinos e também a dos halogênios. Em muitas reacções os 
halogênios adquirem um electrão formando iões negativos. Não é típico do 
hidrogênio formar ião negativo, embora ele forme hidretos iônicos M+ H- 
(por exemplo LiH e CaH2) com alguns poucos elementos eletropositivos. 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
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Exercícios 
 
1. O hidrogénio é uma mistura de elementos. Fundamente 
a afirmação. 
2. Explique porque o hidrogénio não tem lugar preciso na 
tabela periódica. 
3. A partir da estrutura do átomo de hidrogénio: 
a) Indique os estados de valência possíveis e o número de 
oxidação do hidrogénio. 
b) Descreva a estrutura das moléculas de hidrogénio a 
partir do ponto de vista dos métodos das ligações de 
valência e das orbitais moleculares. 
c) Explique porque é impossível existir uma molécula H3? 
4. Quais os tipos de ligações químicas que pode encontrar 
nos compostos hidrogenados em função da 
electronegatividade entre os átomos de hidrogénio e 
doutros elementos? 
5. Porque razão a molécula de hidrogénio não se forma por 
pontes de hidrogénio? 
6. Porque razão o hidrogénio e o oxigénio não reagem a 
temperaturas ambientais, enquanto que a uma 
temperatura de 700ºC a reacção é praticamente 
instantânea? 
7. Escreva três equações redox de H2, H+ e H- com outras 
substâncias. 
8. Como é que se obtêm os hidretos de metais? 
a) De obtenção do hidreto de cálcio. 
b) Entre este metal e a água. 
9. O método de obtenção do hidrogénio a partir do ferro e 
de vapor tem como base a reacção reversível: 3 Fe + 4 
H2O ↔ Fe3O4 + 4 H2. 
Em que condições se deve levar a cabo este processo, 
para que a reacção decorra praticamente até à oxidação 
completa do ferro? 
10. Determine a massa de hidrogénio e de oxigénio para 
produzir 3 moles de água. 
11. Determine a massa hidrogénio que será consumida na 
reacção com 30,5g de óxido de cobre (II)? 
12. Descreva os procedimentos laboratoriais de obtenção do 
hidrogénio. 
13. Escreva a equação de decomposição de peróxido de 
hidrogénio. A que tipo de reacção de oxidação redução 
ela corresponde? 
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10 
 
Unidade 03 
 
Tema: METAIS ALCALINOS 
 
Introdução 
 
O grupo IA compreende o Lítio (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), 
Césio (Cs) e Frâncio (Fr), chamam-se metais alcalinos. Esse nome é ligado 
aos hidróxidos de sódio e de potássio, conhecido a tempo como álcalis. A 
partir destes álcalis, submetido à electrólise no estado fundido, por H. 
Davy, em 1807, obteve-se pela 1ª vez o sódio e o potássio. 
Os metais alcalinos constituem a família de elementos mais estreita e 
regularmente relacionados a observar pelas configurações electrónicas 
dos seus átomos. 
Neste grupo, abordaremos as características gerais, a obtenção dos 
elementos e suas propriedades, para além de algumas aplicações 
importantes. 
 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Caracterizar os elementos do grupo IA; 
 Descrever a ocorrência dos elementos do grupo; 
 Indicar as propriedades físicas dos elementos do grupo; 
 Descrever as propriedades químicas do grupo e as suas aplicações. 
3.1. Características Gerais do Grupo IA 
Os elementos deste grupo IA têm a configuração electrónica ns1 e 
aparecem com a mais baixa 1ª energia de ionização. 
Todos são metais alcalinos activos, cedem facilmente os seus electrões 
ficando com excesso de cargas positivas (+1) ou transformando-se em 
electropositivos e aparecem nos compostos com nox +1. A remoção do 
electrão é tanto mais fácil quanto maior for o tamanho do átomo e 
consequentemente, os valores de energia de ionização diminuem com o 
aumento do número atómico (Z). 
Os metais alcalinos possuem baixos pontos de fusão e de ebulição e, 
estes diminuem a medida que aumenta o número atómico (Z), aliás em 
consonância com o aumento do tamanho dos átomos. 
Todos apresentam o carácter iónico, brilho metálico, branco de prata, 
salvo o césio que é amarelo-dourado. Os volumes atómicos destes 
metais crescem com o aumento do número atómico à semelhança dos 
gases nobres. Todos são duros e diminuindo a dureza de lítio à césio. 
Quimicamente, são muitos reactivos. 
 
3.2. Ocorrência dos Elementos 
 
Os metais alcalinos ocorrem abundantemente em combinações 
químicas, não existindo livre na natureza. O sódio e potássio (2,63% e 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
11 
 
2,40% da litosfera, respectivamente) existem em grande abundância na 
crosta terrestre; as suas percentagens na água do mar são, 
respectivamente, 1,14% e 0,04%. O Li, Rb e Cs têm abundância muito 
menor e ocorrem em alguns silicatos; NaAlSi3O8 (albite); NaCl; NaNO3 
(nitrato do Chile). Algumas propriedades constam na tabela 1. 
 
Tabela 1. Propriedades físicas dos metais alcalinos 
3.3. Obtenção dos Metais Alcalinos 
Os metais alcalinos são obtidos por electrólise dos respectivos 
hidróxidos ou cloretos fundidos. O lítio e o sódio são ambos feitos de 
electrólise, quer duma mistura fundida de LiCl / KCl. Contudo, o K, o Rb e 
Cs são produzidos por redução dos seus cloretos a alta temperatura e 
baixa pressão, segundo reacções como: 
KCl + Na → NaCl + K 
2 RbCl + Ca → CaCl2 + 2 Rb 
Electrólise de NaCl fundido: NaCl(s) → NaCl (l)↔ Na+ + Cl- 
Assim, pode obter uma liga de sódio e potássio fazendo passar o vapor 
de sódio através de KCl fundido. O potássio é então separado por 
destilação fraccionada da liga.Umbom processo de obtenção de césio é 
por redução do composto CsAlO2 que é produto que se obtêm quando 
se calcina alúmen de césio: 
KCl +Na → NaCl + K 
KOH + Na → NaOH + K 
O lítio e frâncio têm a mesma densidade, a mais baixa temperatura de 
fusão. 
3.4. Propriedades Químicas dos Metais Alcalinos. 
Quimicamente, os metais alcalinos são muito activos. A sua alta 
actividade química é condicionada pelos baixos valores de energia de 
ionização dos seus átomos, que facilita a perda de electrões de valência. 
Reacções do lítio: 
4 Li + O2 → 2 Li2O 
Li2CO3 → Li2O + CO2 
Li + C → LiC 
Li + N2 → 2 Li3N 
2 Li + H2 → 2 LiH 
 
Propriedades Li Na K Rb Cs Fr 
Configuração electrónica externa 1s22s1 2s22p63s1 3s23p64s1 4s24p65s1 5s25p66s1 6s26p67s1 
Raio átomo, nm 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268 0,280 
Raio do ião E+, nm 0,068 0,098 0,133 0,149 0,165 0,178 
Energia de ionização, ev 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89 
Entalpia padrão de atomização a 
25ºC, KJ/mol de átomo 
150,8 91,7 90,3 82,3 78,1 
Densidade, g/cm3 0,53 0,97 0,96 1,53 1,90 2,1-2,4 
Temperatura de fusão, 0ºC 179 97,8 63,55 38,8 28,5 
Temperatura de ebulição, 0ºC 1350 883 776 705 690 620 
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Reacções do sódio: 
4 Na + O2 →2 Na2O; 
2 Na + 2H2O → 2 NaOH + H2 ↑; 
Na + H2 →2 NaH; 
2 Na + Cl2 →2 NaCl; 
A temperatura mais elevadas os cloretos, carbonatos, bem como os 
hidróxidos de metais alcalinos podem ser reduzidos por hidrogénio, 
cálcio e carbono. 
2 RbCl + Ca → CaCl2 + 2 Rb 
RbCO3 + C → 3 CO2 + 2 Rb 
3.5 Aplicações do Metais Alcalinos. 
 
O lítio emprega-se na energética nuclear. Devido a sua capacidade de se 
ligar facilmente com H2, N2, O2, S, ele aplica-se na metalurgia para 
eliminar os vestígios desses elementos a partir de metais e ligas; aplica-
se na indústria de cerâmica, na de vidro e nos outros ramos da indústria 
química. 
O césio e o rubídio aplicam-se para produzir células fotoeléctricas devido 
a capacidade de cederem os electrões de valência sob acção da energia 
luminosa. 
O sódio aplica-se na energia atómica, na metalurgia e na indústria da 
síntese de compostos orgânicos. Na2CO3 –aplica-se no tratamento de 
águas; fabrico de sabões, detergentes e medicamentos; indústria do 
vidro. Os hidróxidos de K e de Na usam-se na produção de sabões; 
electrólitos de baterias e os seus nitratos na produção de fertilizantes e 
pólvora. 
 
NB: Procure aumentar o seu saber lendo as propriedades físicas e 
químicas dos cloretos, óxidos, hidróxidos, carbonatos, nitratos e 
complexos dos metais alcalinos, nas obras indicadas na bibliografia. 
 
Sumário 
Os metais alacalinos (Li, Na, K, Rb,Cs) são elementos menos 
electronegativos com nox = +1, pontos de fusão e densidades 
baixas. Eles são muitos reactivos devido a facilidade que possui em 
perder um electrão de valência. 
Os compostos dos metais alcalinos apresentam várias aplicações 
como na produção de sabões e detergentes. 
 
 
 
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Exercícios 
 
1. Escreva as fórmulas químicas dos metais 
alcalinos seguintes: 
a) Hidróxidos. b) Óxidos. c) Peróxidos. d) Cloretos. 
e) Carbonatos. f)Nitratos. 
2. Encontre as aplicações do potássio no organismo 
humano. 
3. Por que razão no sistema periódico dos 
elementos, o hidrogénio tanto pode ser 
considerado do grupo IA, como do grupo VIIA? 
4. Como é que varia a energia de ionização ao 
longo dos metais alcalinos. Justifique a sua 
resposta. 
5. A afinidade electrónica e a electronegatividade 
são duas propriedades importantes. Como é que 
variam nos metais alcalinos. Justifique a sua 
resposta. 
6. Que tipo de ligação química apresenta as 
seguintes substâncias: 
a) H2O; b)NaCl; c) K; d) K2O; e) KOH; f) Na2O2. 
7. Determine o nox dos metais alcalinos nos 
seguintes compostos: 
a) Na2O2, b) Na2O, c) Na2CO3, d) Na2SiO3, e) Na2SiF6, 
f) LiClO4, g) Li3N. 
8. Escreva as equações redox dos metais alcalinos 
envolvendo carbonatos, nitratos, hidróxidos, 
óxidos, cloretos, nitritos e sulfatos. 
9. Faça a distribuição electrónica em subnível dos 
metais alcalinos. 
10. Escreva as equações químicas dos compostos 
halogenetos dos metais alcalinos. 
11. Escreva as equações dos óxidos, hidróxidos, 
nitratos e carbonatos dos metais alcalinos. 
12. Escreva as equações da reacção de obtenção das 
seguintes substâncias a partir do carbonato de 
sódio: 
a) Silicato de sódio. 
b) Acetato de sódio. 
c) Nitrato de sódio. 
d) Hidrosulfato de sódio. 
e) Sulfito de sódio. 
13. Pretende-se preparar 2,0 litros de uma solução 
de KOH com PH=15. Quantas gramas de KOH se 
precisam? 
 
 
 
 
 
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14 
 
Unidade 04 
 
 
Tema: METAIS ALCALINOS TERROSOS 
 
Introdução 
 
O nome de metais alcalinos-terrosos é ligado ao facto dos hidróxidos de 
cálcio, estrôncio e bário, assim com os de sódio e potássio, possuírem as 
propriedades alcalinas, enquanto os óxidos desses metais, são 
semelhantes pela sua infusibilidade, com os óxidos de alumínio e metais 
pesados, ditos terras. 
Assim, fazem partem dos metais alcalinos-terrosos todos os elementos 
do grupo IIA, nomeadamente: berílio (Be), magnésio (Mg), cálcio (Ca), 
estrôncio (Sr), bário (Ba) e rádio (Ra). Os metais alcalinos-terrosos têm 
nox +2. 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão sobre o 
tema proposto. 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Explicar a ocorrência dos elementos do grupo IIA; 
 Descrever a obtenção dos metais alcalinos-terrosos; 
 Distinguir as propriedades físicas e químicas do grupo; 
 Explicar as aplicações dos elementos do grupo. 
 
4.1. Ocorrência dos elementos. 
 
 Na natureza os metais alcalinos terrosos encontram-se em vários 
minerais: 
O berílio pode ser encontrado em cerca 32 minerais, sendo os mais 
importantes: O berilo [Be3Al2(SiO3)6], crisoberilo, fenecita, as pedras 
preciosas esmeralde e águas marinhas. 
O magnésio encontra-se na dolomita (MgCO3.CaCO3), magnesita 
(MgCO3), olivina, amiato, esteatita, cainita (KCl.MgSO4.3H2O) e a 
carnalita (KCl.MgCl2.6H2O). Também podemos encontrar em grande 
quantidade na água do mar em forma de magnésia e também na 
clorofila nas plantas e é o 2º metal mais abundante no oceano. 
O cálcio encontra-se em grande quantidade no calcário (CaCO3), gesso 
(CaSO4.2H2O), fluorita (CaF2) e também nos grandes depósitos de 
fosforita [Ca3(PO4)2]. 
O estrôncio encontra-se nos carbonatos, ainda possui um grande 
minério que é a Celestina ou sulfato de estrôncio (SrSO4). 
Rádio, a sua fonte rica é no Zaire, grandes lagos do urso no Canada e nas 
areias de carnotita do colorado, E.U.A. 
 
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15 
 
4.2. Caracteríticas gerais dos elementos. 
 
Os metais alcalinos terrosos são mais electronegativos que os metais 
alcalinos, menos reacticos e com nox +2. O volume atómico aumenta 
regularmente com o número atómico, bem com o raio atómico e iónico. 
 
Os átomos dos elementos do grupo IIA são menores que os dos metais 
alcalinos correspondente em virtude do incremento da carga nuclear. 
Em consequência disso, os elementos desse grupo são mais densos, 
possuem potenciais de ionização maiores, apresentam pontos de fusão e 
de ebulição mais elevados e são mais duros. Os pontos de fusão e de 
ebulição desse grupo não apresentam uma sequência regular como a 
observada nos metais alcalinos. A variação irregular dos pontos de fusão 
deve estar relacionada com a mudança de estrutura cristalinana 
passagem do magnésio ao cálcio e, depois novamente, na passagem do 
estrôncio ao bário. 
4.3. Obtenção dos metais alcalinos terrosos. 
 
O berílio obtem-se da electrólise industrialmente, a cerca de 300ºC e da 
redução térmica de fluoreto de berílio. 
2 BeCl2 → 2 Be + 2 Cl2 
BeF2 + Mg → Be + MgF2 
O cálcio também é obtido da electrólise de CaCl2; da redução do CaI2 por 
intermédio do sódio e da redução da cal-viva calcinado com alumínio à 
177K e 100Pa. 
CaCl2 (s) → Ca (S) + Cl2 (g) 
CaI2 + 2 Na → Ca +2 NaI 
6 CaO + 2 Al → 3 Ca + Ca3Al2O6 
4.4. Propriedades físicas dos metais alcalinos terrosos. 
 
Esses metais perdem 2 electrões de valência transformando-se 
electropositivo com nox +2. Revela propriedades metálicas bem 
evidentes exceptuando o berílio. Eles são mais duros que os metais 
alcalinos, com temperaturas de fusão relativamente altas. Segundo a sua 
densidade, todos eles, excepto o rádio, pertencem aos metais leves. São 
metais de baixa densidade, coloridos e moles. Reagem com facilidade 
com halogênios para formar sais iônicos e com a água (ainda que não 
tão rapidamente como os metais alcalinos) para formar hidróxidos 
fortemente básicos. São todos sólidos. Veja as restantes propriedades na 
tabela 2. 
 
Tabela 2. Propriedades físicas dos metais alcalinos-terrosos. 
Propriedades Be Mg Ca Sr Ba Ra 
Estrutura da camada electrónica 
exterior do átomo 
2s2 3s2 4s2 5s2 6s2 7s2 
Raio átomo, nm 0,113 0,160 0,197 0,215 0,221 0,235 
Energia de ionização do átomo; 
E→E+, eV 
9,32 7,65 6,11 5,69 5,21 5,28 
Entalpia padrão de atomização 
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do metal a 25ºC, KJ por 1mole de 
átomos 
320,5 150,2 192,5 164,0 175,7 130,0 
Densidade, g/cm3 1,85 1,74 1,54 2,63 3,76 ≈6 
Temperatura de fusão, °C 1285 651 850 770 710 960 
Temperatura de ebulição, °C 2970 1107 1480 1380 ≈1640 1140 
Potencial padrão do eléctrodo do 
processo E2+ + 2e- ₌ E,V 
-,847 -2,363 -2,866 -2,888 -2,905 ≈-2,92 
 
Berílio é menor elemento do grupo apresentando menor raio atómico e 
iónico, com a mais baixa electropositividade e possui maior energia de 
ionização do grupo. O berílio tem menor poder de absorção por unidade 
de espessura entre todos os materiais utilizados em aparelhos. O berílio 
é um metal branco, muito duro, frágil e leve. Ele é muito estável à 
corrosão, devido à formação da película do óxido na sua superfície que 
possui as propriedades protectoras e apresenta uma estrutura compacta 
hexagonal. Acima do seu ponto de fusão, o berílio é miscível com 
alumínio, prata, cobre e ferro, mas não com magnésio. 
Magnésio é um metal branco de prata, muito leve, moderadamente 
duro e relativamente dúctil. O magnésio cristaliza com estrutura 
compacta hexagonal. Ao ar, ele altera-se pouco, visto que se cobre com 
a película fina do óxido que o protege contra a oxidação posterior. 
Cálcio é um metal branco prateado e brilhante, muito leve e é dos mais 
moles que existem. Contudo, ele é relativamente duro e maleável. Ao 
ser exposto ao ar, ele cobre-se rapidamente pela camada do óxido, e ao 
ser aquecido, arde com chama viva avermelhada. 
Estrôncio é um metal branco prateado, muito mole e com ponto de 
fusão mais elevado que magnésio. 
Bário é um metal também branco prateado com brilho metálico e 
cristaliza-se com rede cúbica de face centrada. Veja as outras 
propriedades na tabela acima. 
Rádio é um elemento radioactivo que se forma na série natural do 
urânio, por desintegração-α do iônio. Ele é consideravelmente mais 
volátil que bário, sendo extremamente instável ao ar, escurecendo sem 
demora devido, provavelmente, à formação dum nitreto. 
4.5. Propriedades Químicas dos metais alcalinos terrosos. 
 
Os metais alcalinos-terrosos são quimicamente poucos activos em 
relação aos metais alcalinos. Eles reagem com água, formando 
hidróxidos, desprendendo o hidrogénio e libertando calor. A frio, os 
metais que reagem são (Ca, Sr ou Ba), pois atendendo que a reactividade 
no grupo aumenta com o aumento do número atómico. O Be reage 
apenas com vapor de água e magnésio reage com água acima de 60°C. 
Be + 2H2O → Be(OH)2 + H2 + Q 
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2 + Q 
Os metais alcalinos-terrosos reagem com oxigénio e halogénios, 
formando óxidos e halogenetos, respectivamente. 
2 Ca + O2 → 2 CaO; 2 Mg + O2 → 2 MgO 
Ba + Cl2 → BaCl2; Mg + Cl2 → MgCl2 
Eles podem reagir com hidrogénio e nitrogénio, formando hidretos e 
nitretos, respectivamente. 
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17 
 
Ca + H2 → CaH2; 3 Ca + N2 → Ca3N2. 
 
4.5.1. Reacções químicas dos compostos dos alcalinos terrosos. 
 
O hidróxido de berílio, Be(OH)2, tem o carácter anfótero claro. Na água, 
ele é praticamente insolúvel, mas dissolve-se facilmente tanto nos 
ácidos como nas bases, neste último caso com formação dos 
hidroxoberilatos: 
Be(OH)2 + 2 NaOH → Na2[Be(OH)4]. 
O sulfureto de magnésio, MgS, hidroliza-se rapidamente. 
MgS + H2O → Mg(OH)2 +H2S 
O óxido de cálcio, CaO, é uma substância branca, muito resistente ao 
fogo, que se funde a cerca de 2600°C. A cal viva obtêm-se da 
decomposição térmica de CaCO3. 
CaCO3 → CaO + CO2; Q = +178KJ. 
O CaO reage com vapores de água, formando hidróxido de cálcio. 
CaO + H2O → Ca(OH)2 + 65 KJ 
O hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, reage com CO2 formando CaCO3 e H2O. 
Ca(OH)2 + CO2→ CaCO3 + H2O 
O carbonato de cálcio reage com ácido clorídrico, formando cloreto, 
dióxido de carbono e água. 
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O 
 O sulfato de cálcio reage com carbonato de sódio produzindo sais e 
também rege com estereato de sódio formando estereato de cálcio. 
CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4 
CaSO4 + 2 C17H35COONa → Na2SO4 + (C17H37COO)2Ca 
 
4.6 Aplicações dos alcalinos terrosos e de alguns dos seus compostos. 
 
Berílio serve de material para o fabrico de janelinhas dos tubos de raios 
x, através das quais os raios saem para fora. Além dos bronzes do berílio 
aplicam-se as ligas de níquel com 2-4% de Be, que são comparáveis com 
os aços inoxidáveis de alta qualidade segundo a sua elasticidade e 
resistência à corrosão. Aplica-se na fabricação de molas e instrumentos 
cirúrgicos. As ligas de Be com as Al são usadas na construção de aviões. 
O berílio é um dos melhores moderadores e reflectores dos neutrões os 
reactores nucleares de altas temperaturas. 
O óxido de berílio, BeO, aplica-se a título do material refractário 
quimicamente estável (nos motores a jacto, na fabricação de cadinhos, 
na electrotecnia) e também como um material de construção nos 
reactores nucleares. 
Magnésio é usado principalmente na obtenção na sua base de 
diferentes ligas leves. As ligas de Mg são aplicadas na técnica de 
foguetes e na construção de aviões bem como de automóveis, 
motocicletas, aparelhos. O magnésio é usado como redutor na produção 
do urânio puro e outros metais. O silicato natural de magnésio, asbesto, 
CaO.3MgO.4SiO2, devido à sua resistência ao fogo, pequena 
condutibilidade térmica e estrutura fibrosa, é um material excelente 
para o isolamento térmico. 
Cálcio, a sua aplicação deriva da sua alta actividade química, sendo por 
isso redutor de alguns metais como U, Cr, Zn, Cs e Rb, a partir dos seus 
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18 
 
compostos, para remover o oxigénio e o enxofre do aço e de algumas 
ligas, para desidratar líquidos orgânicos, para absorver os refugos de 
gases nos aparelhos de vazios. 
0 Hidróxido de estrôncio, Sr(OH)2, é usado para refinação do açúcar e o 
nitrato na pirotécnica para a produção de fogos de artifícios colorido de 
vermelho. 
O sulfato de bário, BaSO4, usam-se em pigmentos e trabalho para 
diagnosticação em raio-X e na fabricaçãode papel e da borracha; o 
nitreto e o cloreto são usados no fogo-de-artifício para fornecer a luz 
verde. O BaSO4 impuro é fluorescente; depois de absorver a luz os sais 
de bário geralmente tóxicos. 
 
Sumário 
Os metais alcalinos terrosos apresentam estado de oxidação +2, são menos 
reactivos que os metais alcalinos, reagem com oxigénio , água, nitrogénio e 
halogénios. Os compostos dos metais terrosos reagem com ácidos, hidróxidos e 
sais. Os metais em referência tem aplicação diversa como na tecnologia de 
aviação. 
 
 
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Exercícios 
 
1.Analise a energia de ionização, a electronegatividade e 
a afinidade electrónica do grupo. 
2. Explique o conceito de luminescência, fluorescência e 
fosforescência. 
3. Como se relacionam os metais alcalinos terrosos com o 
oxigénio e água. 
4. Como são os complexos dos elementos do II grupo A? 
5. Que diferença apresenta a cal vida da cal apagada. 
Explique na base de propriedades. 
6. Dê exemplos de compostos do II grupo A com ligação 
iónica e ligação metálica. 
7. Indique as propriedades físicas do CaSO4 e o papel 
químico que desempenha na produção do cimento 
portland. 
8. Explique a importância química do CaO e do SiO2 na 
produção do cimento portland. 
9. Complete as equações químicas seguintes: 
a) Sr + 2 HCl → b) SrCO3 + 2 HNO3 → 
c) SrCO3 + Na2CO3 → d) CaC2 + 2 H2O → 
e) BaCl2 + 2 NaNO3 → e) CaF2 + H2SO4 → 
10. Indique as propriedades físicas e químicas de BaO, 
BaCl2, BaSO4 e Ba(OH)2. 
11. Como e porque razão se alteram as propriedades 
básicas dos hidróxidos dos metais do subgrupo principal 
do grupo II na serie Be(OH)2 e Ba(OH)2. 
12. Explique a importância do CaSO4 na medicina. 
13.Que produtos se formam durante a combustão do 
magnésio no ar? Escreva as equações das reacções com 
água. 
14. Que sais determinam com a sua presença a dureza da 
água? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Unidade 05 
 
Tema: ESTUDO DOS ELEMENTOS DO GRUPO IIIA 
 
Introdução 
 
Os elementos do subgrupo principal do terceiro grupo: boro (B), 
alumínio (Al), gálio (Ga), índio (In) e tálio (Tl) – caracterizam-se pela 
presença dos três electrões na camada electrónica exterior do átomo. O 
alumínio é o mais abundante dos metais e o terceiro dentre todos os 
elementos. 
O boro é único ametal do grupo e os compostos deste grupo revelam o 
número de oxidação +3. Porém, com o aumento da massa atómica 
aparecem também os números de oxidação mais baixos. Para o último 
elemento do subgrupo, o tálio, os mais estáveis são os compostos nos 
quais o seu número de oxidação é igual a +1. 
Com o aumento do número atómico as propriedades metálicas do 
grupo, tal como nos subgrupos principais, tornam-se mais fortes 
visivelmente. Assim, o óxido de boro tem o carácter ácido, os óxidos de 
alumínio, gálio e índio são anfóteros, e o óxido de tálio (III) tem carácter 
básico. Neste subgrupo, os mais importantes são o boro e o alumínio. 
 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão sobre o 
tema proposto. 
Ao terminar esta unidade você será capaz de: 
 
 
Objectivos 
 
 Descrever as propriedades físicas e químicas dos elementos do 
subgrupo IIIA; 
 Explicar os métodos de obtenção dos elementos deste grupo; 
 Mencionar algumas aplicações dos elementos e dos 
compostos do grupo. 
 
5.1. Propriedades Físicas do Grupo IIIA 
 
O boro é ametal e a sua química é inteiramente a dos seus compostos 
covalentes, com configuração electrónica 2s22p1 e hibridização sp2. O 
boro é sólido cristalino negro, duro quase igual a do diamante. O átomo 
de alumínio é muito maior de boro, podendo formar um composto 
iónico como AlF3. Com o incremento do número e peso atómico da 
família do boro observa-se o aumento da densidade, volume atómico e 
tamanho dos raios atómico e iónico, mas os pontos de fusão e de 
ebulição tendem a diminuir. Todos são metais macios, com excepção do 
boro que é um ametal. O gálio é semi-metal quase tão electropositivo 
quanto ao hidrogénio. Conduzem a corrente eléctrica, com excepção do 
boro, a sua condutibilidade eléctrica é pequena e aumenta com a 
temperatura. As restantes propriedades encontra-se na tabela 3. 
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Tabela 3. Propriedades dos elementos do III grupo A. 
Propriedades B Al Ga In Tl 
Estrutura electrónica 2s22p1 3s23p1 4s24p1 5s25p1 6s26p1 
Raio átomo, nm 0,091 0,143 0,139 0,166 0,171 
E→E+, eV 
E+→E2+, eV 
E2+→E3+,eV 
8,30 5,99 6,00 5,79 6,11 
25,15 18,8 20,5 18,9 20,4 
37,9 28,4 30,7 28,0 29,8 
Densidade, g/cm3 2,34 2,70 5,90 7,31 11,85 
Temperatura de fusão, °C 2075 660 29,8 156,4 304 
Temperatura de ebulição, °C 3700 2500 2205 2000 1475 
 
O alumínio é de cor branco prateado, leve e macio com densidade igual 
a 2,7g/cm3. Possui grande resistência a atracção, podendo ser estriado 
ou trifilado. É maleável, pode ser laminado em folhas muito finas e é um 
excelente condutor da corrente eléctrica. 
O gálio é um metal brilhante com a prata, duro e quebradiço. O seu 
ponto de fusão é 29,8°C, nos países quentes é líquido. A sua densidade 
quando sólido é 5,90 e quando liquido é 6,1. Forma ligas com pequenas 
porções de alumínio, índio ou estanho, os quais faz baixar o seu ponto 
de fusão. Esta propriedade é aproveitada para enchimento de 
termómetros. 
O índio é um metal branco prateado, brilhante, muito brando, dúctil e 
mole. O ponto de fusão é baixo, mas o ponto de ebulição, elevado e 
cristaliza com estrutura compacta cúbica levemente distorcida. O seu 
raio iónico é 0,81 e com condutibilidade eléctrica 21,0 
comparativamente com 6,0 do tálio. 
O tálio e os seus compostos são muito venenosos. Ele apresenta 
superfície branca e brilhante, mas esta torna-se rapidamente cinzenta e 
opaca por exposição ao ar. É um metal mais mole e menos tenaz do que 
o chumbo. O tálio é dimorfo: a forma estável a baixa temperatura (Tl-α) 
possui estrutura compacta cúbica e a forma estável acima de 232,2°C (Tl-
β), estrutura cúbica de face centrada. Contudo, é um sólido amarelo, 
maleável e mole que se pode cortar facilmente com faca com metais 
alcalinos. Apresenta baixo ponto de ebulição e condutibilidade eléctrica 
ao longo do grupo. 
5.2. Obtenção dos Elementos. 
O boro pode ser obtido pela redução de cloreto de boro por hidrogénio 
ou vapor de sódio. A mistura de BCl3 e H2 é passada por filamento de 
tântalo aquecido entre 1100°C à 1300°C, obtêm-se assim o boro sob 
forma cristalina e pura, com a dureza de 9,3 na escala de mohs quase 
igual a do diamante igual a 10,0. 
BCl3 + 3 H2 → 6 HCl + 2 B 
Redução do óxido bórico por magnésio ou alumínio, onde se obtém o 
óxido de boro acidulando-se o bórax: 
B4O72- + 2 H+ → 2 B2O3 + H2O 
B2O3 + 3 Mg → 3 MgO + 2B 
Também obtém-se o boro da decomposição de boranos (diborano 
simples) 
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22 
 
B2H6 ↔ 2 B + 3 H2 (puro) 
O alumínio obtém-se a partir de bauxite (Al2O3.2H2O), o qual se encontra 
contaminado com a sílica (SiO2), óxido de ferro e óxido de titânio IV. O 
minério é em primeiro lugar aquecido com a solução de NaOH para 
transformar a sílica em silicatos solúveis: 
SiO2(s) + 2 OH- (aq) → SiO32- + H2O(l) 
Simultaneamente o Al2O3 é convertido em ião aluminato (AlO2-) 
Al2O3(s) + 2 OH-(aq) → 2 AlO2- + H2O(l) 
Em seguida a solução é tratada com ácido para precipitar o Al(OH)3 
insolúvel: 
AlO2-(aq)+ H3O+(aq) → Al(OH)3(s) 
Depois de filtrado, o Al(OH)3(s) é aquecido para obter o óxido de 
alumínio. 
Al(OH)3 (s) → Al2O3 (s) + H2O (l) 
O óxido de alumínio anidro ou corindo, é reduzido ao alumínio através 
do processo de hall que consiste na electrólise de Al2O3. 
Al2O3 → 2 Al3+ + O2- 
No ânodo (oxidação): 2 O2- →O2 + 4e- 
 2 Al3+ + 3e- →Al (s) 
 2 Al2O3 → 4 Al (l) + 3 O2 (g) 
O oxigénio gasoso reage com os ânodos de carbono a altas temperaturas 
para formar monóxido de carbono que sendo um gás se escapa. O 
alumínio líquido com p.f. (660.2°C) desce para o fundo do recipiente, 
donde pode ser drenado de tempos em tempos durante o processo. 
O gálio é obtido por electrólise do cloreto ou hidróxido de gálio, ou 
ainda por redução do H2. 
2 GaCl3 + H2 → 6 HCl + 2 Ga (s) 
O índio obtém-se da precipitação do seu cloreto em solução com o zinco: 
2 InCl3 + 3 Zn → 3 ZnCl2 + 2 In 
É obtido também pela electrólise do seu óxido com carvão: 
In2O3 + 3 C → 2 In + 3 CO 
5.3. Propriedades Químicas dos Elementos 
O boro tem uma química especial em comparação com alumínio e 
outros elementos do grupo IIIA, mas assemelha-se nas propriedades 
com o silício. O B(OH)3 tem propriedades ácidas, enquanto o Al(OH)3 
anfotéricas. Os boratos e os silicatos têm a mesma estrutura e é 
bastante complicada formando cadeias de anéis e outras formações. 
A água não ataca o boro, mas sim o vapor de água sobre o elemento 
aquecido ao rubro formando o ácido bórico e hidrogénio. 
2 B(s) + 6 H2O(v) → 2 H3BO3 + H2 
Não reage com HCl, nem com o HNO3 mesmo a quente, sendo 
lentamente atacado pelo H2SO4 quente e HNO3 concentrado. 
2 B(s) + 3 H2SO4(quente) → 2 H3BO3 + 3 SO2 
2 B(s) +6 HNO3 (c) → 2 H3BO3 + 6 NO2 
O boro combina directamente com halogénio, oxigénio, enxofre, 
nitrogénio e carbono formando compostos binários como: BF3, B2O3, 
B2S3, BN e B4C3. 
2 B + 3 F2 → BF3; 4 B+ 3O2 → B2O3; 2 B + 3 S → B2S3; 
2 B + N2 →2BN; 4 B + 3C → B4C3 
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23 
 
Os compostos de boro realizam as seguintes reacções: 
B2O3 + 3 C + 3 Br2 →2 BBr3 + 3 CO 
BF3 + AlCl3 →AlF3 + BCl3 
BF3 + NH3 →BF3NH3 
B2O3 é um óxido ácido que dissolvido em água dá H3BO3 e, em álcalis dá 
boratos: 
B2O3 + 3 H2O → 2 H3BO3 
B2O3 + 6 NaOH →3 Na3BO3 + 3 H2O 
Aqui forma-se de preferência o tetraborato de sódio. 
2 B2O3 + 2 NaOH → 2 Na2B4O7 + H2O 
O H3BO3 obtém-se do H2SO4 sobre a solução quente do tetraborato de 
sódio: 
Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O → Na2SO4 + 4 H3BO3 
O alumínio não desloca o hidrogénio da água, mas perdendo a película 
protectora reage com água. Também reage com o oxigénio, enxofre e 
halogénio. 
2 Al(s) + 6 H2O (l) → 2Al(OH)3 (s) + 3H2 (g) 
4 Al(s) + 3 O2 (g) → 2Al2O3 (s) 
2 Al(s) + 3 S (g) → Al2S3 (s) 
2 Al(s) + 3 Cl2 (g) → 2 AlCl3 (s) 
O cloreto de alumínio sofre hidrólise: 
AlCl3(s) + 6 H2O (l) → Al(OH)3 (s) + 3 HCl (aq) 
O alumínio reage acido clorídrico e com bases fortes. 
2 Al (s) + 6 HCl (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) 
2 Al (s) + 2 NaOH (aq) + 2 H2O (l) → 2 Na[AlO2] (aq) + 3 H2 (g) 
O alumínio actua como redutor de óxidos metálicos com vista a 
obtenção de metais e é usada na soldagem de aço e de ferro a chamada 
reacção térmite. 
2 Al (s) + Fe2O3 (s) → Al2O3 (s) + 2 Fe (s); ∆H= -825kj. 
O gálio tem propriedade análoga a do alumínio, reagindo com ácidos e 
com hidróxidos alcalinos formando sal e hidrogénio. 
2 Ga + 6 HCl → 2 GaCl3 + 3 H2 
2 Ga + 2 NaOH + 2 H2O → 2 NaGaO2 + 3 H2 
O índio dissolve-se em ácido sulfúrico e clorídrico libertando hidrogénio 
a semelhança de metais alcalinos. 
2 In + 3 H2SO4 → In2(SO4)3 + 3 H2 
2 In + 6 HCl → 2 InCl3 + 3 H2 
O índio quando aquecido fortemente com o ar, arde oxidando-se 
facilmente: 
4 In + 3 O2 → 2 In2O3 
O tálio oxida-se até a produção do carbonato de tálio. 
4 Tl + O2 → 2 Tl2O 
Tl2O + H2O → 2 TlOH (base forte) 
2 TlOH + CO2 → Tl2CO3 
O carbonato de tálio é o único carbonato do metal solúvel na água. 
 
5.4 Aplicações dos Elementos. 
 
O boro, na metalurgia é usado com aditivo ao aço e algumas ligas não 
ferrosos. O ácido bórico aplica-se na fabricação dos esmaltes e vidros 
especiais, nas indústrias de papel e couro e também como um 
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desinfectante. Bórax usa-se na soldadura e corte de metais, na 
fabricação de esmaltes facilmente fusíveis; é necessário em quantidades 
pequenas para o desenvolvimento de plantas (micro adubos). 
O alumínio é um dos aditivos mais empregados em ligas com base em 
cobre, magnésio, titânio, níquel, zinco e ferro. É um bom condutor da 
corrente eléctrica, usado na linha de transmissão de alta tensão, as suas 
ligas usam-se na técnica de foguetes, na construção de aviões, 
automóveis, aparelhos, na produção da louça, fios eléctricos, 
condensadores e em processo aluminotérmico para obtenção de vários 
metais. O corindo (Al2O3) aplica-se em joalharia, peças de aparelhos, 
pedras em relógios. 
O gálio metálico aplica-se para preencher os termómetros de quartzo, 
usados para medir as altas temperaturas, as ligas do gálio ou do ouro 
aplica-se para fazer dentaduras e na joalharia. É utilizado em semi-
condutores e transitores, sobre porcelanas e vidros dando superfície 
espalhada e em ligas de ponto de ponto de fusão baixo. 
O índio é usado no fabrico de lâmpadas de mercúrio, nas quais é 
misturado ao vapor de mercúrio, melhorando a iluminação. O índio é 
usado em ligas com o germânio na fabricação de transitores, 
rectificadores e foto condutores. É usado na fabricação de espelhos mais 
resistentes a corrosão atmosférica e em ligas de baixo ponto de fusão. 
O tálio é aplicado na fabricação de fotocelas, detectores de raio 
infravermelhos; o sulfato de talio é extremamente tóxico, é utilizado no 
combate a roedores e formigas. 
 
Sumário 
Todos os elementos deste grupo são metais macios, com excepção do 
boro que é um ametal. O gálio é semi-metal quase tão electropositivo 
quanto ao hidrogénio. Conduzem a corrente eléctrica, com excepção do 
boro, a sua condutibilidade eléctrica é pequena e aumenta com a 
temperatura. Todos eles apresentam a configuração externa ns2np1 que 
determina grande parte das proriedades do grupo. 
 
 
 
 
Exercícios 
 
1. Faça uma análise das camadas de valências e do número 
de oxidação. 
2. Como se obtém o boro industrialmente? 
3. Quais são as propriedades físicas do boro e mencione três 
aplicações do mesmo. 
4. Escreve as fórmulas dos compostos hidrogenados do 
boro, do alumínio e do índio. 
5. Que propriedades apresenta óxido do boro e do ácido 
bórico. 
6. Apresenta as equações químicas das reacções do alumínio 
com o oxigénio, enxofre, água e ácido clorídrico. 
7. Explique o conceito de passivação. 
8. Explique o conceito de anfoterismo na molécula do 
hidróxido de alumínio na base na teoria de Bronsted e de 
Arrhenuis. 
9. Explique o processo aluminotérmico e escreva as 
equações redox do alumínio. 
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Unidade 06 
 
Tema: ESTUDO DOS ELEMENTOS DO GRUPO IVA 
 
Introdução 
 
No subgrupo principal do IV grupo A do sistema periódico entram cinco 
elementos: o carbono (c), silício (Si), germânio (Ge), estanho (Sn) e o 
chumbo (Pb). O carbono e o silício são não-metais, o Ge é um semi-
metal e Sn e o Pb são metais. Além destes elementos a classificação 
periódica de Rother Mayer, contemporâneo de Mendeleev. Incluía o 
titânio (Ti), zircónio (Zr) e o tório (Th) que tinham em comum a 
tetravalência, a formação de compostos covalentes, os altos pontos de 
fusão e o carácter metálico. 
Ao passar do carbono ao chumbo, os tamanhosdos átomos aumentam. 
A capacidade de captar electrões e, por conseguinte as propriedades 
não metálicas também diminuirão, aumentando simultaneamente a 
facilidade de perda de electrões. 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa sobre 
este periodo. 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Abordar a ocorrência dos elementos do grupo; 
 Descrever a obtenção dos elementos e dos compostos do grupo; 
 Descrever as propriedades físicas e químicas dos elementos do 
grupo; 
 Distinguir a alotropia do carbono em diamante e grafite; 
 Analisar os diferentes tipos de carvões e as suas diversas aplicações; 
 Analisar o processo da gaseificação e da coqueificação; 
 Explicar as aplicações dos elementos e dos compostos do grupo. 
6.1. Ocorrência na natureza 
O carbono existe em (0,032%). O carbono exista na forma livre ou 
elementar sob forma de diamante e de grafite e na forma combinada 
sob forma de carbonatos (calcários – CaCO3 e dolomite – MgCO3) e é um 
componente essencial dos organismos vivos, animais e vegetais, para 
além de constituir principal componente dos carvões fosseis resultantes 
da decomposição natural, em ausência do ar e no curso de um largo 
período, de plantas das primeiras eras geológicas. 
O silício não ocorre livremente, com 27,7% da crosta terrestre, as 
principais ocorrências são sob a forma da sílica, SiO2 (areia, quartzo ou 
cristal da rocha) ou de silicatos complexos (caulim, argila, feldespato, 
asbesto). 
O germânio tem um teor na crosta terrestre de 0,007% (massa), os 
minerais que os contém em quantidades relativamente grandes são 
extremamente raros. 
O estanho não pertence ao número dos metais muito abundantes (o seu 
teor na crosta terrestre é de 0,04%). Ele normalmente encontra-se na 
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26 
 
forma de compostos oxigenados, SnO2 (Cassiterite). 
O chumbo, o seu teor na crosta terrestre constitui 0,0016% (massa), o 
minério mais importante na qual se obtém o chumbo é a galena (PbS). 
 
6.2. Propriedades Físicas dos Elementos. 
 
Neste grupo, é notório o aumento dos números atómicos que é 
acompanhado do aumento da densidade, volume atómico e raios 
atómico e iónico. A tendência geral para diminuição do ponto de fusão 
faz-se acompanhar da diminuição dos pontos de ebulição e dos calores 
de sublimação. Tudo isso significa que as forças de ligação nos sólidos 
dos elementos diminuem com o incremento do número atómico. 
São característicos no grupo os nox +2 e +4. Os compostos de C e Si nos 
quais os nox desses elementos são +2 e +4 são poucos numerosos e 
instáveis. O grupo todo apresenta electronegatividade constante, 
excepto o carbono que tem cerca 1/3 maior do que os seus homólogos. 
Todos os elementos desse grupo apresentam a estrutura electrónica 
exterior s2p2 e a predominância da tetravalência. Há também o estado 
bivalente no carbono, no estanho e no chumbo, porém, só no chumbo a 
bivalência é importante. 
O carbono e o silício tendem a formar compostos covalentes e os 
elementos pesados como o Pb, compostos iónicos embora os carbetos 
metálicos como CaC2 e o Al4C3 sejam compostos iónicos do carbono. 
Também é possível encontrar compostos covalentes dos metais pesados 
como o Pb(C2H5)4 o chumbo tetraetila que é um composto covalente 
típico. 
Todos os elementos do grupo apresentam configuração tetraédrica 
quando em estado tetravalente. O C e o Si possuem somente electrões 
no subnível s e p, enquanto o Sn, Ge e Pb tem subnível d completos com 
10 electrões. Por isso, que se pode esperar duas series neste grupo com 
comportamento distintos: a primeira composta pelo C e Si e segunda por 
Ge, Sn e Pb. Os elementos deste grupo forma complexos com facilidade, 
pois as condições de complexação são favorecida pela elevada carga, 
pequena dimensão e pela possibilidade de orbitas vazias de energia 
adequadas. 
O carbono é o elemento do grupo que forma o maior número de óxido 
como: CO, CO2, C3O2, C5O2, C12O9, sendo os mais importantes o CO e CO2. 
A variedade dos compostos de carbono explica-se pela capacidade dos 
seus átomos de se ligar entre si com formação das cadeias ou anéis 
compridos. As demais propriedades constam na tabela 4. 
 Tabela 4. Propriedades físicas do IV grupo A. 
Propriedades C Si Ge Sn Pb 
Peso atómico 12,0 28,08 72,53 118,69 207,19 
Estrutura electrónica 2s22p2 3s23p2 4s24p2 5s25p2 6s26p2 
P. Fusão, °C 3728(9) 1410 937,4 231,9 327,4 
P. Ebulição, °C 4830 2680 2830 2270 1725 
Electronegatividade 2,5 1,8 1,8 1,8 1,8 
Densidade, g/cm3 2,26 2,33 5,32 7,30 11,4 
Volume atómico (m/d) 5,3 12,1 13,6 16,3 18,3 
Raio atómico (A°) 0,914 1,32 1,37 1,62 1,75 
R. Covalente (A°) 0,77 1,11 1,22 1,41 1,47 
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27 
 
6.2.1. Alotropia 
É a existência de um elemento em duas ou mais formas simples 
diferentes. Essas formas têm o nome de estados alotrópicos ou 
variedades alotrópicas dos elementos. As modificações operadas nas 
propriedades dos elementos têm origem no arranjo dos átomos 
(estrutura molecular) ou no tamanho das moléculas dos elementos, 
causadas por agentes físicos, como a temperatura e pressões elevadas, a 
descarga eléctrica e a acção da luz ultravioleta. 
6.2.1.1. O Diamante 
 
É uma substância incolor, transparente e altamente refrigerante. 
Cristaliza-se numa rede cúbica de facetas de um cubo, e outra no vértice 
e centros e facetas doutro cubo. Deslocado relativamente ao primeiro 
no sentido da sua diagonal espacial. Os átomos de carbono no diamante 
encontram-se no estado de hibridização sp3 e formam uma rede 
tetraédrica tridimensional, na qual eles são ligados entre si pelas 
ligações covalentes. 
De todas as substâncias simples, o diamante tem um número máximo 
dos átomos contidos numa unidade de volume. Os átomos de carbono 
são empacotados densamente, dai o facto da estabilidade elevada da 
ligação nos tetraedros carbónicos, é condicionado aquele facto de que o 
diamante é uma substância mais dura que se conhece. Sendo por isso 
aplicado largamente nas industrias, quase 80,0% de diamantes 
explorados usados para fins tecnológicos. 
Sendo muito duro, o diamante, ao mesmo tempo, é frágil, pois o pó 
obtido durante a sua trituração aplica-se para o polimento de pedras 
preciosas e dos próprios diamantes. Os diamantes transparentes 
devidamente lapidados têm nome de brilhantes. Contudo, ao calciná-lo 
no oxigeno, o diamante arde, formando CO2. Se se aquecer muito 
diamante sem acesso do ar, ele transforma-se em grafite. 
 
6.2.1.2. A Grafite 
 
Representa os cristais escuro cinzentos com um brilho metálico fraco. Os 
átomos estão dispostos hexagonal e têm um estado de hibridização sp2. 
Cada átomo têm três ligações sigma (σ) e uma pi (π) que é deslocalizada 
e forma-se da seguinte maneira: cada quarto electrão da última camada 
ocupa uma orbital 2p que não participa na hibridização, são estes 
orbitais orientados perpendicularmente ao plano da camada 
sobrepondo-se umas as outras resultando uma deslocalização. 
A distância entre os carbonos vizinhos da grafite é relativamente grande 
(0,355nm) que indica a estabilidade pequena da ligação existente. As 
camadas vizinhas são ligadas pelas forças de Vander Waals, apesar de 
que parcialmente as ligações tenham um carácter metálico explicando 
assim a sua condutibilidade eléctrica e térmica relativamente alta. 
As camadas isoladas dos átomos no cristal da grafite ligados entre si 
fracamente separam-se facilmente. É usada no fabrico do lápis. Ao ar, a 
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28 
 
grafite não arde mesmo a altas temperaturas, mas arde no oxigénio 
puro, produzindoo CO2. Aplica-se na fabricação de eléctrodos, na 
mistura da grafita com argila são feitos cadinhos refractários para 
fundição de metais. A grafite mistura com óleo, serve dum excelente 
agente lubrificante. 
A grafite é obtida a partir da hulha de quantidade superior a 
temperatura de 3000°C nos fornos eléctricos sem acesso do ar. Ele é 
termodinamicamente estável numa ampla faixa de temperaturas e 
pressões, em particular nas condições comuns. Devido a isso, nos 
cálculos das grandezas termodinâmicos a título do estado padrão do 
carbono aplica-se a grafite. 
O diamante é termodinamicamente estável apenas as pressões altas 
(acima de 109 Pa). Porem, a velocidade de transformação de diamante 
em grafite torna-se visível apenas a temperatura acima de 1000°C a 
1750°C, a transformação do diamante me grafite ocorre rapidamente. 
Na grafite têm-se planos paralelos de átomos de carbono em retículo de 
hexágonos regulares. Estando cada carbono ligado a três outros átomos 
de carbono. 
A grafite é mole, conduz a corrente eléctrica e é escura cinzenta. A 
ausência da ligação forte entre os planos paralelos dos hexágonos de 
carbono na grafite permite que essas camadas deslizem umas sobre as 
outras, dai o emprego da grafite como lubrificante sólido. Existem outras 
formas de carbono amorfo que são realmente pequeníssimos cristais de 
grafite, carvão vegetal ou de madeira, carvão animal ou de ossos, carvão 
mineral ou negro de fumo. 
 
6.3. Hibridização 
 
Geralmente, o carbono apresenta vários tipos de hibridização nos 
hidrocarbonetos dependendo do tipo de estrutura geométrica espacial. 
Na base da distribuição electrónica, (1s22s22p2), o carbono formaria 2 
covalências simples devido aos orbitais incompletos e 1 covalência 
dativa devido a sua orbital vazia. Na pratica isso não acontece, pois o 
carbono participa na maioria dos seus compostos com quatro valências 
iguais. 
Para formar quatro covalências iguais, o carbono precisaria de quatro 
electrões desemparelhados no último nível, o que entra em contradição 
com a sua distribuição electrónica. Para tal, recorreu-se a teoria de 
hibridização de orbitais, para explicar a contradição. Pois, o carbono só 
seria capaz de se combinar após receber energia suficiente para 
promover ao orbital Pz um dos electrões 2s com spin idêntico ao dos 
demais electrões desemparelhados. Uma vez em estado excitado, o 
carbono pode formar três tipos de hibridização: sp, sp2 e sp3. 
A hibridização sp esta presente nos alcinos, sp2 nos alcenos e sp3 nos 
alcanos. 
 
6.4. Carvão. 
 
É um material sólido poroso produzido pela queima de madeira ou por 
um processo natural a partir de substâncias vegetais submetidas a 
temperaturas terrestres no decurso de cerca de 300 milhões de anos. A 
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29 
 
origem do carvão é bastante controvertida. Para uns, é acção de 
microrganismos em condições adequadas provocando a transformação 
de vegetais em carvão. Outros sugerem que o movimento da crosta 
terrestre é responsável pela transformação de vegetais em carvão. As 
pesquisas mais recentes dizem que a atmosfera era rica em dióxido de 
carbono que facilitou o desenvolvimento de vegetais e 
consequentemente sua transformação em carvão. 
O carvão no mundo é variável mas, em Moçambique, que ocorre é a 
hulha que se encontra em Moatize na província de Tete. 
O carvão pode-se apresentar de duas maneiras: 
- O carvão artificial aquele que sofre acção do homem, como o carvão de 
madeira, de açúcar, de retortas, carvão animal, negro de fumo e coque. 
- O carvão natural é aquele denominado carvão mineral que apresenta 
suas variedades, como a hulha, a lenhite, a turfa e a antracite. 
O carvão é uma substância de cor quase escura, apresenta grande 
porosidade, possui uma grande área interna o que lhe confere a 
propriedade de absorção e desordiador doar. A absorção aumenta 
quando submetemos a certos processos denominado carvão activado. 
Estes processos consistem em remover certos odores, purificar água e 
remover o vapor tóxico. 
A propriedade que o carvão tem de reter na sua superfície as partículas 
dum gás ou duma substância dissolvida, tem nome de adsorção e 
quanto mais poroso for o carvão, maior é a quantidade de gás ou de 
substância dissolvida que ele pode adsorver. 
 
6.5. Propriedades Químicas. 
 
A química do carbono é muito complexa desde a formação de 
compostos orgânicos e inorgânicos. As temperaturas elevadas, o 
carbono combina com o hidrogénio, enxofre, silício, boro e com muitos 
metais, incluindo halogénios; o carvão entra em reacções mais 
facilmente do que a grafite e tanto mais o diamante. 
Os compostos do carbono com os metais e outros elementos que são 
electropositivos em relação ao carbono, chamam-se carbonetos (SiC, 
Al4C3, B4C3, CaC2). 
O carbono reage com o hidrogénio formando metano, um dos 
componentes principais do gás natural que se usa nas casas e na 
indústria. 
C + 2 H2 → CH4 
Também o metano é obtido da reacção do carbeto de alumínio com 
água. 
Al4C3 + 12 H2O → 4 Al(OH)3 + 3 CH4↑ 
 E na reacção do carbeto de cálcio com água, forma o etino. 
CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2 
A gaseificação e a coqueificação são processos químico-técnicos cujas 
abordagens foram dadas na 10ªclasse. 
O carbono reage a uma certa temperatura com ácido nítrico e óxido de 
alumínio, formando CO2. 
C + 4 HNO3 → CO2 + 4 NO2 + 2 H2O 
3 C + 2 Al2O3 → 4 Al + 3 CO2 
 
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30 
 
6.5.1. Monóxido de carbono. 
 
O monóxido de carbono (CO) é um gás incolor, insípido, extremamente 
tóxico que se condensa no líquido a 192°C e se solidifica a 205°C. O CO é 
muito pouco solúvel em água e não reage com ela. Ele é obtido em 
grande escala, juntamente com o hidrogénio pela redução do vapor de 
água com coque: H2O (g) + C → H2 (g) + CO(g) 
Pode também ser obtido a partir de substâncias simples: 
C + ½ O2 (g) → CO (g); ∆H= -137Kj/mol 
C + CO2 (g) → 2 CO (g); ∆H= +120 Kj/mol. 
Pode-se obter no laboratório da desidratação do ácido fórmico (CH2O2) 
ou ácido oxálico (C2H2O4): 
HCOOH (aq) → H2O + CO 
C2H2O4 (aq) → CO + CO2 + H2O 
O CO reage com flúor, cloro e bromo a luz directa. E também reage com 
hidróxido de sódio: 
CO + Br2 → COBr2 
CO + Cl2 → COCl2 (fosgênio). 
CO + NaOH → HCOONa 
Ao ar, o CO arde com chama azulada, libertando uma grande quantidade 
do calor transformando-se em CO2. 
2 CO + O2 → 2 CO2 + 566 Kj. 
O CO reduz os óxidos, formando metais no estado livre: 
CO + CuO → Cu + CO2 
CO + MgO → Mg + CO2 
O CO é aplicado na produção de metanol, na base de processos 
industriais sob a reacção com o hidrogénio. É também aplicado na 
metalurgia como um bom redutor durante as reacções dos metais a 
partir dos seus óxidos. 
 
6.5.2. Dióxido de carbono. 
 
O dióxido de carbono (CO2) é um gás incolor, aproximadamente 1,5 
vezes mais pesado que o ar, podendo ser resfriado, usando grandes 
pressões. Pode solidificar-se constituindo o chamado gelo seco. O CO2 é 
obtido da combustão completa dos compostos orgânicos; das fendas 
vulcânicas e das águas minerais. 
No laboratório, o CO2 obtém-se habitualmente do HCl sobre o mármore 
(CaCO3) no aparelho de Kipp: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2 
Na indústria, as grandes quantidades de CO2 são obtidos durante a 
ustulação de calcário: CaCO3 → CaO + CO2 
CO2 reage com água, formando H2CO3 reversivelmente. O H2CO3 é muito 
fraco. Na solução, ele dissocia-se em iões H+ e HCO3- e apenas em 
quantidade ínfima forma os iões CO32-. 
H2CO3 ↔ H+ + HCO3- ↔ 2 H+ + CO32- 
O dióxido de carbono reage com óxidos metálicos, formando os 
respectivos carbonatos: 
CO2 + MnO → MnCO3 
CO2 + CaO → CaCO3 
CO2 + H2O + NH3 → NH4HCO3 
Por sua vez, os carbonatos dos metais alcalinos dissolvem-se em água e 
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31 
 
também hidrolisam-se, formando hidrogeno carbonato: 
Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH 
K2CO3 + H2O → KHCO3 
A maioria dos carbonatos sofre a decomposição térmica, formando 
respectivos óxidos metálicos, enquanto os hidrogeno carbonatos dos 
metais alcalinos, ao serem aquecidos, transformam-se em carbonatos: 
MgCO3 → MgO + CO2 
CaCO3 → CaO + CO2 
2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O 
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O 
Por exemplo: o CaCO3 é uma das matéria-primas para a produção do 
cimento portland e K2CO3 é aplicado na fabricação do sabão, na 
produção do vidro de alto ponto de fusão e na fotografia. 
O dióxido de carbono, CO2 é aplicado nas industriais em refrigerantes, 
em extintores de incêndio, na preparação de CaCO3, aplica-se para 
síntese de ureia e na obtenção de soda pelo processo de Solvay. 
 
6.6. Estudo do Silício: Ocorrência na Natureza e Propriedades Físicas. 
 
O silício (Si) é um dos elementos mais abundantes na crosta terrestre 
depois do oxigénio. Encontra-se na natureza na forma de dióxido de 
silício, SiO2, e silicatos como de Al e Fe. 
O Si aparece em forma da estrutura de diamante (tetraédrica) com 
distância entre os átomos iguais a 0,23nm. O seu brilho assemelha-se 
aos metais. O Si cristalino puro é brilhante, duro, frágil, quebradiço, de 
estrutura octaédrica de plano cúbico. Conduz a corrente eléctrica como 
a grafite e a sua condutibilidade aumenta com elevação da temperatura 
e é bom semi-condutor. 
 
6.6.1. Obtenção do Silício. 
a) Redução do SiO2 pelo C e CaC2 em presenças de temperaturas 
próximas a 2000°C. 
SiO2 + C → Si + CO2 
SiO2 + CaC2 → Si + 2 CO + Ca 
b) No laboratório, o SiO2 é possível obter o silício fazendo reagir: 
SiO2 + 2 Mg → Si + 2 MgO 
3 SiO2 + 2Al → 3 Si + 2 Al2O3 
c) Também se obtém o silício da redução de sais de Si com Al. 
3 K2SiF6 + Al → Si + 2 KAlF4 + 2 K2AlF5 
3 SiF4 + 4 Al → 3 Si + AlF3 
d) Na indústria, o silício obtém do hidrogeno cloreto de silício. 
SiHCl4 → Si + HCl + Cl2 
 
6.6.2.2. Reacções do Silício e dos seus compostos. 
 
O silício reage com flúor, oxigénio, nitrogénio e com metais, formando 
silicetos (Ca2Si, CaSi, Li2Si, Na2Si, K2Si, Mg2Si, Ba2Si, BaSi, Sr2Si), que 
sofrem a hidrolisem, formando silicatos e silanos. 
 Si + 2 F2 → SiF4 ; Si+ O2 → SiO2 
 3 Si + 2 N2 → Si3N4 ; Ca + Si → CaSi 
Si+ 2 KOH + H2O → K2SiO3 + 2 H2↑ 
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32 
 
NaSi + 3 H2O → Na2SiO3 + 3 H2↑ 
Mg2Si + 2 H2SO4 → 2 MgSO4 + SiH4 (Silano). 
SiO2 + 2 C → Si + 2 CO↑ 
O fluoreto de silício, SiF4, forma-se durante a reacção do fluoreto de 
hidrogénio com dióxido de silício: 
SiO2 + 4 HF → SiF4↑ + 2H2O 
O SiF4 é um gás incolor com cheiro forte e que se hidrolisa nas soluções 
aquosas: 
SiF4 + 3 H2O → H2SiO3 + 2 H2O 
 
6.6.2.3. Aplicações do Silício. 
 
O silício aplica-se na metalurgia (na remoção do oxigénio dos metais 
fundidos) e na técnica de semi-condutores; na fabricação de células 
fotoeléctricas, amplificadores, rectificadores, entre outros materiais 
úteis. 
 
6.7. Germânio: Obtenção e Propriedades Físicas. 
 
Habitualmente a título de obtenção do germânio servem os produtos 
laterais de transformação dos minérios não ferrosos, bem como a cinza 
resultante após a combustão de certos carvões. O germânio tem número 
de oxidação igual a +2 e +4, sendo o mais característico o nox +4. A 
configuração electrónica ns2np2 possibilita o estado bivalente devido o 
efeito do par inerte. 
O germânio pode ser obtido a partir da germanita (2GeS2.FeS.3Cu2S), 
onde o metal começa a ser desagregado com a mistura do ácido 
sulfúrico e ácido nítrico. A maior parte do germânio se separa em forma 
de GeO2, que é dissolvido em HCl a 20% obtendo-se o tetracloreto de 
germânio que é por sua vez separado por destilação fraccionada, em 
seguida trata-se o GeCl4 por água que hidrolisa o óxido: 
2 GeCl4 + 4 H2O → 2 GeO2 + 8 HCl 
A obtenção do germânio é feita pela redução do óxido com hidrogénio 
ou carvão: 
GeO2 (s) + C (s) → Ge (s) + CO (g) 
GeO2 (s) + 2 H2 (g) → Ge (s) + 2 H2O 
O germânio é um sólido branco acinzentado, brilhante e muito 
quebradiço, cristaliza-se no sistema cúbico, tem uma estrutura do tipo 
diamante com uma disposição tetraédrica dos respectivos átomos. O Ge 
é semi-metal e semi-condutor em mistura com o silício, funde-se a 936°C 
e volatiza a temperaturas elevadas, possui calor de vaporização 78 Kca e 
calor específico de 0,074 cal/g. 
 
6.7.1. Reacções Químicas do Germânio e dos Seus Compostos. 
 
A temperatura ambiente o Ge é estável a acção do ar, água, ácido 
clorídrico e sulfúrico diluído. A temperatura elevada, o Ge combina com 
o oxigénio, enxofre e halogénio, formando óxido de germanio (IV), 
sulfureto de germânio e tetracloreto de germânio, respectivamente. 
Ge(s) + O2(g) → GeO2(s) 
Ge(s) + S(s) → GeS2(s) 
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33 
 
Ge(s) + 2 Cl2(g) → GeCl4(s) 
Reage com bases na presença de peróxidos de hidrogénio, formando 
sais do ácido germânico (germanato): 
Ge + 2 NaOH + H2O2 → Na2GeO3 + 3 H2O 
O germânio sofre oxidação perante o acido nítrico concentrado. 
Ge + 4 HNO3 (c) → GeO2 + 4NO2 + 2H2O 
Óxido de germânio (II) – GeO, é um sólido branco obtido da 
decomposição do GeCl2 com água: 
GeCl2 + H2O → GeO + 2 HCl 
O dicloreto de germânio pode ser obtido pela acção do ácido clorídrico 
concentrado sobre o Ge(OH)2. 
2 HBr + Ge(OH)2 → GeBr2 + 2 H2O 
 
6.7.2. Aplicações do germânio. 
 
Os aparelhos semicondutores de germânio (rectificadores, 
amplificadores) aplicam-se largamente em radiotecnia, radiolocalização, 
técnica de televisão, em computadores. A partir do germânio são 
fabricados também os termómetros de resistência. O GeO2 faz parte de 
vidros que possuem o alto coeficiente de refracção e transparência na 
parte infravermelha do espectro. 
 
6.8. Estanho: Ocorrência na Natureza e Propriedades Físicas. 
 
O estanho (Sn) encontra-se, normalmente, na forma do composto 
oxigenado SnO2, a cassiterite e o teor de Sn na crosta terrestre é cerca 
de 0,04% de massa. No estado livre, o estanho é um metal branco 
prateado, brilhante, maleável, dúctil e facilmente pode ser reduzido à 
lâminas finas (folhas de estanho). Funde-se a baixa temperaturas. O 
estanho-α cristaliza-se no sistema cúbico, com uma estrutura 
semelhante a do diamante, o estanho-β cristaliza-se no reticulo 
tetragonal e o estanho-γ forma um reticulo ortorômbico e é muito 
quebradiço. 
Ao ser arrefecido o estanho branco transforma-se no cinzento devido a 
alteração essencial da densidade do metal reduz-se a pó cinzento e esse 
fenómeno obteve o nome de peste de estanho, decorrendo mais 
rapidamente a temperaturas cerca de 30 - 40°C. 
 
6.8.1. Obtenção do estanho 
 
Redução de óxidos com carbono: SnO2 + 2 C → Sn + 2 CO 
Redução de muitos sais: 
SnSiO3 + CaO + C → Sn + CaSiO3 + CO 
SnSiO3 + Fe → FeSiO3 + Sn 
 
6.8.2. Propriedades químicas do estanho e dos seus compostos. 
 
O estanho forma compostos estáveis com nox +2 e +4. 
A temperatura ambiente, o estanho não se oxida ao ar, sendo porém 
aquecido acima da temperatura de fusão, formando o dióxido de 
estanho. 
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Sn(s) + O2(g) → SnO2(s) 
O Sn reage lentamente com ácido clorídrico e sulfúrico diluído, devido a 
grande sobre voltagem de libertação de hidrogénio neste metal. Sob o 
aquecimento reage com o acido clorídrico e sulfúrico concentrado 
formando sulfato de estanho (IV) e cloreto de estanho (II): 
Sn(s) + 4 H2SO4(c) → Sn(SO4)2 +2 SO2↑ + 4 H2O 
Sn + 2 HCl (c) → SnCl2 + H2↑ 
O estanho reage com o ácido nítrico tanto mais intensamentequanto 
mais alto é a concentração do ácido e a sua temperatura. No ácido 
diluído, forma-se o nitrato solúvel de estanho (II): 
4 Sn + 10 HNO3 → 4 Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 
e no concentrado, os compostos de estanho (IV), principalmente o acido 
β- estânico (H2SnO3): 
Sn + 4 HNO3 → H2SnO3↓ + 4 NO2↑ + H2O 
As bases concentradas também dissolvem o estanho. Neste caso, 
obtêm-se os estanitos, isto é, os sais do ácido estanhoso H2SnO2: 
Sn + 2 NaOH → Na2SnO2 + H2↑ 
Nas soluções, os estanitos existe nas formas hidratadas, formando os 
hidroxoestanitos: Na2SnO2 + 2 H2O →Na2[Sn(OH)4] 
O cloreto de estanho (II) é um redutor. Assim, o cloreto de ferro (III) se 
reduz por ele ao cloreto de ferro (II): 2 FeCl3 + SnCl2 → 2 FeCl2 + SnCl4 
Sob acção do cloreto de estanho (II) sobre a solução do cloreto de 
mercúrio (I) sublimado HgCl2, forma-se o precipitado branco do cloreto 
de mercúrio (II) Hg2Cl2: 
2 HgCl2 + SnCl2 →Hg2Cl2↓ + SnCl4 
Na presença do excesso do SnCl2 a redução decorre até a formação do 
mercúrio metálico: Hg2Cl2 + SnCl2 → 2 Hg + SnCl4 
O ácido σ-estânico H2SnO3 pode ser obtido pela acção da solução aquosa 
do amoníaco sobre a solução do cloreto de estanho (IV): 
SnCl4 + 4NH4OH → H2SnO3↓ + 4NH4Cl + H2O 
O ácido σ-estânico dissolve-se facilmente em bases, formando os sais 
que contem o anião complexo [Sn(OH)2]2- e se chamam hidroestanatos: 
H2SnO2 + 2 NaOH + H2O → Na2[Sn(OH)6] 
As ligas do estanho com o chumbo, as soldas, são largamente aplicadas 
na soldagem indirecta. O estanho entra também em algumas ligas de 
cobre a título do componente ligante. 
 
6.9. chumbo (Pb): abundância na natureza e propriedades físicas. 
 
O chumbo é conhecido a muito tempo. É encontrado na composição dos 
bronzes primitivos, em estátuas que datam de 300 a.C. Este, 
antigamente era confundido com o estanho. Ocorre sob a forma de 
minérios, sendo a mais abundante a galena PbS e o teor na crosta 
terrestre é de 0,0016%. 
O chumbo é um metal branco-azulado, altamente maleável, dúctil, mole, 
pode ser facilmente cortado a faca, pouco condutor de electricidade e 
um dos dez metais de ponto de ebulição muito baixo. O chumbo puro é 
muito macio, aumentando a dureza com a presença do Sb, Cu e outros 
elementos. Para o chumbo são característicos os nox +2 e +4. Os 
compostos com nox +2 são mais estáveis e numerosos. 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
35 
 
6.9.1 Obtenção do chumbo. 
 
O óxido do chumbo obtém-se da calcinação do sulfureto do chumbo 
PbS: 
2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2 
O monóxido de chumbo obtido, é reduzido em alto-forno pelo carvão ou 
monóxido de carbono a chumbo (Pb): 
PbO + C → Pb + CO 
PbO + CO → Pb + CO2 
 
6.9.2 Propriedades químicas do chumbo e dos seus compostos. 
 
Com aquecimento o chumbo reage com soluções aquosas de alcalis, 
formando hidroxiplumbitos, reage com base de Arrhenuis na presença 
de água: 
Pb + 4 KOH + 2H2O → K4[Pb(OH)6] + H2↑ 
O chumbo na atmosfera oxida-se, formando na sua superfície uma 
película protectora que impede o posterior desenvolvimento da reacção: 
2 Pb + O2 → 2 PbO 
O chumbo é estável em ácidos diluídos (HCl e H2SO4) devido a formação 
de sais insolúveis: 
Pb + 2 HCl(d) → PbCl2 + H2 
Pb + H2SO4(d) → PbSO4 + H2 
Os compostos de chumpo (II) em particular os óxidos tem propriedades 
anfóteras: 
PbO + 2 HCl → PbCl2 + H2O 
PbO + KOH + H2O → K[Pb(OH)3] 
Os compostos de chumpo (PbS-negro) é insolúvel na água, mas dissolve 
no ácido nítrico: 
PbS + 2 HNO3(c) → Pb(NO3)2 + H2S 
Óxido de chumbo (IV) reage com o óxido de cálcio, formando plumbato 
de cálcio: PbO2 + CaO → CaPbO3 
 
6.9.3 Aplicações do chumbo 
 
O chumbo usa-se no fabrico de munições, chumbo de caça e serpentinas 
de refrigerantes, usa-se na indústria de vidro, na refinação de óleo para 
pintura, corantes, borrachas e louças de esmalte. 
 
 
 Sumário 
Os elementos deste grupo apresenta a configuração electrónica externa 
ns2np2 com nox +4 e com electronegatividade constante exceptuando o 
carbono. Nota-se que à medida que aumenta o número atómico no grupo 
aumen a densidade, o volume atómico, o raio atómico, o raio iónico e o raio 
covalente mas, diminuindo no mesmo sentido a energia de ionizaçao, o calor 
especifico e os pontos de fusão e de ebulição. 
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Exercicios 
 
1. Indique as propriedades físicas elementares do carbono. 
2. Como se produz o diamante e a grafite. 
3. Como se obtém o silício e quais as suas propriedades físicas e químicas. 
4. O que são carbetos? Dê 5 exemplos. 
5. Quais são os compostos hidrogenados formados por elementos deste 
grupo? 
6. Faça a distribuição electrónica de todos elementos do grupo. 
7. Apresente as equações das reacções químicas do ácido carbónico. 
8. Indique os compostos oxigenados deste grupo em tabela e o nome dos 
mesmos. 
9. Explique as vantagens existentes dos combustíveis sem chumbo. 
10. Que propriedades e relações de ligação existe no CO2 e SiO2. 
11. Dê nome os seguintes compostos abaixo: 
a) H2C2O6. b) CS2. c) Hg(CN)2. d) AgOH. e) HSCN. 
f) NH2COOH. g) Na2SiO3. h) GeF4. i) H2SnCl6.6H2O. 
j) Pb(NO3).NH3. l) Pb(C2H3)2)2. 
12. Mencione 5 aplicações do dióxido de carbono e 5 do monóxido de 
carbono. 
13. Que implicações tem o aumento da concentração do CO2 para o meio 
ambiente e para o efeito de estufa. 
14. Como prevenir o impacto do CO2 na atmosfera e no meio ambiente no 
seu todo. 
15. Calcule o número de moléculas-grama em 176 gramas de gás carbónico 
(CO2)? 
16. Um recipiente contém 4,5 moléculas-grama de glicose (C6H12O6). Qual e 
a massa em gramas dessa glicose? 
17. Determine o número de átomos de carbono existentes em 0,684Kg de 
sacarose ( C12H22O11)? 
18. Determine o número de átomos de hidrogénio contidos em 100g do 
álcool etílico? 
19. Calcule o volume de CO2, nas c.n.t.p, que se obtém na decomposição 
térmica de 500g de carbonato de cálcio? 
20. Calcule o nox do carbono nos seguintes compostos: 
a) CO. b) CO2. c) Na2CO3. d) CaCO3. e) KCN. f) H2CO3. 
 g)CH3COOH. h) KClO3. i) H3Fe(CN)6. j) H4Fe(CN)6. 
 l) Fe2(CO3)3. m) NaHCO3. n) Ca(HCO3)2. o) HCNO. p) H2C2O4. 
 q) CH4. r) C2H4. s) C2H6. t) C6H12O6. u) C2H6O. v) C12H22O11. 
 x) CH3CH2COOH. z) C6H6. 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
37 
 
Unidade 07 
 
Tema: MATERIAIS FEITOS DE ELEMENTOS DO IVA GRUPO 
(Vidro, Cimento e Cerâmica) 
 
Introdução 
 
Nesta unidade é continuidade da unidade anterior que procura 
aprofundar os materiais feitos de elementos do IV grupo A. Estes 
materiais são constituídos basicamente por silicatos, cuja importância na 
indústria química é relevante e marcante na vida quotidiana com 
impacto no desenvolvimento de infra-estruturas, da indústria de 
automóveis, entre outros. 
Portanto, nesta unidade pretende-se abordar a química do vidro, do 
cimento e da cerâmica. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Identificar as matérias-primas para produção do vidro, da 
cerâmica e do cimento portland; 
 Descrever o processo de produção do vidro, da cerâmica e do 
cimento portland; 
 Identificar os compostos participantes nos respectivos 
processos de produção; 
 Explicar as aplicações do vidro, da cerâmica e do cimento 
portland. 
 
7.1. Conceito de vidro 
 
O vidro é uma mistura de silicatos, dióxido de silício e outros óxidos 
como Na2O, CaO, MgO, Al2O3 e outras substâncias. Fisicamente, o vidro é 
um líquido sub-resfriado, sem ponto de fusão específico, com uma 
viscosidade elevada para impedir a cristalização. 
Quimicamente, resulta da união de óxidos inorgânicos, não voláteis que 
resultam da composição e fusão de compostos alcalinosterrosos de 
areia e de outras substâncias, que facultam a formação do produto final. 
O vidro é um produto totalmente vitrificado, ou parcialmente com um 
teor reduzido de material não vitroso em suspensão. 
 
7.1.1. Materia-prima 
 
A matéria-prima para produção do vidro é a areia, a cal e a barrilha 
(Na2CO3), podendo ser adicionado outros materiais secundários 
específicos para melhorar a qualidade e conferir a devida importância. 
Os factores mais importantes na fabricação do vidro são a viscosidade 
dos óxidos fundidos e a relação entre esta viscosidade e a composição, 
consoante o tipo de vidro a obter (percentagem). 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
38 
 
A areia, deve ser de quartzo puro e deve conter a sílica com um teor de 
ferro não superior a 0,45% para o vidro da mesa ou não superior a 
0,015% para o vidro óptico, pois o ferro não tem efeitos benéficos sobre 
a coloração. 
O óxido de sódio (Na2O) provém principalmente da barrilha (Na2CO3), o 
óxido de cálcio (CaO) do calcário (CaCO3), cal da dominita calcinada 
(CaCO3.MgCO3), esta última introduz o MgO no banho. 
Os feldspatos (Na2O.K2O.Al2O3.6SiO2) têm a vantagem de serem a fonte 
de Al2O3, porque são baratos, puros e fusíveis, são constituídos por 
óxidos que formam o vidro, são fontes de Na2O, K2O, SiO2. O teor de 
alumina serve para baixar o ponto de fusão do vidro e retardar a 
desvitrificação. 
Trióxido de arsénio adiciona-se para facilitar a remoção de bolhas. Os 
nitratos de sódio ou potássio servem para oxidar o ferro e torná-lo 
menos notável no vidro acabado. O nitrato de potássio ou carbonato de 
potássio usa-se para decoração, ou no vidro óptico. 
Assim, o vidro do qual se fabrica a louça (copos, garrafas) é constituído 
por silicato de sódio e de cálcio, ligado com dióxido de silício. O vidro 
que se obtém apresenta a fórmula seguinte: Na2O.CaO.6SiO2, onde os 
materiais para a sua obtenção são essencialmente a areia branca, soda e 
calcário ou giz. E, na fusão dessas substâncias ocorrem seguintes 
reacções: 
Na2CO3 + SiO2 → Na2SiO3 + CO2↑ 
CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2↑ 
Na2SO4 + SiO2 + C → Na2SiO3 + SO2 + CO 
 
7.1.2. Métodos de produção do vidro 
 
Existem vários processos de produção. Mas a base de produção é a 
fusão, conformação, recozimento e acabamento. 
Fusão: os fornos de vidro podem ser classificados como fornos de 
cadinho ou fornos de tanque, onde as matérias-primas de partida são 
introduzidas por uma extremidade de um grande tanque constituído em 
tijolos refractários; alguns tanques com capacidade de 1400 toneladas 
de vidro fundido. O vidro se acumula numa massa líquida, que incidem 
as chamas alternadamente de um e de outro lado. O vidro refinado é 
retirado pela extremidade oposta do tanque, em operação continua. Por 
essa razão, existe interesse em torno dos refractários para fornos de 
vidro. Os fornos tanques diários são aquecidos electricamente ou a gás. 
A soda pose ser substituída por Na2SO4 na mistura com carbono 
(carvão), onde se reduz o Na2SO4, formando o Na2SiO3 + SO2 + CO. 
Conformação ou moldagem: O vidro é conformado a máquina ou 
modelado a mão. O principal factor a considerar na conformação 
mecânica é o modelo da máquina de vidro, que se deve completar o 
objecto em alguns segundos. Durante este tempo o vidro transforma-se 
em líquido viscoso em sólido límpido. Daí desenvolveram-se os 
problemas operacionais: o escoamento do calor, estabilidade dos 
metais, as tolerâncias nos mancais, são complicados. O êxito destas 
máquinas é um tributo excepcional ao engenheiro do vidro. 
Recozimento: Para produzir a tensão, é preciso recozer os objectos de 
vidro. O recozimento envolve duas operações: (1) Manutenção da massa 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
39 
 
de vidro acima de temperatura crítica, para reduzir a tensão interna 
graças ao escoamento plástico, fixado abaixo de um mínimo 
predeterminado. (2) Resfriamento da massa até a temperatura 
ambiente, com lentidão para manter a tensão abaixo deste mínimo. O 
forno de recozimento (Lehr) é uma câmara aquecida, projectada 
cuidadosamente, onde a taxa de resfriamento é controlada para 
satisfazer as exigências anteriores. 
Acabamento: todos os tipos de vidro sofrem operações de acabamento 
que incluem a limpeza, esmerilhamento, a lapidação, o despolimento, a 
graduação e a calibração de acordo com o destino. 
7.1.3. Tipos de vidro e aplicação 
O vidro de quartzo ou de sílica fundida caracteriza-se pelo baixo 
coeficiente de expansão, pelo elevado ponto de amolecimento, o que 
lhe permite grande resistência térmica e permite que seja usado além 
das faixas de temperaturas doutros vidros. Este vidro é muito 
transparente à radiação ultravioleta. O vidro de quartzo aplica-se para 
fabricação de vidro de laboratorial e na indústria química. E, usa-se na 
fabricação das lâmpadas eléctricas de mercúrio, cuja luz contem raios 
ultravioletas com aplicação na medicina, para fins científicos e na 
filmagem. 
Fibra de vidro é frágil e tem uma grande resistência à rotura. Os tecidos 
fabricados dessa fibra são inflamáveis, possuem as propriedades de 
isoladores térmicos, eléctricos e acústicos, são quimicamente estáveis, 
sendo por isso aplicado em diferentes ramos técnicos. 
Por via de combinação da fibra de vidro com resinas diferentes sintéticas 
obtêm-se novos materiais de construção, os plásticos de fibra vidro, que 
são 3 à 4 vezes mais leves que o aço, possuindo a mesma resistência, o 
que permite substituir por eles com êxito tanto metais como a madeira. 
Eles são aplicados na fabricação de tubos que aguentam grande pressão 
hidráulica e não sofrem corrosão. Os plásticos de fibra de vidro 
encontram a aplicação cada vez maior na indústria automobilística, 
naval, de aviões. 
Silicatos alcalinos são solúveis em água. A areia e a barrilha são fundidas 
e os produtos são os silicatos de sódio, cuja composição vai de Na2O.SiO2 
até Na2O.4SiO2. a solução de silicatos de sódio (vidro de vidro) é usada 
como adesivo de papel, na fabricação de caixas de papel ondulado. 
Também se usam para a protecção contra o fogo e a preservação de 
ovos. 
Obs: Em Moçambique, o vidro é produzido na companhia vidreira de 
Moçambique, localizada na Machava, na província de Maputo. A 
insolubilidade do vidro não é absoluta, basta observar algumas reacções 
do vidro na água. Mas também deve-se verificar a acção de ácidos, de 
hidróxidos de sódio e de potássio, a quente, por conter a sílica na sua 
composição. O HF, é o mais importante agente corrosivo. Daí com ele 
faz-se gravura em vidro. 
 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
40 
 
7.2. Conceito do cimento 
 
O cimento é uma substância hidráulico aglutinante que pode 
permanecer sólido durante muito tempo, tanto na água como no ar. 
Chama-se ligante por ter a propriedade de poder aglomerar uma 
proporção elevada de materiais inertes, como sejam areias, pedra 
britada, conferindo ao conjunto grande coesão e resistência, o que os 
torna aptos a serem utilizados na construção como argamassa e betões. 
7.2.1. Matéria-prima e processode produção 
O cimento é produzido a partir de CaO, Al2O3, SiO2, Fe2O3 e MgO. Se 
ajunta a matéria-prima em certas proporções, depois de pulverizar-se a 
mistura e homogeneizar-se bem. Existem dois métodos de 
homogeneização: Processo húmido e processo seco. 
A fabricação do cimento usa a argila e o calcário, com matéria-prima e 
posteriormente, a adição de gesso. O cimento portland obtém-se, 
aquecendo a alta temperatura (de 1400ºC a 1600ºC) uma mistura de 
calcário e argila. Durante o cozimento desta mistura, o CaCO3 
decompõe-se em CO2 e CaO, e este último na reacção com argila, 
obtendo-seos silicatos e os aluminatos de cálcio. 
Para a obtenção do cimento, o processo húmido é primitivo e com muita 
desvantagem por consumir maiores quantidades de energia, daí grandes 
gastos económicos. O processo seco é moderno, onde os materiais são 
britados, passando por moinho giratórios ou martelos, são sacados, 
classificados e cominuidos finamente em moinhos tubulares e depois 
classificados pneumaticamente. 
 
7.2.2. Tipos de cimentos e sua aplicação 
 
O cimento portland é constituído por 3CaO.SiO2, 3CaO.Al2O3.Fe2O3 e 
outros como o MgO, K2O, Na2O e Mn2O3. Este pode ser branco, cuja 
condição é baixo teor de Fe2O3 para a sua cor. 
Cimento de baixo calor de hidratação é usado para construção de 
barragens e pontes. Para a sua obtenção as percentagens de 3CaO.Al2O3 
e 3CaO.SiO2 são baixas, porque eles se desenvolvem com maior calor de 
hidratação. 
Cimento aluminoso constituído por CaO.Al2O3.12CaO.7Al2O3 e 
2CaO.SiO2, é produzido em fornos portland, contendo o Al2O3 num grau 
maior que o cimento portland. É cimento de rápido endurecimento, 
mais resistente a água sulfatada e água do mar, essa propriedade é 
devida a presença de 3CaO.Al2O3. 
Cimento acidorresistente apresenta a mistura de areia finamente moída 
com uma substância activa de sílica que possui a superfície altamente 
desenvolvida. A título de tal substância, aplica-se o tripole previamente 
submetido a um tratamento químico, bem como o SiO2 obtido 
artificialmente. Após a adição do silicato de sódio ã mistura indicada, 
obtém-se uma pasta plástica que se transforma em massa estável, 
resistente contra todos os ácidos, excepto o HF. Aplica-se a título de 
uma substância para aumentar a coesão no revestimento de aparelhos 
químicos pelas chapas acidorresistente. 
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41 
 
Estes não são os únicos tipos de cimentos, dependendo da aplicação ou 
do objectivo que se pretende descobre-se outros tipos de cimentos. Mas 
é necessário saber que a produção do cimento carece custo energético e 
económico, incluindo problemas ambientais derivada da extracção do 
calcário e da argila e da própria produção. 
 
7.3. Conceito de cerâmica 
 
Cerâmica é material e artigo fabricado a partir das substâncias 
refractárias, por exemplo argila, carbonetos e óxidos de alguns metais. 
Argila forma com a água uma massa plástica, que submetida a acção do 
calor, endurece. Estas duas propriedades, de plasticidade e 
endurecimento, aproveitam-se no fabrico de variados objecto, desde as 
telhas, tijolos, louças, de barro até peças decorativas de faiança e 
porcelana. 
 
7.3.1. Matéria – prima e processo de produção 
 
A argila, o feldspato e a areia são basicamente usados na fabricação de 
produtos clássicos de cerâmica. As argilas são silicatos de alumínio 
hidratados que provem da desintegração das rochas, onde o feldspato é 
um mineral importante que, para além da matéria-prima usa-se outros 
minerais, sais e óxidos, como fundentes e ingredientes refractários, por 
exemplo: FeO, Fe2O3 e bórax (Na2B4O7.10H2O). 
O processo da produção dos artigos cerâmicos consiste na preparação 
da massa cerâmica, moldagem, secagem e cozimento. Essas operações 
realizam-se de modo diferente, em função da natureza dos materiais 
iniciais e das exigências apresentadas ao produto. 
No fabrico do tijolo, matéria-prima (argila com adição doutros minerais) 
é triturada, misturada e humedecida. A massa plástica obtida é formada, 
secada e depois submetida ao cozimento (normalmente, a 900˚C). 
Durante o cozimento ocorre a aglomeração realiza-se segundo um 
regime rigorosamente determinado e conduz à obtenção do material 
que possui propriedades prescritas. A reacção principal, que decorre no 
cozimento da argila, pode ser apresentada pela equação: 
 
3[Al2O3.2SiO2.2H2O] → 3Al2O3.2SiO2 + 4SiO2 + 6H2O↑ 
 
Alguns artigos cerâmicos são cobertos por esmalte, uma camada fina do 
material vidrente. Com este fim um artigo com camada aplicada do pó 
composto por quartzo, feldspato e alguns aditivos é submetido ao 
cozimento de repetição. O esmalte torna a cerâmica impermeável à 
água, protege-a contra poluições e acções dos ácidos e bases, comunica-
lhe a ela o brilho. 
 
7.3.2. Aplicações da cerâmica 
 
Cerâmica refractária: aplica-se no revestimento interno dos fornos 
diferentes, como os de alto-forno, fornos de fundição de aço, gusa e de 
vidro. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
42 
 
Cerâmica quimicamente resistente: estável a acção dos meios corrosivos 
a temperaturas ambientais e elevadas. Ela aplica-se na indústria química. 
Cerâmica técnica: aplica-se na produção de isoladores, condensadores, 
velas de ignição, cadinhos de altas temperaturas e tubos de pares 
térmicos. 
 
 
 
Sumário 
O vidro, a cerâmica e o cimento portland são misturas de silicatos, dióxido de 
silício e outros óxidos específicos. 
O vidro é produzido na base da fusão, comformação, recozimento e 
acabamento. 
A cerâmica é obtida mediante a preparação da massa cerâmica, moldagem, 
secagem e cozimento em temperaturas especificas com adição do esmalte, cuja 
função é tornar impermeável a água e proteger contra a poluição e acção dos 
ácidos e bases, dando-lhes asssim um brilho. 
O cimento portland é obtido da mistura do calcário e argila com adição do 
gesso, cuja função é regular o tempo de presa, por via seca ou húmida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
1. Mencione a matéria-prima para a produção do 
vidro e cerâmica. 
2. Mencione a matéria-prima para a produção do 
cimento portland. 
3. Explique o processo de produção do cimento 
portland. 
4. Explique a razão da participação do gesso na 
produção do cimento portland. 
5. Diferencia a cal-viva da cal-apagada. 
6. Explique as implicações ambientais derivada da 
produção do cimento portland e projecte formas da 
sua mitigação. 
7. Projecte formas de mitigação do problema 
ambiental derivada da extracção do calcário para 
produção do cimento. 
8. Apresente resumidamente o impacto químico, 
económico e social da produção do vidro, da 
cerâmica e do cimento portland. 
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43 
 
Unidade 08 
 
Tema: ELEMENTOS DO GRUPO VA 
 
Introdução 
 
O quinto (VA) grupo principal da tabela periódica é constituído por 
nitrogénio (N), fósforo (P), arsénio (As), antimónio (Sb) e bismuto (Bi). 
Estes elementos têm cinco electrões na última camada nos seus átomos. 
O nitrogénio e o fósforo são ametais. Nos seus compostos dominam o 
carácter covalente. O fósforo e arsénio formam modificações não 
metálicas e metálicas. O antimónio e bismuto apresentam o carácter 
metálico. 
As propriedades físicas e químicas deste grupo variam com o aumento 
do número atómico (Z). 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa sobre 
o estudo dos elementos do VA grupo. 
Ao terminar esta unidade você será capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Descrever as características gerais do grupo. 
 Abordar a ocorrência dos elementos do grupo; 
 Analisar as propriedades físicas e químicas dos elementos do 
grupo; 
 Descrever os métodos de obtenção dos elementos do grupo 
e doutros compostos como amoníaco (NH3), hidricina (N2H4), ácido 
nitroso (HNO2), ácido nítrico (HNO3) e ácido fosfórico (H3PO4); 
 Mencionar as aplicações dos compostos mais importantes do 
grupo. 
 
8.1. Características gerais do VA grupo 
 
O nitrogénio e o fósforo são ametais, o arsénio e o antimónio são semi-
metais e o bismuto é metal, apesar de apresentar modesta 
condutibilidade eléctrica. Estes elementos apresentam Nox -3, +3, e +5. 
Destes elementos, o nitrogénio apresenta o Nox -3 a +5. 
Com o aumento do número atómico aumentam, paralelamente, deforma mais ou menos regular, as densidades, os volumes atómicos, os 
pontos de fusão e de ebulição e os raios covalentes e cristalinos. A 
valência do grupo vária de III a V, de acordo com as configurações 
específicas e outras propriedades constam na tabela 5. 
Os compostos de As, Sb e Bi tem carácter iónico com tendência de 
formar catiões, como no BiF3, onde a formação do ião bismuto, Bi3+, em 
solução aquosa, mas não forma Bi5+. Os óxidos de nitrogénio e de 
fósforo são anidridos fortes dos ácidos. O óxido de antimónio (Sb2O3) é 
anidrido anfotérico e óxido de bismuto (Bi2O3) é básico. 
O número de oxidação (Nox) dos elementos deste grupo vária de acordo 
com as configurações electrónicas ns2p3 de -3 a +5. A estabilidade de 
oxidação +5 diminui até ao Bi. O nitrogénio (N) tem uma consideração 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
44 
 
especial em relação aos outros do grupo. O fósforo (P) é considerado 
elemento de linhagem para os restantes elementos do V grupo. Os sais 
de As são venenosos. 
 
Tabela 5. Propriedades físicas do V grupo A. 
Propriedade Nitrogénio Fósforo Arsénio Antimónio Bismuto 
Z 7 15 33 51 83 
Conf.electrónica 
exterior 
2s22p3 3s23p3 4s24p3 5s25p3 6s26p3 
Electronegatividade 3,0 2,1 2,0 1,8 
Raio Covalente, A0 0,70 1,10 1,21 1,41 1,52 
Ponto de fusão (oC) -195,8 431(V) 603(sub) 1587 1564 
Ponto de ebulição (oC) 472,2 314,6 302,5 262,3 207,1 
Raio iónico de Pauling 
(Ao) 
945 485 383 289 195 
Cor Gás incolor Sólido 
vermelho 
Cinzento Prateado Prateado 
 
8.2. Nitrogénio: ocorrência na natureza e propriedades físicas 
 
O nitrogénio (N2) constitui a maior parte do ar atmosférico 75,5% a 
78,1%, aparece em compostos como NaNO3 que é abundante na crosta 
de Chile e na forma de KNO3. Nas plantas e animais aparecem em forma 
de aminoácidos, proteínas e cianetos. 
O N2 é um gás incolor e inodoro, torna-se líquido incolor a menos 196˚C 
e solidifica-se a menos de 210˚C, sem cheiro e pouco dissolvido em água. 
Ele é pouco mais leve do que o ar: a massa de 1 litro do azoto é igual a 
1,25g. 
O nitrogénio elementar existe na forma de molécula diatómica, cuja 
ligação tem uma energia de dissociação de 945KJ.mol-1. Os compostos 
estáveis de N2 possuem o Nox de -3 até +5. 
 
8.2.1. Obtenção do nitrogénio 
 
Na indústria, o N2 molecular obtém-se a partir da destilação fraccionada 
do ar. No laboratório, obtém-se a partir do aquecimento do nitrato de 
amónio. 
NH4NO3 → N2 + 2 H2O + 1/2O2 
Também o N2, obtém-se da reacção do cloreto de amónio com nitrito de 
sódio, da oxidação dão amónio e do aquecimento de nitreto. 
NH4Cl + NaNO2 → N2 + 2H2O + NaCl 
2 NH3 + 3 CuO → N2 + 3 Cu + 3 H2O 
2 NaN3 → 2 Na + 3 N2 
 
8.2.2. Reacções do nitrogénio 
 
O nitrogénio reage com lítio e com hidrogénio em condições específicas. 
N2 + 6 Li → 2 Li3N 
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3. 
Esta última reacção ocorre no sistema fechado em temperaturas 
moderadas, na presença de catalisadores (Pd, Pt) e a reacção é 
exotérmica. O N2 torna-se ligante nos elementos ricos em electrões que 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
45 
 
ocupam a orbital d (metais de transição). Em temperaturas mais 
elevadas o N2 reage com boro, alumínio, silício e muitos metais de 
transição. 
RuCl3 + 5 N2H4 → [Ru(NH3)5N2] + N2H5Cl + ½ N2 
H3Co[P(C6H5)3] + N2 ↔ H(N2)Co[P(C6H5)3]3 
 
8.2.2.1. Nitretos 
 
Os nitretos são compostos de nitrogénio em que o Nox de nitrogénio é -
3, onde reagem com elementos electropositivos formando nitretos 
iónicos (Li3N, Mg3N2) e covalentes (Ba2N2, BN). A hidrólise de nitretos 
forma amoníaco. 
Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3↑ 
Os nitretos de metais de transição de ponto de fusão muito alto, são 
duros e quimicamente são resistentes. 
 
8.2.2.2. Amoníaco 
 
O amoníaco (NH3) é um gás picante com ponto de fusão igual a menos 
77,8°C e ponto de ebulição igual a menos 33,4°C, com uma estrutura 
cristalina cúbica. O NH3 líquido é bom solvente para muitos sais (sais de 
metais alcalinos e alcalinos-terrosos). Portanto, o NH3 possui apenas as 
propriedades de redução. Se se deixar passar a corrente do NH3 pelo 
oxigénio, ele facilmente arde com uma chama pálido-verdeada. Durante 
a combustão do NH3 se forma água e o azoto livre: 
NH3 + 3O2 → 6H2O + 2N2 
No laboratório, o NH3 obtém-se da reacção de cloreto de amónio com 
hidróxidos dos metais alcalinos: 
2NH4Cl + Ca(OH)2 → 2NH3 + 2H2O + CaCl2. 
Também obtém-se da hidrólise de nitretos iónicos e do aquecimento dos 
sais amoniacais. 
Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3 
NH4NO3 →2NH3 + 2H2O + 2O2↑ 
Na indústria, o NH3 produz-se através do processo de Haber-Bosch. 
N2 + 3 H2 → 2 NH3; ∆H= -92,5KJ/mol. 
Neste processo, ocorre por etapas, sendo a 1ª que ocorre no gerador de 
Winkler, onde o ar atmosférico (N2, O2) entra em contacto com o 
carbono. 
4 N2 + O2 + C → 4 N2 + CO2 
Na 2ª etapa, tem-se a produção de gases de água (gaseificação). 
H2O(g) + C(brasa) → H2 + CO 
Na 3ª etapa consiste na conversão dos gases: 
4 N2 + CO + H2O → 4 N2 + H2 + CO2 
H2 + CO + H2O → 2 H2 + CO2 
A 4ª etapa consiste na síntese dos gases N2 e H2, todos no estado gasoso, 
na presença de catalisadores Fe2O3 e Al2O3 a temperaturas aproximas a 
500°C: N2 + 3H2 ↔ 2NH3; ∆H= - 92,5KJ/mol. 
O NH3 sofre a oxidação a temperaturas entre 750°C-900°C, na presença 
de catalisadores como Pt e Rd. Também oxida-se com cloro, sódio e 
cloreto de hidrogénio. 
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O; ∆H= -903KJ/mol. 
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46 
 
8 NH3 + 3 Cl2 → 6 NH4Cl + N2 
NH3 + Na → NaNH2 + H2 
NH3 + HCl → NH4Cl 
 
8.3. Óxidos de nitrogénio 
 
São conhecidos os seguintes óxidos de nitrogénio: N2O, NO, N2O2, N2O3, 
NO2, N2O4 e N2O5. 
O óxido nitroso, N2O, é um gás incolor, linear e assimétrico. O N2O 
possui p.f. = -90,8°C e p.e = -88,5°C. Inalado em pequenas quantidades 
provoca risos convulsivos (gás hilariante): 
NH4NO3 → N2O + 2H2O 
O óxido de nitrogénio, NO, é um gás incolor, p.f.= -163,8°C e p.e= -
151,8°C. O gás é paramagnético e termicamente estável. Comporta-se 
com uma substância não saturada: 
8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO 
O dímero de monóxido de nitrogénio, N2O2, tem cor azul e não forma 
nenhum ácido. 
O trióxido de dinitrogénio, N2O3, é um gás azul esverdeado, forma ácido 
nitroso e sais nitritos. O N2O3 puro existe apenas no estado sólido. Após 
a fusão, a coloração passa de azul para verde com elevação da 
temperatura, em virtude da progressiva dissociação em NO e NO2. No 
gás, a dissociação é completa: 
N2O3(g) ↔ NO(g) + NO2(g). 
O dióxido de nitrogénio, NO2, é um gás pardo venenoso, com um cheiro 
forte. Ele condensa-se facilmente num líquido avermelhado (p.f. = 21°C), 
o qual ao ser resfriado, gradualmente torna-se mais claro e congela-se a 
menos 11,2°C, formando uma massa cristalina. Ao aquecer o NO2 
gasoso, a sua cor, ao contrário intensifica-se e a 140°C torna-se quase 
negra. A alteração da cor do NO2 em função da temperatura é 
acompanhada pela variação da sua massa molecular. O NO2 é um 
oxidante muito energético, sua respiração provoca um irritamento forte 
das vias respiratórias e pode levar ao envenenamento sério. 
O dissolver na água, o NO2 reage com ela, formando o ácido nítrico e 
nitroso: 
2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 
O NO2 reage com NaOH formando respectivo sais: 
2 NO2 + 2 NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O 
Tetróxido de dinitrogénio, N2O4, é um dímero de estrutura planar, 
simétrica, gasoso, diamagnético, sólido e incolor. 
2 NO2(g) ↔ N2O4(g) 
Pentóxido de dinitrogénio, N2O5, é anidrido do ácido nítrico, sólido 
cristalino, incolor, ponto de fusão não notável, com p.e. = 32,4°C e é 
obtido da destilação do HNO3 com P2O5: 
2 HNO3(g) + P2O5(s) → 2 HPO3(s) + N2O5(g)O N2O5 é instável, decompondo-se a qualquer temperatura acima de 
O°C. Reage com água formando ácido nítrico. Não tem acção, a frio e na 
ausência de catalisadores, sobre o hidrogénio, cloro, e bromo; porem 
converte o iodo imediatamente em I2O5. 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
47 
 
8.4. Ácido nítrico, HNO3. 
 
O HNO3 puro é um líquido incolor de densidade de 1,51 g/cm3, p.f=-47°C, 
p.e=86°C, miscível com água em todas as proporções, sofre a 
decomposição parcial durante a sua ebulição ou sob acção da luz: 
4 HNO3→ 2H2O + 4NO2 + O2. 
Tanto concentrado como diluído é um bom oxidante. Oxida o enxofre 
em H2SO4 e o fósforo em H3PO4. Reagem com muito metais, excepto o 
ouro e platina. 
HNO3(c) + Cu → Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O 
HNO3(d) + Cu → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O 
Mg + HNO3(d) → Mg(NO3)2 + N2O↑ + H2O 
Zn + HNO3(muito diluído) → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O 
Os metais com o Fe, Al, em ácido nítrico concentrado formam reacções 
típicas de passivação (formação de óxidos protectores). 
O ácido nítrico reage com óxidos e hidróxidos resultando da reacção os 
sais respectivos e água, como exemplo: 
2HNO3 + CaO → Ca(NO3)2 + H2O 
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O 
O ácido nítrico reage com ácido clorídrico formando água-régia. A água-
régia dissolve alguns metais que não reagem com ácido nítrico, incluindo 
o ouro. A sua acção explica-se pelo facto do ácido nítrico oxidar o ácido 
clorídrico, libertando o cloro livre e formando o oxicloreto de nitrogénio 
ou cloreto de nitrosilo, NOCl: 
HNO3 + 3 HCl → Cl2 + 2 H2O + NOCl. 
O cloreto de nitrosilo é um produto intermédio da reacção (2NOCl → 
2NO + Cl2) e o cloro nascente é que condiciona a alta capacidade de 
oxidação da água-régia. 
Só assim é que temos a reacção da oxidação do ouro e da platina, 
segundo as equações abaixo: 
Au + HNO3 + 3 HCl → AuCl3 + NO↑ + 2 H2O 
3 Pt + 4HNO3 + 12 HCl → 3 PtCl4 + 4 NO↑ + 8 H2O 
Os sais do ácido nítrico são nitratos e eles são bem solúveis em água, e 
quando aquecidos, decompõem-se com libertação do oxigénio. 
2 KNO3 → 2 KNO2 + O2↑ 
2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2↑ + O2↑ 
2 AgNO3 → 2 Ag + 2 NO2↑ + O2↑ 
 
8.4.1. Produção industrial do ácido nítrico, HNO3 
 
A obtenção industrial do HNO3 em grande escala é traves do processo 
de Ostwad, que consiste na oxidação catalítica (platina ou ródio) do 
amoníaco pelo oxigénio do ar a uma temperatura moderada até 750°C: 
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O + 907KJ. 
Através da oxidação do NO forma-se NO2. Este é dissolvido em água na 
presença do oxigénio do ar e forma o ácido nítrico. 
2 NO + O2 →2 NO2 
3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO; 
4 NO2 + 2 H2O + O2 → 4 HNO3 
O ácido obtido neste processo atinge o rendimento de 95% e quando 
concentrado atinge 97-98% de rendimento. 
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48 
 
O HNO3 tem grande aplicação na química orgânica na produção e estudo 
de nitroceluloses, trinitroglicerina, nitrobenzeno, anilina, incluindo na 
produção de nitratos utilizados como adubos, no fabrico da pólvora e 
plásticos. 
 
8.5. Obtenção e propriedades do fósforo. 
 
O fósforo (P4) é obtido, tecnicamente, por meio do aquecimento, em 
forno eléctrico a 1300°C, duma mistura de fosfato de cálcio, areia de 
quartzo e coque. O processo envolve as seguintes reacções: 
Ca3(PO4)3 + 3 SiO2 → 3 CaSiO3 + P2O5 
P2O5 + 5 C → 5 CO + 2 P 
O vapor de fósforo é condensado sob água, resultado o chamado fósforo 
branco, que pode ser purificado por destilação. Por aquecimento em 
recipiente fechado, primeiramente, a 250°C durante 20 a 30 horas e 
finalmente, a 300 - 350°C, o fósforo branco é convertido em fósforo 
vermelho, menos activo quimicamente e de uso mais amplo. 
O fósforo sofre modificações alotróficas começando de fósforo branco, 
fósforo vermelho, fósforo violeta, fósforo fundido, fósforo preto ou 
negro e fósforo vapor. Cada um com propriedades bem distintas um do 
outro. 
Por exemplo: o fósforo branco obtém-se no estado sólido, no 
arrefecimento rápido dos vapores de fósforo, a sua densidade é de 
1,85g/cm3. Quando puro, P4 branco é completamente incolor e 
transparente; o produto comercial, habitualmente, é pintado em cor 
amarelada e aparecido à cera. Ao frio, o P4 branco é frágil, a 
temperaturas acima de 15°C ele, torna-se macio e pode ser facilmente 
cortado com faca. 
Ao ser exposto ao ar, o fósforo branco oxida-se muito rapidamente. A 
combustão lenta dele produz na escuridão uma luminescência que 
também se chama fosforescência. Ele é insolúvel em água e bem solúvel 
em CS2. Ele tem a rede cristalina molecular, em cujos nodos ficam 
situados as moléculas tetraédricas P4. Apresenta uma pequena 
estabilidade devido a sua alta actividade química. O fósforo branco é um 
veneno forte, mesmo em pequenas doses, afectando, causam morte de 
pessoas. 
O fósforo vermelho oxida-se lentamente, não produz na escuridão 
luminescência, inflama-se apenas a 260°C, não se dissolve no CS2 e não é 
venenoso. A sua densidade é de 2 a 2,4g/cm3 e não apresenta uma 
estrutura específica. 
O fósforo molecular, P4, na presença do ar oxigenado e luz oxida-se e a 
reacção chama-se Quimioluminescência. 
P4 + 5 O2 → P4O10; ∆H = -3020 KJ/mol. 
O fósforo branco reage com halogénio, hidrogénio, enxofre e com 
metais, para além de substâncias em meio básico. 
P4 + 6 Cl12 → 4 PCl3 + 4 Cl2 → 4 PCl5 
P4 + 6H2 → 4 PH3 
8 P4 + 5 S8 → 8 P4S5; (P4S3; P4S7; P4S10) 
P4 + 6 Ca → 2 Ca3P2; (Na3P; Cu3P2) 
O fósforo branco sofre a oxidação com oleum (H2S2O7). 
P4 + H2S2O7 → P42+ + 2 HS3O10- + 5 H2SO4 + SO2 
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49 
 
 
8.5.1. Compostos de fósforo, arsénio, antimónio e bismuto. 
 
Os halogenetos de fósforo são sensíveis a hidrólise, por exemplo o PCl3. 
PCl3 + 3 H2O → H3PO4 + 3 HCl 
O trióxido de fósforo, P2O3, é incolor, liquido veneno e ele 
desproporciona-se a temperatura ambiente e reage com água formando 
ácido fosforoso. 
4 P4O6 → 3 P4O8 + 2 P0 
P4O6 + 6 H2O → 4 H3PO3 
O minério apatite ou fosforite reage com coque, ácido silícico em forno 
eléctrico em presença do ar oxigenado. Forma-se o P4O10 que depois se 
solidifica e dissolve-se em H3PO4 a 80 a 95% de pureza. 
2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C → P4 + CaSiO3 + 10 CO 
P4 + 5 O2 → 2P2O5 
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 
O ácido fosfórico usa-se na produção de pasta de dentes, nas análises 
químicas da água e os seus sais usam-se na produção de diverso tipo de 
adubos. 
Neste grupo, fazem parte também o Arsénio, Antimónio e o Bismuto. 
O arsénio (As)é insolúvel em água, oxida-se muito lentamente e no 
aquecimento forte arde, formando o óxido branco, As2O3 e difundindo o 
cheiro característico do alho. A temperatura elevada, o arsénio reage 
directamente com muitos elementos. Os oxidantes fortes transformam-
no no ácido arsénico. 
2 As + 5 Cl2 + 8 H2O → 2 H3AsO4 + 10 HCl 
O ácido arsénico em condições normais encontra-se no estado sólido e é 
bem solúvel em água. Segundo a sua força, o ácido arsénico é quase 
idêntico ao fosfórico. 
Tanto o arsénio livre como todos os seus compostos são fortes venenos. 
O antimónio (Sb) é um cristal branco-argenteado com brilho metálico, 
frágil, conduz a corrente eléctrica e calor. 
Os compostos de antimónio, como o óxido de antimónio (Sb2O3) é um 
anfótero, podendo reagir com ácidos e bases, segundo as equações: 
Sb2O3 + 3H2SO4 → Sb2(SO4)3 + 3H2O 
Sb2O3 + 2NaOH → 2NaSbO2 + H2O 
O bismuto (Bi) é um metal lustroso, frágil, branco-rosado, de densidade 
de 9,8g/cm3. O bismuto não se oxida a temperatura ambiente mas arde 
com o aumento da temperatura, formando Bi2O3. O HCl e H2SO4 não 
atacam o bismuto. Ele dissolve-se no HNO3 de concentração não muito 
alta e no sulfúrico concentrado quente: 
Bi + 4 HNO3 → Bi(NO3)3 + 2 H2O2 Bi + 6 H2SO4 → Bi2(SO4)3 + 3 SO2↑ + 6 H2O 
Os compostos de bismuto (III) aplicam-se na Medicina e na Veterinária. 
 
 
 
 
 
 
 
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50 
 
 
Sumário 
Os elementos do VA grupo (N, P, As, Sb e Bi)apresenta a configuração 
electrónica externa ns2np3 com estado de oxidação que varia de -3 a +5. A 
medida que o número atómico (Z) aumenta o raio covalente e os pontos de 
fusão aumentam mas a electronegatividade diminui no mesmo sentido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
1. Calcule o volume ocupado por 280g de nitrogénio nas 
c.n.t.p? 
2. Que condições na síntese de amoníaco favorece a sua 
produção? 
3. Escreva as equações químicas da reacção do 
amoníaco com os seguintes compostos: 
a) Cloreto de hidrogénio. 
b) Acido sulfúrico. 
c) Acido nítrico. 
d) Acido carbónico. 
4. Faça a distribuição electrónica em subnível 
energético do As, Sb e Bi. 
5. Como se obtém o ácido fosfórico no laboratório? 
6. Explique a produção industrial do ácido fosfórico. 
7. Ordene os óxidos de nitrogénio de acordo com o 
número de oxidação. 
8. Quais são os óxidos formados por N, P, As, Sb e Bi. 
9. Indique as propriedades físicas do HNO2. 
10. Porque não se pode dissolver o alumínio e ouro no 
HNO3 concentrado? 
11. Porque a água-régia é que dissolve o ouro? 
12. Dê 4 exemplos de adubos de nitrogénio. 
13. Calcule o número de oxidação dos seguintes 
compostos: 
a) Na3PO4. b) Na2HPO4. c) NaH2PO4. d) C2N2. e) Ca3(PO4)2. 
f) P4O6 g) P2O5. h) H4P2O6. i) H4P2O5. j) H2S2O7. l) NaNO3. 
m) NaClO. n) Ag(NH3)2Cl. 
14. Dê 5 exemplos de sais do HNO3 e 5 sais do H3PO4. 
15. Fale duma forma genérica do V grupo quanto a 
orbital de valência, substâncias elementares e do número 
de oxidação. 
16. Classifica cada elemento do V grupo de acordo com 
as seguintes características: 
a) Estados de oxidação. 
b) Formação de ligações iónicas ou covalentes com 
cloro. 
c) Formação de hidretos voláteis ou não voláteis. 
d) Formação de óxidos ácidos, básicos ou anfóteros. 
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51 
 
Unidade 09 
 
Tema: ESTUDO DOS CALCOGÉNIOS 
 
Introdução 
 
O VI grupo principal da tabela periódica é constituído por ametais 
(oxigénio, enxofre), semi-metais (selénio e telúrio) e o metal radioactivo 
polónio. Os átomos deste grupo (calcogénios) possui na camada 
electrónica exterior 2 electrões no subnível s e 4 no subnível p, com 
excepção do átomo de oxigénio que não possui o subnível d na sua 
estrutura electrónica, marcando deste modo grande diferença nas suas 
propriedades. 
O oxigénio tem covalência igual a dois. O átomo de oxigénio que possui 
os pares electrónicos não partilhados pode actuar a título do dador de 
electrões e formar as ligações covalentes segundo o tipo dador-
aceitador. O oxigénio, que é o mais importante do seu grupo, existe sob 
a forma de gás diatómico e a sua química apresenta que exclusivamente, 
só estados de oxidação negativos. 
O enxofre, selénio, telúrio e o polónio constituem sólidos com estruturas 
mais complexas; e seus compostos podem apresentar ampla faixa de 
estados de oxidação, tanto negativos como positivos. 
 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa sobre 
o tema proposto nesta unidade. 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
 
 
 
Objectivos 
 
 Descrever as propriedades físicas dos elementos do VIA da 
tabela periódica; 
 Descrever a reacção do enxofre e dos elementos do grupo 
com metais, oxigénio e hidrogénio; 
 Reconhecer as características físicas do sulfureto de 
hidrogénio; 
 Escrever a equação química da reacção de obtenção do 
dióxido de enxofre e trióxido de enxofre; 
 Explicar as propriedades do ácido sulfuroso e sulfúrico; 
 Descrever a produção industrial do ácido sulfúrico e 
reconhecer a sua importância económica; 
 Analisar a química dos compostos do grupo. 
 
 
9.1. Propriedades físicas dos elementos do VIA. 
 
No enxofre e nos restantes elementos do grupo, o número dos electrões 
desemparelhados no átomo pode ser aumentado por via da 
transferência dos electrões s e p para o subnível d da camada exterior. 
Os elementos apresentam covalência igual a 2, 4 e 6, respectivamente. 
Nos seus compostos com os metais e hidrogénio, o seu número de 
oxidação, via regra, é igual a -2. Nas combinações com os não-metais, 
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52 
 
por exemplo com o oxigénio, é igual a +4 ou +6. A única excepção é o 
próprio oxigénio. Nos compostos com os outros elementos, o nox do 
oxigénio é negativo, igual a -2 e nos peróxidos e seus derivados e igual a 
-1. As demais propriedades físicas constam na tabela 6. 
Tabela 6. Propriedades físicas dos calcogénios. 
Propriedade O S Se Te 
Z 8 16 34 52 
Configuração 
electrónica 
2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 
Ponto de fusão (°C) -218,8 115,2 221 449,5 
Ponto de ebulição (°C) -183,0 444,6 685 988 
Nox mais vulgares -2 +4, +6, -2 +4, +6, -2 +4, +6, -2 
Cor e estado do 
elemento 
Gás incolor Sólido amarelo Sólida cinza Sólido 
prateado 
 
9.2. Oxigénio 
 
Oxigénio é um elemento mais abundante na crosta terrestre. No estado 
livre, ele encontra-se no ar atmosférico; no estado combinado, 
encontra-se na composição da água, minerais, rochas e de todas as 
substâncias constituintes dos organismos de plantas e animais. 
O oxigénio molecular (diatómico) é um gás incolor, inodoro e insípido, 
nas condições normais dissolve-se em 0,007g/l de H2O. A sua 
solubilidade depende da temperatura, alimenta a combustão, e formam 
óxidos na reacção com outras substâncias. De acordo a teoria de orbital 
molecular o oxigénio é paramagnético. A principal fonte da produção do 
oxigénio, em escala industrial, é o ar, através dos processos de 
destilação fraccionada do ar líquido (processo de Linde) e a liquefacção 
fraccionada do ar (processo de Claude). 
 
9.2.1. Obtenção laboratorial do oxigénio 
 
a) Electrólise da água: 2H2O → 2H2 + O2 
b) Aquecimento de óxidos: 2HgO → 2Hg + O2 
c) Aquecimento de sais oxigenados: KNO3 → KNO2 + ½ O2 
d) Decomposição do peróxido de hidrogénio: 2H2O2 → 2H2O + O2 
e) Decomposiçao de peróxidos com água: 2Na2O2 + 2H2O → 4NaOH + O2 
f) Decomposição de hipocloretos: 2CaCl2O + H2O2 → 2CaCl2 + O2 
 
9.2.2. Reacções do oxigénio 
 
Reacções gerais Equações químicas Considerações 
Reacção com metais 2Mg + O2→ 2MgO 
4Na + O2 → 2Na2O 
4Al + 3O2 → 2Al2O3 
A oxidação do Fe e Al 
ocorrem a altas 
temperaturas. 
Reacção com ametais C + O2 → CO2 
2C + O2 → 2CO 
P4 + 5O2 → P4O10; (P2O5) 
Mitologia 
 
Reacção com compostos 
heteroatómicos 
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O 
CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2 
 
 
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53 
 
O oxigénio possui diversas aplicações em processos químicos (por 
exemplo na produção do H2SO4 e HNO3, no processo em alto-forno) e 
é aplicado na medicina para facilitar a respiração opressa. 
 
9.3. Enxofre 
 
O enxofre é uma substância sólida de cor amarela pálida, quebradiço e 
insolúvel em água, que existe na natureza no estado livre com relativa 
abundância na superfície do solo junto dos vulções (Sicília) e no estado 
combinado sob forma de sulfatos e sulfuretos. 
O enxofre em dependência da temperatura sofre várias modificações 
alotróficas reversivelmente desde α ↔ β ↔ λ ↔ μ (comportamento 
muito irregular). À temperatura de fusão (115°C), o enxofre apresenta-
se como um líquido amarelo-claro de grande mobilidade. Continuando 
o aquecimento o líquido começa a escurecer, chegando a tomar uma 
cor vermelho-escura e a tornar-se viscoso. Quando a temperaturaestá 
perto de 260°C, pode inverte-se o vaso em que se está realizando a 
experiência sem que o enxofre caia. Continuando ainda o 
aquecimento, o enxofre perde a viscosidade mas mantém a cor escura 
e só quando atinge a temperatura de 445°C entra em ebulição. Se 
vazarmos o enxofre viscoso sobre água fria obtém-se enxofre mole, 
elástico e amorfo, que tem um aspecto muito semelhante ao da 
borracha. 
Em suma, o enxofre apresenta alotropia (monoclínico e ortorrômbico) 
e enaciomérica (inaciotrópica). A temperatura ambiente o enxofre é 
amarelo e a baixa temperatura é branca como neve. 
 
9.3.1. Obtenção do enxofre 
 
Processo de Frasch consiste em fazer um furo desde a superfície até as 
camadas de enxofre, que chegam a ultrapassar 200 metros de 
profundidade, introduzindo-se neste furo três tubos coaxiais. No tubo 
exterior introduz-se vapor de água sobreaquecido (160°C-180°C) que 
vai fundir o enxofre. Pelo tubo interior introduz-se ar quente sob 
pressão (4.102KPa), que vai formar com a massa de enxofre fundido e 
a água uma espuma que sobe no terceiro tubo, e é recebido em 
reservatórios de madeira, onde, por destilação, se dá a separação do 
enxofre. O enxofre obtido neste processo é quase puro e trabalhado 
atinge 99,6% de pureza. 
Existe outro processo de obtenção do enxofre que é Calcaroni, que 
não nos interessa por ser menos económico no custo de extracção. 
 
9.3.2. Reacções do enxofre 
 
O enxofre é solúvel no CS2, combustiona-se em chama azulada 
formando SO2 e aquecendo, a temperatura suficientemente elevada, 
com o ferro forma sulfureto de ferro artificial: 
S + O2 → SO2 
Fe + S → FeS 
Quimicamente, o enxofre é bastante activo mesmo a temperatura 
pouco elevadas. Reage facilmente com hidrogénio, reage a frio com o 
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54 
 
flúor, o cloro e o bromo (mas não com o iodo) e a altas temperaturas 
com o carbono. Reage com silício, fósforo, arsénio e bismuto. Combina 
com quase todos metais, tanto mais facilmente quanto mais afastado 
o grupo a que pertence. O iodo, nitrogénio, telúrio, ouro, platina e 
irídio são os únicos elementos com os quais o enxofre não se combina 
directamente. 
 
9.3.3. Aplicações do enxofre 
 
O enxofre é aplicado na obtenção do SO2, que partida para a produção 
do H2SO4. Aplica-se em agricultura no tratamento de doenças das 
árvores e vinhas. Em medicina é utilizado na preparação de certos 
medicamentos. É matéria-prima no fabrico do fósforo, da pólvora 
negra, dos fogos de artifício e vulcanização da borracha para conferir 
maior dureza e resistência ao calor a borracha. 
 
9.4. Compostos do enxofre 
a) Dióxido de enxofre (SO2) 
 
O SO2 é um gás incolor de cheiro sufocante ou picante, mais pesado 
que o ar e solúvel em água. Liquefaz-se com facilidade e, por 
evaporação do líquido no vácuo, pode obter-se SO2 no estado sólido. 
No laboratório, o SO2 é obtido da reacção do ácido sulfúrico com o 
cobre a quente: 
2 H2SO4 + Cu → CuSO4 + 2 H2O + SO2 
Outro processo laboratorial de obtenção do SO2 consiste em fazer 
reagir acido sulfúrico com sulfito de sódio: 
H2SO4 + Na2SO3 → Na2SO4 + SO2↑ + H2O 
Na indústria, obtém-se o SO2 a partir da ustulação da pirite: 
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2 
Ele reage com o oxigénio formando trióxido de enxofre e com água 
formando acido sulfuroso. 
SO2 + O2 → SO3SO2 + H2O → H2SO3 
O dióxido de enxofre em virtude de destruir bactérias e muitos 
microrganismos, é aplicado como desinfectante de casas e roupas. 
Também como agente de branqueamento de tecidos e palhas. Usa-se 
na produção do ácido sulfúrico e devido à facilidade com que se 
liquefaz, muito utilizado nas máquinas frigoríficas. 
 
b) Trióxido de enxofre (SO3) 
 
O SO3 é um líquido incolor muito móvel com densidade de 
1,92g/cm3, que ferve a 44,7°C e condensa-se a 16,8°C. As moléculas 
do SO3 (estado gasoso) são construídas na forma dum triângulo 
equilateral, no centro do qual fica situado o átomo de enxofre e nos 
vértices os átomos de oxigénio. O SO3 é anidrido do ácido sulfúrico. 
 
c) Ácido sulfúrico (H2SO4) 
 
O H2SO4 concentrado é líquido incolor, oleoso e viscoso que se 
cristaliza a 10,3°C. O ácido sulfúrico concentrado, especialmente ao 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
55 
 
aquecê-lo, é um agente oxidante energético. Ele oxida o HI e HBr 
(mas nunca o HCl) até aos halogéneos livres, o carvão até ao CO2, o 
enxofre até ao SO2. As equações abaixo exprimem as reacções 
descritas: 
 
8 HI + H2SO4 → 4 I2 + H2S↑ + 4 H2O 
2 HBr + H2SO4 → Br2 + SO2↑ + 2 H2O 
C + 2 H2SO4 → CO2↑ + 2 SO2↑ + 2 H2O 
S + 2 H2SO4 → 3 SO2↑ + 2 H2O 
O ácido sulfúrico diluído oxida pelo seu ião de hidrogénio. Por isso, 
ele reage apenas com metais que se situam na série de tensões 
antes de hidrogénio, por exemplo: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑ 
Porém, o chumbo não se dissolve no ácido diluído, visto que o sal 
formado PbSO4 é insolúvel.O ácido sulfúrico concentrado é um 
oxidante à custa do enxofre (VI). 
Ele oxida os metais que ficam na série de tensão até à prata 
inclusive. Os produtos da sua redução podem ser diferentes em 
função da actividade do metal e das condições (concentração do 
acido, temperatura). Na reacção com os metais pouco activos, por 
exemplo com o cobre, o ácido se reduz até ao SO2: 
Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2↑ + 2 H2O 
Nas reacções com os metais mais activos, tanto o SO2 como o 
enxofre livre e o H2S podem ser os produtos da redução. Por 
exemplo, na interacção com o zinco as três reacções podem 
decorrer: 
Zn + 2 H2SO4 → ZnSO4 + SO2↑ + 2 H2O 
3 Zn + 4 H2SO4 → 3 ZnSO4 + S↓ + 4 H2O 
4 Zn + 5 H2SO4 → 4 ZnSO4 + H2S↑ + 4 H2O 
O ácido sulfúrico é obtido pelo método de contacto que consiste na 
combinação do oxigénio com o dióxido de enxofre, ao contactar 
esses gases com um catalisador (V2O5). A mistura do dióxido de 
enxofre e ar, após eliminadas as impurezas, passa através do pré-
aquecedor aquecido pelos gases que saem do aparelho de contacto 
e entra no aparelho de contacto. Sobre o catalisador, ocorre a 
oxidação do SO2 em SO3, acompanhada pela libertação da grande 
quantidade do calor: 2 SO2 + O2 ↔ 2SO3 + 197 KJ. 
A elevação do teor do oxigénio na mistura aumenta a saída do SO3, 
desloca o equilíbrio para a direita. A 450°C e no excesso do oxigénio, 
o grau de transformação do SO2 atinge o valor de 95-98%. O trióxido 
de enxofre, formado no aparelho de contacto, passa através do 
ácido sulfúrico de 96-98%, o qual, saturando-se pelo SO3, se 
transforma no oleum. 
SO3 + H2SO4 → H2S2O7 (oleum) 
H2S2O7 + H2O → 2H2SO4 
O ácido sulfúrico é aplicado na indústria química básica para 
produção de bases, sais, ácidos, adubos minerais e cloro. Ele é usado 
na síntese orgânica (corantes e detergentes), na produção de 
explosivos, para rectificação de querosene, óleos de petróleo e 
derivados de coque (benzeno, tolueno), na produção de tintas, no 
ataque dos metais ferrosos (escoriamento). 
 
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56 
 
d) Ácido sulfídrico / Sulfureto de hidrogénio (H2S) 
 
Obtém-se o sulfureto de hidrogénio, no aparelho de Kipp, na 
reacção de ácido diluído com sulfuretos de metais, a exemplo do 
ferro: FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S↑ 
O sulfureto de hidrogénio é um gás incolor com cheiro desagradável 
e intenso (o mau cheiro dos ovos podres é devido a existência nele o 
ácido sulfídrico), bastante solúvel em água. Ele arde com chama 
azulada, formando o dióxido de enxofre e água. 
2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O 
O sulfureto de hidrogénio é muito venenoso. A respiração 
prolongada do ar contaminado por este gás, mesmo em pequenas 
quantidades, leva às intoxicações graves. A solução do sulfureto de 
hidrogénio em água chama-se água sulfídrica.Ao ser exposto ao ar 
ou à luz, a água sulfídrica rapidamente torna-se turva devido ao 
enxofre libertado: 2 H2S + O2 → 2 H2O + 2S. 
O H2S é um redutor forte. Por exemplo: na reacção com o cloro, 
decorre até à formação do ácido sulfúrico: 
H2S + 4 Cl2 + 4 H2O → H2SO4 + 8 HCl. 
 
9.4 Selénio e Telúrio 
 
Estes dois elementos são bastante raros e são obtidos com 
subprodutos no processamento de minérios de enxofre. No estado 
livre, o selénio, à semelhança do enxofre, forma algumas 
modificações alotróficas, os mais conhecidos das quais são o selénio 
amorfo que representa um pó vermelho-castanho, e o selénio 
cinzento que forma os cristais frágeis com brilho metálicos. 
O telúrio é conhecido também na forma da modificação amorfa e 
forma dos cristais da cor claro-cinzenta com brilho metálico. 
O selénio é um semicondutor típico e é aplicado na electrotecnia 
para fabricação de rectificadores e fotocelas com camadas de 
bloqueio. O telúrio é igualmente um semicondutor, a sua aplicação 
é, porém, limitada. 
Os selenetos e teluretos de alguns metais também possuem as 
propriedades de semicondutores e aplicam-se na electrónica. O 
telúrio nas quantidades pequenas serve dum aditivo da liga ao 
chumbo, melhorando as suas propriedades mecânicas. 
Durante a combustão do selénio e telúrio no ar ou no oxigénio, 
obtém-se os dióxidos SeO2 e TeO2 que, em condições normais, ficam 
no estado sólido, sendo os anidridos dos ácidos selenioso H2SeO3 e 
teluroso H2TeO3. Diferentemente do enxofre, o SeO2 e TeO2 revelam, 
de preferência, as propriedades de oxidação, facilmente se 
reduzindo ate ao selénio e telúrio livre, por exemplo: 
SeO2 + 2SO2 + 2H2O → 2H2SO4 + Se↓ 
Sob acção de oxidantes fortes, os dióxidos de selénio e telúrio 
podem ser transformados, respectivamente, nos ácidos selénicos 
H2SeO4 e telúrico H2TeO4.O ácido selénico é pouco volátil, combina 
energeticamente com água, carboniza as substâncias orgânicas e 
possuem as fortes propriedades de oxidação.O ácido telúrico é um 
ácido muito fraco. Ele liberta-se a partir da solução na forma dos 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
57 
 
cristais do ácido ortotelúrico da composição H6TeO6. É um ácido 
sexbásico; forma uma série de sais, por exemplo o ortotelurato de 
prata Ag6TeO6. Ao ser aquecido, o ácido ortotelúrico pedre duas 
moléculas de água e transformam-se no ácido dibásico H2TeO4. 
Todos os compostos do selénio e do telúrio são venenosos. 
 
Sumário 
Os calcogénios apresenta a estrutura externa ns2np4 e com o aumento 
da carga nuclear é acompanhado pelo aumento do tamanho do átomo 
dos elementos, dos pontos de fusão e de ebulição, bem como dos 
calores de fusão e de vaporização. Mas, diminui a afinidade 
electrónica e a electronegatividade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Faça a distribuição electrónica por subnível dos elementos deste 
grupo. 
2. Escreva as equações químicas da reacção do sulfureto de hidrogénio 
com nitrato de prata, com cloreto de zinco e com cloreto de cádmio. 
3. A combustão do sulfureto de hidrogénio é uma reacção redox. 
Justifique. 
4. Encontre as fórmulas químicas correspondente as principais sulfuretos 
naturais: pirite, galena, cinábrio, blenda, estibina e calcopirite. 
5. Indicar o número de oxidação do elemento enxofre nos exemplos 
seguintes: a) H2S; b) SO3; c) SO2; d) H2SO3; e) H2SO4; f) NH4HSO4; g) S2O4
2-; h) 
NH4HSO3. 
6. “Os iões chumbo (Pb2+) servem para identificar a existência de iões 
sulfuretos e iões sulfato”. Justifique a afirmação. 
7. Calcule o valor do PH de uma solução 0,10M de Na2SO3. Calcule 
também para uma solução 0,10M de NaSH e 0,10M de Na2S. 
8. O ponto de ebulição da água é de 373K. O ponto de ebulição do 
sulfureto de hidrogénio é de 225K. Explique esta diferença. 
9. Submetem-se cristais de enxofre natural, demoradamente, à 
temperatura de 100°C. Que modificação será de esperar, com o tempo? 
Porquê? 
10. O enxofre poderia ser utilizado para reduzir os óxidos de ferro a ferro 
metálico? Justifique a resposta. 
11. Faça uma abordagem do fenómeno tautomérico do SO2. 
12.a) Uma amostra de gesso contém 10% de impurezas. Calcule as 
massas de CaO e SO3 obtida da decomposição térmica de 20,0g do gesso 
(CaSO4). b) Determine a quantidade de átomos existentes em 64g de 
enxofre? 
13. A Chelsia da Troya Otelo obteve no laboratório 10,0g de hidrogénio a 
partir da reacção do ácido sulfúrico com o zinco pulverizado. a) Escreva a 
equação química da reacção. b) A equação química escrita representa uma 
reacção redox? Justifique. c) É correcto falar de equilíbrio químico nesta 
reacção? Justifique. d) Que quantidade do ácido, em grama, foi usada? e) 
Que quantidade, em litros, produz as 10,0g de hidrogénio nas c.n.t.p? 
 
 
 
 
 
 
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Unidade 10 
 
Tema: ESTUDO DOS HALOGÉNIOS 
 
Introdução 
 
Prezado estudante, seja bem vindo a unidade do estudo sobre os 
halogénios. O grupo VIIA da tabela periódica é constituído por flúor (F), 
cloro (Cl), bromo (Br), iodo (I) e ástato (At) chamados halogénios. Na 
camada electrónica exterior, os átomos deste grupo contêm sete 
electrões (ns2np5), são ametais e conhecidos como “geradores de sais” 
devido a sua capacidade de atacar os metais, formando sais típicos, 
como o cloreto de sódio, NaCl. 
Os elementos deste grupo são diatómicos e são sempre encontrados na 
natureza na forma combinada em virtude da sua alta reactividade 
química. Embora esses halogéneos tenham alguma semelhança do 
ponto de vista químico, suas propriedades variam de forma gradual ao 
longo da família. 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa sobre 
o tema proposto nesta unidade. 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
 
 
Objectivos 
 
 Explicar a ocorrência dos halogénios na natureza; 
 Descrever as propriedades físicas e químicas dos elementos 
do grupo; 
 Descrever a obtenção dos halogénios; 
 Explicar as aplicações dos halogénios e dos seus compostos; 
 Descrever as propriedades físicas e químicas dos compostos 
dos halogénios; 
 Analisar os principais compostos clorados. 
 
HALOGÉNIOS 
10.1. Ocorrência dos halogéneos 
 
Os halogéneos são muito reactivos e, por isso, não existem livres na 
natureza. Ocorrem em minerais e em sais, sendo o flúor e o cloro os 
mais abundantes. 
O flúor ocorre como fluorite CaF2, criolite Na3AlF6 e na fluorapatite 
Ca3F(PO4)3. 
O cloro corre na forma de cloreto de sódio NaCl que se encontra nas 
minas de sal-gema ou água do mar e nos minerais de carnalite 
KCl.MgCl2.6H2O e silvine KCl. 
O bromo encontra-se principalmente nos sais de potássio, sódio e 
magnésio, incluindo na água do mar e nas salinas. 
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59 
 
O iodo também se encontra na água do mar, nas salinas, nas plantas 
aquáticas (nas algas). 
O ástato é o mais pesado dos halogéneos e não se encontra na natureza, 
sendo obtido da desintegração radioactiva natural do urânio e do tório. 
 
10.2. Propriedades físicas dos halogénios. 
 
Por necessitarem de apenas um elétron para se tornarem estáveis 
isoladamente, os elementos desse grupamento são altamente 
eletronegativos e tendem a formar ligações fortes com metais do grupo 
IA (Metais Alcalinos) e IIA (Metais Alcalinos Terrosos), geralmente 
iônicas. A eletronegatividade decresce no grupo de cima para baixo, logo 
o Flúor é o mais eletronegativo (4,0 na escala de Pauling) e o Astato o 
menos eletronegativo (2,2 na mesma escala). 
O estado de agregação desses elementos é variado, sendo o Flúor e o 
Cloro gasosos, o Bromo líquido e, o Iodo e o Astato sólidos. Todos, a 
excepção do Astato, possuem atomicidade2, ou seja, na natureza 
encontra-se (mesmo que dificilmente, devido a alta reatividade dos 
halogênios) F2 (gás flúor) e não F, I2 (sólido Iodo) e não l: apenas o Astato 
é monoatômico (At). A explicação dessa diversidade de estados físicos 
para um mesmo tipo de elementos está na densidade eletrônica de cada 
um: quanto maior o número atômico maiores as forças 
intermoleculares, sendo assim, explica-se o porquê de o Flúor (Z = 9) ser 
gasoso e o Iodo (Z = 53) ser sólido. 
Junto ao aumento de densidade eletrônica, estão a densidade específica 
e os pontos de fusão e ebulição: pode-se especular que o Astato seria o 
mais denso e menos volátil dos halogênios (PF = 302°C e PE =337°C), 
entretanto, sendo o elemento mais raro do mundo (existem cerca de 
28g ao redor do globo) esses dados são desconhecidos ou imprecisos, 
logo, ao Iodo (d = 4,94 g/cm³, PF = 113,6°C, PE = 185,3°C) é dado o título 
de mais denso e menos volátil do grupo 7A. 
O flúor é o mais electronegativo dos elementos e apresenta apenas o 
estado de oxidação -1. O cloro, bromo e iodo também são 
electronegativos, porém podem formar compostos com estados de 
oxidação +1, +3, +5 e +7. Todos os halogéneos são agentes oxidantes, 
cujas forças diminuem com o aumento do número atómico. 
Os halogéneos existem como moléculas diatómicas discretas nas fases 
sólida, líquida e gasosa; porém a volatilidade do elemento decresce 
acentuadamente à medida que o número atómico aumenta. 
Paralelamente com o aumento do número atómico (Z), aumentam a 
densidade, o volume atómico, os pontos de fusão e de ebulição, a 
temperatura e a pressão crítica e os calores de fusão e vaporização mas, 
a electronegatividade, as propriedades ametálicas e a capacidade de 
oxidação diminuem. O aumento regular dos tamanhos dos átomos livres 
e dos respectivos iões é uma consequência da expansão da estrutura 
electrónica. 
Os átomos deste grupo captam facilmente os electrões, formando iões 
negativos com estrutura dos gases nobres (ns2np6), sendo por isso 
ametais típicos. 
Os átomos deste grupo combinam facilmente com elementos 
electropositivos formando sais de carácter salino com maior evidência 
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60 
 
nos fluoretos. Forma ligações covalentes simples. No caso do flúor usa as 
orbitais s e p, os restantes do grupo usam as orbitais s, p, d hibridizadas 
ou mesmo as orbitais vazias d nos casos de pπ-dπ. Por isso, os halogéneos 
pesados possuem forte energia de dissociação em comparação com as 
moléculas do F2. 
A cor dos halogéneos aparece através da absorção da luz e intensifica-se 
no grupo de cima para baixo. As restantes propriedades físicas consta na 
tabela 7. 
 
Tabela 7. Propriedades físicas dos halogéneos. 
Propriedades F Cl Br I 
Z 9 17 35 53 
Configuração electrónica 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 
Energia de ionização do átomo, ev 17,42 12,97 11,84 10,45 
Afinidade electrónica do átomo, ev 3,45 3,61 3,37 3,08 
Electronegatividade relativa 4,0 3,0 2,8 2,6 
Raio do átomo, nm 0,064 0,099 0,114 0,133 
Raio do ião, nm 0,133 0,181 0,196 0,220 
Distância internuclear em molécula E2, nm 0,142 0,199 0,228 0,267 
Ponto de fusão, ºC -219,7 -101,0 -7,3 113,6 
Ponto de ebulição, ºC -188,2 -34,1 59,1 185,3 
Estado físico a tª ambiente e cor Gás verde 
pálido 
Gás 
amarelo 
esverdeado 
Líquido 
vermelho-
acastanhado 
Cristais 
violeta 
negros 
 
10.3. Obtenção dos halogénios 
 
Flúor é extremamente reactivo e necessário um material resistente a 
reacção do flúor na sua produção. É obtido no laboratório como na 
indústria através da fusão electrolítica da mistura do ácido fluorídrico e 
sulfureto de potássio. A mistura de HF e KF é submetida no recipiente de 
aço catódico a 80-90°C e com um manto anódico de carbono. É aquecido 
com uma corrente eléctrica de 10-50A, donde ocorre a electrólise e a 
sublimação do flúor. O flúor obtido deste modo, é isolado para outro 
recipiente, enquanto o hidrogénio molecular que se produz nesta 
reacção sobre a parede do recipiente. 
HF + KF → KH + F2 
O flúor pode-se obter em pequenas quantidades a partir dos fluoretos: 
IF7 + AsF5 + 2 KF → KIF6 + KAsF6 + F2↑ 
 
Cloro é gás amarelo esverdeado de cheiro picante e quando respirado 
irrita a mucosa pulmonar, provocando expectoração sanguínea. É obtido 
na indústria por electrólise dos cloretos fundidos e no laboratório da 
reacção do ácido clorídrico com dióxido de manganês (MnO2) ou 
permanganato de potássio (KMnO4) ou ainda peróxido de hidrogénio 
(H2O2): 
4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2 
Bromo é um líquido castanho avermelhado, bem solúvel em água, e 
ainda solúvel no clorofórmio e no sulfureto de carbono, queima a pele e 
é obtido graças ao deslocamento do ião brometo: 
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61 
 
2 Br- (aq) + Cl2 (aq) → 2 Cl- (aq) + Br2 (aq) 
De igual modo se obtém o iodo: 2 I-(aq) + Cl2 (aq) → 2 Cl- (aq) + I2 (aq) 
 
10.4. Propriedades químicas dos halogénios 
 
A capacidade oxidactiva dos halogéneos diminui na ordem de F2 > Cl2 > 
Br2 > I2. 
Os halogéneos manifestam uma actividade química extremamente 
elevada. Eles reagem com quase todas as substâncias simples. Por 
exemplo com metais formando halogenetos típicos com libertação de 
grande quantidade de calor. 
2 Na + Cl2 → 2 NaCl; 
2 K + Br2 → 2 KBr 
Em solução aquosa, os halogéneos formam iões X- e as suas típicas 
reacções são: X2 + 2 Y- → 2X- + Y2, como exemplo: 
F2 + 2 HCl → 2 HF + Cl2↑; 
NH3 + 3 Cl2 → N2 + 6 H+ + 6 Cl- 
As propriedades de oxidação manifestadas pelos halogéneos revelam-se 
também nas suas reacções com as substâncias compostas. Como alguns 
exemplos: 
2 FeCl2 + Cl2 → 2 FeCl3 
H2S + I2 → S↓ + 2HI 
Na2SO3 + Br2 + H2O → Na2SO4 + 2 HBr. 
Os haletos de hidrogénio são gasosos; e com excepção do HF, são ácidos 
fortes em água. Formam uma variedade de óxidos, oxiácidos e oxiânions 
que são bons agentes oxidantes. Existe um grande número de 
compostos interalogênios; sendo que a maior variedade é obtida com 
flúor.O pentóxido de iodo é um composto relativamente estável que 
reage, de forma controlada, com muitos agentes redutores. 
A reacção mais importante é a oxidação do monóxido de carbono: 
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2 
Essa reacção é quantitativa, e a determinação do iodo formado permite 
efectuar a análise do CO. 
 
10.5. Aplicações dos halogénios. 
 
a) Flúor devido a sua grande reactividade é aplicado nas pastas de 
dentes, em quantidade muito reduzida, para combater a cárie dentária. 
É também aplicado nas reacções técnicas nucleares para separar 
isótopos de 235U/238U sobre o volátil hexafluoreto de urânio (UF6): 
UF4 + F2 → UF6 
b) Cloro usa-se no branqueamento de tecidos e de papel. Também se 
usa na produção de lixívia para fins domésticos. O cloro é um 
desinfectante que se aplica para eliminar bactérias nocivas que existem 
na água que bebemos e na água das piscinas. Usa-se na obtenção de 
CHCl3, CCl4, cloreto de vinil, resina artificial, insecticidas, corantes, 
detergentes, produtos farmacêuticos, etc. 
c) Bromo tem aplicação na indústria petrolífera, serve de meio ligante 
nas sínteses orgânicas, usa-se como anti-inflamável, parte integrante dos 
fungicidas, participa na obtenção de produtos farmacêuticos, material 
básico para a fotografia preto-e-branco e filmes coloridos. 
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d) Iodo usa-se também como desinfectante bem como na produção de 
medicamentos e de corantes. Usa-se juntamente com compostos 
aromáticos para obtenção de lubrificantes, anti-Raio-x e na obtenção de 
metais como Ti, Zr e Hf. 
 
10.6. Compostos dos halogéneos. 
1. Ácido fluorídrico (HF). 
 
O fluoreto de hidrogénio é, acima 19,45°C, um gásincolor e baixo, um 
líquido incolor, muito móvel e fumegante. Os vapores do fluoreto de 
hidrogénio são muito tóxicos e o seu ácido, quando concentrado, 
provoca queimaduras pesadas. É muito solúvel em água, miscibilidade 
completa a temperatura ambiente, sendo chamado de ácido fluorídrico 
em solução aquosa. É obtido pela acção do ácido sulfúrico concentrado 
sobre o fluoreto de cálcio: CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF 
O ácido fluorídrico dissolve a maioria dos metais com elevação do 
hidrogénio. O chumbo é atacado apenas parcialmente. O ouro e a 
platina não sofrem o ataque. O vidro é atacado, pois o fluoreto de 
hidrogénio, em presença da água, reage com dióxido de silício e silicatos 
dando SiF4, volátil. 
SiO2 + 4HF → SiF4↑ + 2H2O 
Na solução do HF a libertação do fluoreto do silício não ocorre, visto que 
ele interactua com as moléculas de HF, formando o ácido fluossilícico 
complexo bem solúvel: SiF4 + 2HF → H2[SiF6] 
O HF é aplicado na síntese orgânica, na produção de fluoretos, no 
ataque a vidro, para evacuar areia das peças fundidas, na análise 
mineralógica. 
 
2. Ácido clorídrico (HCl) 
 
O gás clorídrico é incolor, de cheiro picante e muito solúvel na água. É 
obtido na síntese do hidrogénio e o cloro que constitui o método 
principal da produção industrial. 
H2 + Cl2 → 2HCl + 183,6 KJ 
O ácido clorídrico é um líquido incolor com cheiro forte. O ácido 
concentrado contem, via de regra, cerca de 37% de HCl, a sua densidade 
é de 1,19 g/cm3. 
No laboratório, é obtido da reacção do ácido sulfúrico concentrado com 
o cloreto de sódio: 
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl 
NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl 
O ácido clorídrico reage com quase todos os metais formando cloretos e 
libertando o hidrogénio: 2 HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑ 
Ele reage com permanganato de potássio demonstrando propriedades 
de redução: 16 HCl+ 2 KMnO4 → 5 Cl2 + 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O 
Também reage com os óxidos, hidróxidos e sais: 
- Com a cal viva (CaO): 2 HCl + CaO → CaCl2 + H2O 
- Com o dióxido de manganês (MnO2): 
4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2 
- Com o peróxido de bário (BaO2): 2 HCl + BaO2 → BaCl2 + H2O2 
- Com o hidróxido de sódio: HCl + NaOH → NaCl + H2O 
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63 
 
- Com o carbonato de cálcio (CaCO3): 2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + H2CO3 
- Com o amoníaco (NH3): HCl + NH3 → NH4Cl 
O ácido clorídrico é aplicado na decapagem de metais, na obtenção da 
glicose a partir do amido, no fabrico de corantes, na obtenção de 
cloretos metálicos. 
 
 3. Ácido bromídrico (HBr) e Ácido iodídrico (HI). 
 
O brometo de hidrogénio e o iodeto de hidrogénio são muito 
semelhantes ao cloreto de hidrogénio segundo as suas propriedades, as 
propriedades de redução, sendo, porém, mais fortes. O oxigénio 
molecular oxida o iodeto de hidrogénio a temperatura ambiente e sob 
acção da luz, a reacção acelera-se muito: 
4 HI + O2 → 2 I2 + 2 H2O 
As propriedades de redução do brometo e do iodeto de hidrogénio 
revelam-se visivelmente na interacção com o ácido sulfúrico 
concentrado. Neste caso, o HBr reduz o H2SO4 até SO2: 
2 HBr + H2SO4 → Br2 + SO2↑ + 2 H2O e o HI, 
até ao enxofre livre ou H2S: 
5 HI + H2SO4 → 3 I2 + S↓ + 4 H2O ou 
8 HI + H2SO4 → 4 I2 + H2S↑ + 4 H2O 
Normalmente, os haletos de hidrogénio são obtidos pela acção da água 
sobre os compostos de bromo e iodo com o fósforo – PBr3 e PI3. Estes 
sofrem a hidrólise completa, formando o ácido fosforoso e haleto de 
hidrogénio: 
PBr3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HBr 
PI3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HI 
Os sais do brometo de hidrogénio e do iodeto de hidrogénio chamam-se 
brometos e iodetos, respectivamente. 
Os brometos de sódio e de potássio usam-se na medicina como 
calmantes. O AgBr usa-se nas grandes quantidades em fotografia. O KI é 
aplicado na medicina contra as doenças do sistema endocrínico 
 
Sumário 
Os halogénios são elementos do VIIA grupo da tabela periódica, constítuido por 
F, Cl, Br, I e At, contendo a estrutura externa ns2np5. Nota-se que o aumento do 
número atómico é acompanhado pelo aumento do volume atómico, pontos de 
fusão e de ebulição, calores de fusão e de vaporização, os raios iónico e 
covalente mas, diminuindo o potencial de ionização, afinidade electrónica, 
electronegatividade. Os halogénios são muitos reactivos. 
 
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Exercicios 
 
1. Classifique cada um dos elementos do VII grupo A de 
acordo com as seguintes características: 
a) Metal, semi-metal ou ametal. 
b) Estados de oxidação. 
c) Formação de ligação iónica ou covalente. 
d) Formação de óxidos ácidos, básicos ou anfóteros. 
2. Como se pode obter halogénio elementares tanto na 
técnica como no laboratório. 
3. Como se obtém o cloro no laboratório escolar? 
4. Quais são as características das ligações dos 
halogenetos de hidrogénio? 
5. Escreva as equações da reacção directa do flúor e cloro 
com o hidrogénio, usando o mecanismo de radical 
(Homólise). 
6. Quais são os nox que se pode encontrar nos compostos 
de halogéneos oxidado por oxigénio? 
7. Escreva as fórmulas químicas e os nomes dos ácidos 
oxigenados do cloro. 
8. Traduza, esquematicamente, a estrutura do átomo do 
elemento 3216S e diga se deve corresponder-lhe 
actividade química semelhante à do bromo ou à do 
potássio? 
9. Dispomos de 100 ml a 0,1M de HCl. Qual é a 
quantidade de moles de HCl dissolvida nesta solução? 
Se acrescentarmos à solução referida 400 ml de água. A 
molaridade do HCl aumenta ou diminui? Calcule a nova 
molaridade, em função do aumento havido. 
10. Escreva a equação de neutralização entre o hidróxido 
de alumínio e o gás HBr. 
11. Com base na estrutura dos átomos dos halogéneos 
indique os estados de valência característicos do flúor, 
cloro, bromo e iodo. Quais os números de oxidação 
que os halogéneos apresenta nos seus compostos? 
12. Apresente exemplos de possíveis reacções dos 
halogéneos e a água e as soluções das bases (a frio e a 
quente). 
13. Será que os haletos de hidrogénio posem ser oxidantes 
numa reacção? Justifique a sua resposta. 
14. Indique o método laboratorial e industrial de obtenção 
de clorato de potássio. 
15. Com quais das substâncias que passamos a transcrever 
reage com o HBr: 
a) Ca(OH)2 ; b) PCl3 ; c) H2SO4(c) ; d) KI; e) Mg 
b) KClO3. Além disso, o HBr revela propriedades: 1) ácidas; 
2) básicas; 3) oxidantes; 4) redutoras. 
16. Calcule a quantidade do sal de Bertolet (clorato de 
potássio) que se pose obter a partir de 168g de 
hidróxido de potássio. 
 
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65 
 
Unidade 11 
 
Tema: ELEMENTOS DO GRUPO VIII A (GASES NOBRES) 
Introdução 
 
Os gases nobres (o hélio, o néon, o árgon, o crípton, o xénon e o rádon) 
são elementos representativos do VIIIA da tabela periódica. 
Caracterizam-se em possuir uma mínima actividade química, que 
originou o seu nome de gases nobres ou inertes. A formação de 
compostos com outras substâncias ocorre com muita dificuldade. 
Os compostos do hélio, néon e árgon não são obtidos. Os átomos dos 
gases nobres são monoatómicos. 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa sobre 
os gases nobres ou inertes. 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Analisar as propriedades físicas dos gases inertes; 
 Abordar algumas propriedades dos compostos dos gases 
nobres; 
 Explicar a natureza das ligações químicas nos compostos dos 
gases nobres. 
 
Gases nobres ou inertes 
 
11.1. Características gerais 
 
Os gases nobres são todos eles encontrados na atmosfera. Os raios 
atómicos, as densidades, os volumes atómicos e os pontos de fusão e deebulição aumentam regularmente com o número atómico, ao passo que 
as energias de ionização diminuem com o aumento do número atómico. 
Essas propriedades, bem como o caráter monoatômico das moléculas, 
podem ser explicadas à base da existência, unicamente, de forças de Van 
der Waals fracas entre os átomos dos gases nobres. 
O aumento regular do ponto de ebulição, do calor de vaporização e da 
solubilidade em água quando se desce, na família, desde o hélio até o 
xenônio, pode ser relacionado com o aumento das dimensões das suas 
moléculas (átomos). De facto, quanto maior é a nuvem eletrônica mais 
polarizável se torna uma molécula, donde se tornam mais fortes as 
atrações de Van der Waals entre essas moléculas, entre si e com outras, 
por exemplo, com moléculas polares. 
Os gases nobres são incolores e inodoros. Eles são monoatómicos. 
Liquefazem-se com relativa dificuldade, mas a liquefacção torna-se 
gradativamente mais fácil com a elevação do número atómico. Os gases 
nobres uma vez liquefeitos podem ser levados ao estado sólido 
mediante mais uma relativamente pequena diminuição da temperatura. 
O hélio tem a mais baixa temperatura de liquefacção e o rádon a mais 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
66 
 
alta. No estado sólido, os gases nobres apresentam rede cúbica de face 
centrada. 
A solubilidade dos gases nobres em água aumenta com o número 
atómico e diminui com a elevação da temperatura. A solubilidade em 
solventes orgânicos é, em alguns casos, maior do que em água. Salvo o 
hélio, os gases nobres são mais ou menos bem adsorvidos a baixas 
temperaturas por carvão vegetal activado. 
 
Tabela 8: Propriedades físicas específicas dos gases nobres 
Propriedades He Ne Ar Kr Xe Rn 
Número atómico 2 10 18 36 54 86 
Configuração electrónica externa 1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6 
Densidade do gás (c.n.t.p) g/l 0,18 1,90 1,78 3,71 5,85 9,73 
volume atómico (liq.) cm3 31,77 16,76 24,21(s) 32,19 42,92 377,5 
Temperatura crítica, ºK 5,19 44,4 150,6 210,5 289,6 377,5 
Pressão crítica, atm 2,26 26,86 47,966 54,3 58,2 62,4 
Ponto de fusão, ºK 1(25 atm) 24,43 83,9 104 133 202 
Ponto de ebulição, ºK 4,211 27,2 87,4 121,3 163,9 211,3 
1ª energia de ionização, eV 24,58 21,559 15,755 13,99 12,127 10,75 
2ª energia de ionização, eV 54,4 41,07 27,62 24,57 21,206 - 
Solubilidade em água a 20ºC, ml/l 13,8 14,7 37,9 73,0 110,9 - 
Raio atómico, A˚ 1,78 1,60 1,91 2,00 2,2 - 
11.2. Propriedades químicas 
Um gás nobre é um membro da família dos gases nobres da Tabela 
Periódica. Estes gases têm uma baixa reactividade e são também 
conhecidos por gases inertes (apesar de não serem inertes porque já 
foi comprovado que alguns podem participar de reacções químicas). 
De um modo geral, os gases nobres têm uma relativa dificuldade de 
combinação com outros átomos porque são pouco reactivos. 
O termo “gás nobre” vem do facto que, do ponto de vista humano, 
nobre é aquele que geralmente evita as pessoas comuns. Do mesmo 
modo, a característica destes gases é de não combinarem com os 
demais elementos. Os gases nobres já foram denominados de “gases 
inertes”, porém, o termo não é exacto porque já tem sido 
demonstrado que alguns podem participar de reacções químicas. 
Embora existam em quantidades consideráveis na atmosfera terrestre, 
não foram descobertos devido à baixa reactividade que possuem. A 
primeira evidência da existência dos gases nobres foi através da 
descoberta da existência do hélio no sol, feita por análise 
espectrográfica da luz solar. Mais tarde, o hélio foi isolado da 
atmosfera terrestre por William Ramsay. Os gases nobres apresentam 
forças de atracção interatômicas muito fracas, daí apresentarem 
baixos pontos de fusão e ebulição. Por isso, são gasosos nas condições 
normais, mesmo aqueles que apresentam átomos mais pesados. 
Todos os gases nobres apresentam as orbitais dos níveis de energia 
exteriores completos com electrões, por isso não formam facilmente 
compostos químicos. À medida que os átomos dos gases nobres 
crescem na extensão da série tornam-se ligeiramente mais reactivos, 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
67 
 
daí poder-se induzir o xenónio a formar compostos com o flúor. Em 
1962, Neil Bartlett, trabalhando na Universidade de Colômbia, 
Inglaterra, reagiu o xenónio com o flúor produzindo os compostos 
XeF2, XeF4, e XeF6. O rádon foi combinado com o flúor formando o 
fluoreto de rádon, RnF, que brilha intensamente na cor amarelada 
quando no estado sólido. Além disso, o crípton pode ser combinado 
com o flúor formando KrF2, o xenónio para produzir o biatómico de 
curta-duração Xe2, e pode-se reagir gás nobre com outros haletos 
produzindo, por exemplo, XeCl usado em lasers. 
Em 2002, foram descobertos compostos nos quais o urânio formava 
moléculas com árgon, crípton ou xénon. Isso sugere que os gases 
nobres podem formar compostos com os demais tipos de metais. 
O fluoreto de árgon (ArF2) foi descoberto em 2003 pelo químico suíço 
Helmut Durrenmatt. 
Os hidratos Ar.6H2O, Kr.6H2O, Xe.6H2O que forma sob acção dos gases 
nobres comprimidos sobre a água superfundida cristalizável. Estes 
hidratos pertencem ao tipo de clatratos; as ligações de valência não 
surgem durante a formação dos compostos deste tipo. A presença das 
cavidades numerosas na estrutura cristalina do gelo favorece à 
formação dos clatratos com a água. 
Porém, durante os últimos decénios foi estabelecido que o crípton, 
xénon e rádon são capazes de entrar em combinação com os outros 
elementos e, antes de mais nada, com o flúor. Assim, os fluoretos KrF2, 
XeF2, KrF4, XeF4 e RnF4 foram obtidos pela interacção directa dos gases 
nobres com o flúor. Todos eles representam os cristais estáveis nas 
condições comuns. São obtidos também os derivados do xénon com o 
número de oxidação +6: o hexafluoreto XeF6, o trióxido XeO3, o 
hidróxido Xe(OH)6. Os dois últimos compostos revelam as propriedades 
ácidas: assim, ao reagirem com os álcalis, eles formam os sais do ácido 
xenónico, por exemplo: 
XeO3 + Ba(OH)2 → BaXeO4 + H2O 
Os derivados do xénon (VI) são os oxidantes fortes. Porém, sob a acção 
dos oxidantes ainda mais fortes sobre eles, podem ser obtidos os 
compostos onde o xénon tem o número de oxidação +8. De tais 
compostos são conhecidos o octafluoreto XeF6, o tetróxido XeO4 e o 
oxohexafluoreto XeOF6. 
Os compostos de xénon são obtidos pela hidrólise dos fluoretos. Por 
exemplo: 
XeF6 + H2O → XeOF4 + 2 HF 
XeF6 + 2 H2O → XeO2F2 + 4 HF 
XeF6 + 3 H2O → XeO3 + 6 HF 
A estrutura do XeF6 ainda não é conhecida. Esta molécula tem sete pares 
electrónicos ao redor ao átomo de Xe. Existem argumentos teóricos a 
favor de uma estrutura octaédrica regular, bem como a favor de uma 
estrutura menos simétrica. Os dados experimentais disponíveis tendem 
para uma estrutura menos simétrica, embora ainda não se possa afirmar 
de forma conclusiva. 
A actividade química mais alta do crípton, xénon e rádon em 
comparação com os primeiros membros do grupo dos gases nobres 
explica-se pelos potenciais de ionização relativamente baixos dos seus 
átomos. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
68 
 
As propriedades químicas dos gases nobres como, em geral, de todos os 
elementos, podem ser explicadas com fundamento nas suas 
configurações eletrônicas, seus potenciais de ionização e as suas 
energias de promoção aos estados de valência mais baixos. Conforme é 
de se esperar, os potenciais de ionização dos gases nobres decrescem 
regularmente com o número atômico, do mesmo modo que as suas 
energias de promoção. À base dos seus potenciais de ionização, 
poderíamos predizer que, se qualquer gás nobre reagir para formar um 
composto emque ele esteja presente como um ião monopositivo, 
quanto maior for o átomo mais provável será que ele reaja. 
Analogamente, à base das energias de promoção, podemos esperar que 
a tendência de um gás nobre a formar compostos por compartilhamento 
de pares de elétrons com outros átomos aumente à medida que 
aumente o número atômico. Com efeito, só dos três membros mais 
pesados da família (Kr, Xe e Rn) são conhecidas reações químicas. 
O árgon, o néon e o hélio têm maior importância prática. 
 
11.3. Hélio: Obtenção e suas propriedades físicas. 
 
O hélio foi descoberto em 1868 pelos dois astrónomos – um francês P. 
Janssen e um inglês J. Lockyer – durante o estudo de espectros do sol. 
Nestes espectros foi revelada uma risca amarela viva que não se 
encontrava nos espectros dos elementos conhecidos naquela altura. 
Essa risca foi atribuída a um elemento novo existente e desconhecido na 
Terra, que obteve o nome de hélio, 30 anos depois, Ramsay, ao aquecer 
o mineral cleveíta, obteve um gás cujo espectro se verificou ser idêntico 
ao do hélio. Deste modo, o hélio foi descoberto no Sol antes do que ele 
foi encontrado na Terra. 
O hélio é um gás mais leve, após o hidrogenio, dentre todos os gases. Ele 
é mais que 7 vezes mais leve do que o ar. 
O hélio é obtido a partir dalguns gases naturais, nos quais ele está 
presente como um produto de desintegração dos elementos 
radioactivos. 
O hélio aplica-se nos laboratórios físicos a titulo do agente frigorífico e 
na física de baixas temperaturas. Ele serve também duma substância 
termométrica nos termómetros que trabalham no intervalo de 
temperaturas de 1 até a 80 K. 
 
11.4. Néon. Árgon. 
 
Estes gases, bem como o crípton e o xénon, obtêm-se a partir do ar por 
via da separação dele durante a refrigeração profunda. O árgon, devido 
ao seu teor relativamente alto no ar, é obtido em quantidades 
essenciais, os gases restantes – nas menores. O néon e árgon têm uma 
larga aplicação. Ambos usam-se para preencher as lâmpadas de 
incandescência, tubos luminescentes e noutros processos metalúrgicos. 
 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
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Sumário 
Todos os gases nobres são monoatómicos e os seus átomos preenchem 
completamente os seus subniveis (ns2np6), o que lhes conferem maior 
estabilidade. As energias de ionizaçao do grupo estão entre as mais elevadas de 
todos elementos, e esses gases não têm tendência a aceitar electrões extras. 
Não se conhece nenhum comosto de hélio, de neônio ou de argônio. 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Faça a distribuição electrónica por subnível dos 
elementos do VIII grpo A. 
2. Explique as tendências das propriedades físicas dos 
gases inertes. 
3. Encontre as reacções químicas dos compostos dos 
gases nobres. 
4. Mencione quatro aplicações dos compostos dos 
gases nobres. 
5. Encontre possível relação dos gases nobres com os 
elementos do VIII grupo A. 
6. Faça uma bordagem sobre o impacto dos gases 
nobres no desenvolvimento da radioactividade. 
7. Por que razão só podem empregar-se processos de 
natureza física para separar, entre si, os gases 
inertes? 
8. Que importância tem o conhecimento do calor molar 
na definição da estrutura molecular dos gases 
inertes? 
9. Para cada um dos compostos abaixos com xenion, dê 
um exemplo de composto de halogenio que possua 
mesmo número de electrões de valência. 
a) XeF2 
b) XeF4 
c) XeO3 
d) XeO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Unidade 12 
 
Tema: METAIS DE TRANSIÇÃO 
Introdução 
 
Os metais de transição na tabela periódica constituem os elementos 
secundários ou transitivos com configuração electrónica (n-1)dxnsy, onde 
x = 1 a 10 e y = 0 a 2 e elementos f com (n-2) fx(n-1)dynsz, onde x = 2 a 
14. 
Os elementos transitivos preenchem os níveis electrónicos 3d, 4d e 5d 
formando três séries de elementos que, em conjunto, constituem os 
elementos da orbital d, que são organizados em grupo de I à VIIIB. São 
elementos de transição porque as suas propriedades são geralmente 
intermediárias entre os metais do bloco s e os ametais do bloco p. Nos 
grupo s e p os electrões vão sendo adicionados ao nível electrónico mais 
externo do átomo. Já no grupo d, os electrões vão sendo adicionados ao 
penúltimo nível, expandindo-se de 8 até 18 electrões. 
 
Uma característica marcante dos elementos do bloco d é o subnível d 
apenas parcialmente preenchido, com excepção do Pd, Cu, Ag, Au, Zn, 
Cd e Hg, que apresenta um subnível d completo com 10 electrões. 
 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa o 
tema proposto na unidade. 
Ao completar esta unidade deve nser capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Esclarecer as propriedades gerais dos metais de transição; 
 Explicar a teoria dos compostos coordenados; 
 Abordar a teoria de campo cristalino; 
 Identificar a isomeria dos compostos complexos; 
 Descrever o papel dos compostos de coordenação nos 
organismos vivos. 
 
METAIS DE TRANSIÇÃO 
12.1. Propriedades gerais dos elementos transitivos 
Os elementos d e f (transitivos) são geralmente metais de alta 
densidade, muito duro, de alto ponto de fusão e de ebulição, com 
excepção dos metais Zn, Cd e Hg, assim como Cu, Ag e Au que possui 
baixos valores das propriedades mencionadas. 
Todos os transitivos são metais, são condutores de electricidade e de 
calor, apresentam brilho metálico e são duros, fortes e dúcteis. Formam 
também ligas com outros metais. Os elementos d e f (transitivos) são 
geralmente metais de alta densidade, muito duro, de alto ponto de 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
71 
 
fusão e de ebulição, com excepção dos metais Zn, Cd e Hg, assim como 
Cu, Ag e Au que possui baixos valores das propriedades mencionadas. 
 
Os metais de transição aumentam a sua carga nuclear do escândio para 
o cobre, mas os electrões são adicionados à subcamada 3d mais interna. 
Esses electrões 3d blindam os electrões 4s da carga nuclear crescente 
mais efectivamente que os electrões da camada mais externa se blindam 
uns aos outros e, assim, os raios atómicos não diminuem de maneira 
acentuada. Pela mesma razão, as electronegatividades e as energias de 
ionização aumentam apenas ligeiramente do escândio para o cobre 
comparadas com os aumentos observados do sódio para o argônio. 
 
Embora os metais de transição sejam menos electropositivos (ou mais 
electronegativos) que os metais alcalinos ou alcalinos-terrosos, os seus 
potenciais-padrão de redução sugerem que todos eles, à excepção do 
cobre, devem reagir com os ácidos fortes como o ácido clorídrico para 
produzir gás hidrogénio. Contudo, a maioria dos metais de transição é 
inerte em relação aos ácidos ou reage com eles lentamente em 
decorrência de uma camada protectora de óxido. Um caso típico é o 
crómio: apesar do potencial-padrão de redução ser bastante negativo, 
ele é quimicamente inerte em virtude da formação do óxido de crómio 
(III), Cr2O3, em sua superfície. Por conseguinte, o crómio é comummente 
usado como uma camada protectora e não corrosiva sobre outros 
metais. Nos pára-choques e acabamentos dos automóveis, a cromagem 
tem um propósito funcional, bem como decorativo. 
 
Os metais transitivos podem formar ligas entre si e apresentam estados 
de oxidação muito variável. Os metais transitivos revelam grande 
resistência física e química, boa condutibilidade eléctrica e térmica, são 
sólidos e possuem capacidade de formar ligações coordenadas com 
diferentes índices de coordenação. 
 
Formam compostos com variados noxs no mesmo elemento, facto que 
advém da variação dos electrões no subnível d ou da existência de 
diverso estado de oxidação. Os estados de oxidaçãocomuns para cada 
elemento incluem +2, +3 ou ambos. Os estados de oxidação +3 são mais 
estáveis no princípio da série, enquanto para o fim da série os estados 
de oxidação +2 são mais estáveis. A razão é que as energias de ionização 
aumentam gradualmente da esquerda para a direita. Contudo, a terceira 
energia de ionização (quando um electrão é removido de um orbital 3d) 
aumenta mais rapidamente que a primeira ou a segunda energia de 
ionização. Como é necessário mais energia para remover o terceiro 
electrão de metais próximos do fim da série que daqueles do princípio, 
os metais próximos do fim tendem a formar iões M2+ e não iões M3+. 
O estado de oxidação mais alto de um metal de transição é +7, para o 
manganês (4s23d5). Os metais de transição geralmente exibem seus 
estados de oxidação mais altos em compostos com elementos muitos 
electronegativos como o oxigénio e o flúor – por exemplo, VF5, CrO3 e 
Mn2O7. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
72 
 
Nos lantanídeos e nos actinídeos qualquer elemento difere-se do seu 
vizinho por um electrão a mais na sua orbital f, devido aos arranjos 
electrónicos. 
Os elementos de transição apresentam uma grande tendência em 
formar compostos de coordenação com bases de Lewis, isto é, com 
grupo capazes de doar um par electrónico. Esses grupos, chamam-se de 
ligantes, podem ser moléculas ou iões. Essa capacidade excepcional dos 
elementos para formarem complexos está relacionada com o facto de 
formarem iões pequenos com carga elevada, contendo orbitais vazios de 
baixa energia, capazes de receber pares de electrões dos grupos 
ligantes. 
 
Quanto ao tamanho dos átomos e iões, os seus raios covalentes 
decrescem da esquerda para a direita ao longo de uma série, até 
próximo ao final, quando o raio aumenta ligeiramente. Os átomos dos 
elementos de transição são menores que os dos grupos I e II do mesmo 
período horizontal. Em parte isso é devido à adição de electrões em 
subnível d, que são maus protectores do núcleo (efeito do par inerte) e 
não no nível mais externo. Descendo em um grupo, o tamanho do 
átomo aumenta, devido à camadas electrónicas adicionais. Há 
decréscimo gradual do tamanho dos 14 elementos lantanídicos, do cério 
ao lutécio, por causa da contracção lantanídica. 
 
Os transitivos podem formar ligações iónicas ou covalentes, dependendo 
das condições. Geralmente os estados de oxidação mais baixos 
favorecem a ligação iónica e os mais altos favorecem a covalência. Os 
elementos da primeira série de transição forma um número maior de 
compostos iónicos que os da segunda e terceira séries. 
Diversos compostos iónicos e covalentes dos metais de transição são 
coloridos, devido à presença da orbital d para as transições electrónicas 
que absorvem radiações na região visível do espectro. Também podem 
apresentar cor por causa da existência de orbitais parcialmente 
preenchidos, que permitem transições electrónicas, responsáveis pela 
emissão luminosa. Os compostos dos elementos que apresentam todos 
os orbitais preenchidos (Zn, Cd e Hg) normalmente não são coloridos. A 
cor do complexo depende da: 
a) Natureza dos iões metálico, concretamente do número de electrões 
nos orbitais d; 
b) Disposição espacial dos ligantes em torno do ião metálico (por 
exemplo, os isómeros geométricos podem apresentar colorações 
diferentes); 
c) Natureza dos ligantes. 
Muitos dos compostos transitivos são paramagnéticos, isto é, podem ser 
atraídos por um campo magnético, pois contêm níveis electrónicos semi-
preenchidos. Em particular Fe, Co e Ni são ferromagnéticos, isto é, são 
magnetizados por um íman. Os átomos se alinham e apontam todos 
para uma direcção. 
Os transitivos revelam propriedades catalíticas, podendo formar 
compostos intermediários instáveis ou fornecer a superfície de contacto 
adequado para a reacção. Os metais de transição estão presentes 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
73 
 
inclusive em algumas enzimas (proteínas que agem como catalisadores 
biológicos) do corpo humano. 
 
12.2. Teoria dos Compostos Coordenados 
 
A capacidade de ligação complexa é uma propriedade dos metais 
transitivos, em especial. Na molécula dum composto complexo um dos 
átomos de carga positiva, ocupa um lugar central (agente complexante 
ou átomo central) e em redor os iões de carga contrária, os ligantes ou 
ligandos (coordenados). O átomo central e os ligantes constituem a 
esfera interior do composto complexo. O número total de ligações σ que 
se estabelecem entre o átomo central e os ligantes tem o nome de 
número de coordenação do ião central. Segundo o número de ligações σ 
que se estabelecem entre o ligante e o átomo central, os ligantes 
dividem-se em mono, di, tri e polidentados. 
 
Para além da esfera interior dos compostos complexos encontra-se a sua 
esfera exterior que contém iões positivos, (caso a carga da esfera 
interior seja negativa) ou negativos (caso a carga do ião complexo seja 
positiva). Caso a esfera interior não possua qualquer carga não existe 
nenhuma esfera exterior. 
Os iões da esfera exterior encontram-se ligados ao ião complexo 
fundamentalmente através de forças de interacção electrostática e, 
quando em solução, dissociam-se facilmente, à semelhança do que 
acontece com os electrólitos fortes. Os ligantes da esfera interior do 
complexo estabelecem com o átomo central ligações covalentes, sendo 
como regra, pouco dissociáveis em solução. É por essa razão que as 
reacções qualitativas se limitam a assinalar a presença somente dos iões 
da esfera externa. Nas fórmulas dos complexos, a esfera interior 
representa-se separada da exterior por parêntesis recto. 
Quando se calcula a carga dum ião complexo parte-se do princípio que 
esta carga é igual à soma algébrica das cargas do agente central e dos 
ligantes. Além disso, a carga do átomo central é considerada igual ao seu 
número de oxidação. 
 
Em suma, um composto de coordenação consiste tipicamente em um ião 
complexo e o seu contra-ião. A maioria dos elementos exibe dois tipos 
de valência: a valência primaria e a valência secundária. Na terminologia 
moderna, a valência primaria corresponde ao número de oxidação e a 
valência secundária ao número de coordenação do elemento. As 
moléculas ou iões que circundam o metal em ião complexo são 
chamados de ligantes. Todos os ligantes têm pelo menos um par de 
electrões de valência não compartilhados. O átomo do ligante que está 
directamente ligado ao átomo metálico é conhecido como átomo 
doador. O número de coordenação em compostos de coordenação é 
definido como o número de átomos doadores que circundam o átomo 
metálico central em um ião complexo. Por exemplo, o número de 
coordenação de Ag+ em [Ag(NH3)2]+ é 2, o do Cu2+ em [Cu(NH3)4]2+ é 4, e 
o do Fe3+ em [Fe(CN)6]3-é 6. 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
74 
 
12.3. Teoria de Campo Cristalino 
 
Segundo o carácter de interacção com o campo magnético externo as 
substâncias podem ser paramagnéticas ou diamagnéticas. As 
substâncias paramagnéticas são atraídas pelo campo magnético, 
enquanto que as diamagnéticas sofrem uma fraca repulsão da parte 
deste. As diferenças entre as propriedades magnéticas das substâncias 
encontram-se ligadas à estrutura electrónica das suas partes 
constituintes – átomos, iões e moléculas. 
 
Se na partícula todos os electrões se encontram emparelhados, os seus 
momentos magnéticos compensam-se mutuamente e o momento total 
da partícula é igual a zero. Neste caso, a partícula é diamagnética. O 
paramagnetismo pode ser revelado por uma partícula quando nela 
existe um ou mais electrões desemparelhados. O momento magnético 
total duma tal partículaé diferente de zero e, quanto maior for o seu 
número, mais acentuada será esta propriedade. 
 
As propriedades magnéticas das substâncias complexas podem descritas 
suficientemente bem através da teoria dão campo cristalino. Esta teoria 
tem como base a hipótese de que entre os complexantes e os ligantes 
tem lugar uma interacção puramente electrostática. A teoria do campo 
cristalino considera-se a distribuição espacial da densidade electrónica 
das orbitais d do elemento complexante. 
Num átomo ou num ião livre os electrões situados em qualquer orbital d 
possuem todos a mesma energia. Caso este ião (átomo) for colocado no 
centro de uma esfera com uma carga negativa distribuída 
uniformemente pela sua superfície (caso hipotético), sobre cada uma 
das orbitais d actuará a mesma força de repulsão. Em resultado disso, a 
energia de todos os electrões d aumenta num determinado valor igual 
para todos. 
 
Caso esse mesmo ião (átomo) for parar ao campo dos ligandos que é 
menos simétrico que o esférico, a energia dos electrões d crescerá tanto 
mais significativamente quanto mais próxima a respectiva nuvem 
electrónica se encontrar do ligando. 
A teoria do campo cristalino explica as cores as propriedades magnéticas 
de muitos compostos de coordenação. 
A teoria do campo cristalino explica as ligações nos iões complexos 
puramente em termos de forças electrostáticas. Em um ião complexo, 
há dois tipos de interacções electrostáticas. Uma delas é a atracção 
entre o ião metálico positivo e os ligantes carregados negativamente ou 
a extremidade negativa de um ligante polar. Essa é a força que une os 
ligantes ao metal. O segundo tipo de interacção é a repulsão 
electrostática entre os pares não compartilhados nos ligantes e os 
electrões nos orbitais d dos metais. 
 
As orbitais d têm orientações diferentes, mas na ausência de uma 
perturbação externa todos têm a mesma energia. Em um complexo 
octaédrico, um átomo metálico está circundado por seis pares de 
electrões não compartilhados (nos seis ligantes) e, portanto, as cincos 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
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orbitais d sentem a repulsão electrostática. A intensidade dessa repulsão 
electrostática depende da orientação das orbitais d envolvidas. 
Para um determinado complexante, o valor da energia de resolução 
depende da natureza dos ligantes ou ligandos. Na série que se apresenta 
seguir temos os ligandos ordenados segundo a ordem decrescente das 
energias de resolução deles dependentes: 
CN- > NO2- > NH3 > OH- > F- > Cl- > Br- > I-, sendo esta séria conhecida como 
série espectroquímica. Os ligandos do fim desta série espectroquímica 
(ligandos de campo fraco) dão origem a uma pequena energia de 
resolução das orbitais d. Trata-se da mudança da estrutura electrónica 
do átomo central através da influência dos ligantes resultando um 
campo eléctrico. 
 
A teoria do campo cristalino ou ligante não se satisfaz apenas com 
modelos iónicos dos complexos em forma de bola que entre eles se 
chocam, provocando momento dipolar como constituição do complexo. 
Ela investiga acção dos ligantes que provocam o campo eléctrico sobre à 
orbital atómica do átomo central. 
 
O desdobramento do campo cristalino (∆) é a diferença de energia 
entre dois conjuntos de orbitais d de um átomo metálico quando os 
ligantes estão presentes. A magnitude de ∆ depende do metal e da 
natureza dos ligantes e tem um efeito directo na cor e nas propriedades 
magnéticas dos iões complexos. 
Lembre-se que, quando a energia de um fotão é igual à diferença entre o 
estado fundamental e um estado excitado, ocorre a absorção quando o 
fotão atinge o átomo (ou ião ou composto), e um electrão é promovido 
a um nível superior. Esse conhecimento permite-nos calcular a variação 
de energia envolvida na transição do electrão. A energia de um fotão, é 
dada pela equação de Planck: E = h.υ ; (E = ∆), onde h representa a 
constante de Planck (6,63.10-34J.s) e υ representa a frequência da 
radiação. Contudo, sabe-se que υ=c/λ, em que c é a velocidade da luz e 
λ é o comprimento de onda. Portanto, ∆ = h.c/λ. 
 
Note que, quando o ião complexo absorve luz pode dar-se a passagem 
do electrão do subnível energético mais baixo dε para o subnível dγ. Esta 
passagem determina a cor do composto complexo, uma vez que a 
energia do quantum de luz absorvido (E) é igual à energia de resolução. 
Calculada em relação a 1 mol de substância que absorve a luz, pode 
considerar-se valida a seguinte correlação: ∆ = E.NA = h.υ.NA = h.c.NA/λ. 
Onde: NA é o número de Avogadro; h é constante de Planck; c é 
velocidade da luz; υ é frequência e λ é comprimento de onda da luz 
absorvida. Os diversos sectores coloridos do espectro visível 
correspondem aos seguintes comprimentos de onda: 
 
Violeta 400 – 420 nm Amarelo 575 – 585 nm 
Azul claro 420 – 490 nm Laranja 585 – 647 nm 
Verde 490 – 575 nm Vermelho 647 – 710 nm 
 
Quando a substância absorve uma determinada parte do espectro ela 
própria adquire uma certa coloração que lhe é complementar: 
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Sector do espectro 
absorvido 
Cor da substância 
Violeta Verde – amarela 
Azul Amarelo 
Azul claro Laranja 
Azul esverdeado Vermelho 
Verde Púrpura 
Vermelho Verde 
 
12.4. Isomeria dos compostos complexos 
 
A existência de compostos que possuem a mesma composição 
qualitativa e quantitativa, mas que têm propriedades diferentes, tais 
compostos chamam-se isómeros. Esses isómeros diferem-se nas suas 
propriedades físicas e químicas. Assim, temos: 
a) Isomeria geométrica é caracterizada pela existência de compostos 
complexos de forma cis e trans. 
b) Isomeria óptica. 
c) Isomeria salina. 
d) Isomeria de coordenação. 
e) Isomeria de posição de coordenação. 
f) Isomeria de ionização. 
g) Isomeria de solvatação. 
 
12.5. Compostos de coordenação nos organismos vivos 
 
Os compostos de coordenação ocorrem na natureza e são empregados 
como drogas para o uso terapêutico. 
Os compostos de coordenação desempenham diversas funções em 
animais e plantas. São espécies essenciais no armazenamento e 
transporte de oxigénio, actuam como agentes de transferência de 
electrões e catalisadores e participam do processo de fotossíntese. 
Tomando o exemplo de Cisplatina, em meados de 1960, os cientistas 
descobriram que o complexo cis-[PtCl2(NH3)2], denominado Cisplatina, 
que é uma droga efectiva para certos tipos de câncer. O mecanismo de 
acção da Cisplatina envolve a quelação do DNA (ácido 
desoxirribonucleico). A cisplatina se liga ao DNA por meio da formação 
de uma ligação cruzada, na qual os dois iões cloreto da cisplatina são 
substituídos pelos átomos de nitrogénio doadores da molécula de DNA. 
Essa acção provoca um erro (mutação) na replicação do DNA e a 
eventual destruição da célula cancerosa. É interessante lembrar de que 
o isómero geométrico trans-[PtCl2(NH3)2] não possui propriedade 
anticâncer porque não se liga ao DNA. 
 
 
 
 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
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Sumário 
Todos os transitivos são metais, são condutores de electricidade e de calor, 
apresentam brilho metálico e são duros, fortes e dúcteis. Os metais de transição 
são elementos d e f (transitivos) que são geralmente metais de alta densidade, 
muito duro, de alto ponto de fusão e de ebulição, com excepção dos metais Zn, 
Cd e Hg, assim como Cu, Ag e Au. 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Explique porque razão os compostos do ouro (I) não 
são coloridos, enquanto que os do ouro (III) o são? 
2. Explique por q eu razão os compostos de cobre (I) são 
incolores, enquanto que os compostos de cobre (II) são 
coloridos? 
3. O máximo de absorção da luz visívelque o ião 
[Cu(NH3)4]2+ corresponde a um comprimento de onda λ = 
340 nm. Calcular a energia de resolução do subnível d. 
4. Qual a razão por que os iões de Ag+ e Zn+ são incolores? 
5. Quando uma solução que contém Fe3+(aq) é tratado 
com tiocianato, SCN-, aparece uma cor cor vermelha intensa. 
Como você explicaria essa forte absorção de luz? 
6. a) Qual é comprimento de onda de um grão de areia 
que pesa 0,000010g e esta-se movendo a uma velocidade de 
0,010m.s-1. Considere: h = 6,66.10-34J.s e 1J=1Kg.m2.s-2. 
b) Sugirá aq frequência do grão de areia. 
7. Faça uma previsão do número de electrões 
desemparelhados para cada um dos complexos: 
a) Cr(NH3)63+ 
b) FeF63- 
c) Zn(CN)64- 
d) Co(NH3)63+ 
8. Use o parâmetro de campo cristalino, ∆ dado para o 
Cu(H2O)62+ para calcular o comprimento de onda, em 
nanometros, de sua banda de absorção? 
 
 
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Unidade 13
 
Tema: OS ELEMENTOS DO GRUPO IB (Cu, Ag e Au) 
Introdução 
 
O cobre, prata e ouro tem a configuração electrónica (n-1)d10ns1. Seus 
comportamentos químicos não são tão correlacionados, embora todos 
apresentam um estado de oxidação +1, que corresponde a uma camada 
d completa. Como metais são todos excelentes condutores de 
electricidade. Nos seus compostos, podem-se encontrar o nox +2, +3 e 
+4 para o Cu e +5 para o Au. 
A estabilidade nas etapas de oxidação no grupo não mostram uma regra 
explícita, para o Cu é +2, para Ag +1 e Au é +3. Os compostos cujo nox é 
+1 apresentam grandes semelhanças em propriedades químicas para o 
Cu e Ag. 
A 1ª energia de ionização do grupo é muito elevada em comparação com 
os metais alcalinos. Os iões metálicos deste grupo são fortemente 
polarizáveis que os metais alcalinos e comparando com os 
correspondentes compostos, nota-se que os do grupo do Cu são 
fortemente covalente. Assim, resulta que os halogenídeos e os 
pseuhalogenídeos (CN-, SCN-) do grupo de Cu são insolúveis na H2O. 
O número de coordenação mais característico deste grupo é 2. Por 
exemplo: [M(NH3)2]2+. 
O carácter de nobreza aumenta de Cu para Au e neste sentido diminui a 
estabilidade térmica dos compostos, enquanto que os halogéneos e 
pseuhalogenideos de Cu são estáveis a 1000°C. Os halogéneos pesados 
de Ag+1 são instáveis, decompõe-se fotoliticamente e os óxidos 
decompõem-se a 160°C em seus elementos. 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa o 
tema proposto na unidade. 
Ao completar esta unidade você será capaz de: 
 
Objectivos 
 Identificar a ocorrência natural dos elementos do IB do 
grupo; 
 Explicar a obtenção dos elementos do grupo; 
 Analisar as propriedades físicas e químicas dos elementos do 
IB do grupo; 
 Descrever as aplicações dos elementos do grupo. 
 
13.1. Estudo do cobre (Cu): ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O cobre encontra-se na crosta terrestre em pequenas quantidades 
(0,01% de massa) e em seus principais minérios como: a calcozina Cu2S, 
calcopirita CuFeS2, malaquita (CuOH)2C3 e covelita CuS. 
O cobre é obtido dos seus minérios de carbonatos cobre por redução 
com o carvão: CuCO3.Cu(OH)2 + C → 2Cu + 2CO2 + H2O 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
79 
 
Os minérios de sulfuretos são parcialmente oxidados e então fundidos 
para dar um produto impuro: Cu2S + O2 → Cu2O + Cu2S → Cu + SO2 
A refinação do Cu é feita por electrólise para obtenção do cobre puro. 
 
13.1.1. Propriedades físicas do cobre. 
O cobre puro é um metal dúctil e tenaz, de cor de rosa clara, facilmente 
laminável nas folhas finas. O Cu conduz o calor e a corrente eléctrica 
muito bem, cedendo neste sentido à prata. No ar seco, o Cu quase não 
se altera, visto que a película do oxido (dá ao cobre uma cor mais escura) 
que serve de protecção contra a oxidação posterior. 
13.1.2. Propriedades químicas do cobre. 
 
O ácido clorídrico e sulfúrico diluído não actua sobre o cobre. Porém, na 
presença do ar o cobre dissolve-se nesses ácidos, formando os sais 
respectivos: 2 Cu + 4 HCl + O2 → 2 CuCl2 + 2 H2O 
O cobre forma complexo na interacção do sulfato de cobre (II) com o 
amoníaco: CuSO4 + 4 NH3 → [Cu(NH3)4]SO4 
O hidróxido de cobre (II) dissolve-se nas soluções muito concentradas de 
alcalis, formando as soluções azul-violeta de cupritas – sais que contêm 
o ião complexo [Cu(OH)4]2-: Cu(OH)2 + 2 NaOH → Na2[Cu(OH)4]. 
 
13.1.3. Aplicações do cobre 
 
Devido à sua alta condutibilidade térmica e eléctrica, maleabilidade, 
boas qualidades de fundição, grande resistência contra a rotura e 
estabilidade química, o cobre aplica-se na indústria. O cobre puro 
electrolítico usa-se para fabrico de fios e cabos eléctricos, de diferentes 
aparelhos industriais (caldeiras, aparelhos de destilação). As ligas de 
cobre usam-se na construção de diversas máquinas. 
 
13.2. Estudo de prata (Ag): ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
A prata é conhecida pelos egípcios desde o século V a.C. A prata é 
essencialmente menor que o cobre e o seu teor na crosta terrestre é 
apenas 10-5% (massa). O minério mais importante de prata é argentite 
Ag2S, incluindo cerargirita AgCl e Prustita 3Ag2S.As2S3. 
A prata é obtida da redução do seu óxido com o zinco: 
AgO + Zn → Ag + ZnO 
 
13.2.1. Propriedades físicas e químicas de prata 
 
A prata pura é um metal mole, dúctil, ela conduz o calor e a corrente 
eléctrica melhor que todos os metais. 
A prata é um metal pouco activo. Na atmosfera do ar, ela não se oxida 
nem a temperatura ambiente, nem ao ser aquecida. O ácido clorídrico e 
sulfúrico diluído não atacam a prata mas, ela é dissolvida no ácido 
nítrico: Ag + 2 HNO3 → AgNO3 + NO2↑ + H2O 
O óxido de prata (I) reage com hidróxido de sódio formando um 
precipitado de óxido de prata: 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
80 
 
2 AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ + 2 NaNO3 + H2O 
A prata reage H2S superficialmente, formando uma camada escura 
castanha de prata: 
Ag + H2S → Ag2S + H2O 
O brometo de prata reage com tiossulfato de sódio formando um sal 
complexo solúvel: AgBr + 2 Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr 
 
13.2.2. Aplicações da prata 
 
As ligas de prata servem para fabricar artigos de vida doméstica, jóias, 
moedas, louça laboratorial. A prata aplica-se para cobrir com ela os 
outros metais, bem como as peças de rádio com o fim de aumentar a 
sua condutibilidade e resistência à corrosão. Uma parte da prata obtida 
vai para fabricar acumuladores de prata e zinco. 
 
13.3. Estudo do ouro (Au): ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O teor total do ouro na crosta terrestre é 5.10-7% (massa), existindo em 
maior quantidade nos jazigos da África do Sul e um pouco na Rússia, 
USA, Canadá e Austrália. 
O ouro separa-se pela lavagem da areia e da ganga quárcica triturada 
com água que leva as partículas da areia, as mais leves ou pelo 
tratamento da areia com líquidos que dissolvem o ouro. Aplica-se 
frequentemente a solução de cianeto de sódio NaCN, na qual o ouro se 
dissolve na presença do oxigénio com formação dos aniões complexos: 
4 Au+ 8 CN- + O2 + H2O → 4[Au(CN)2]- + OH- 
A partir da solução obtida o ouro é separado pelo zinco: 
2 [Au(CN)2]- + Zn → [Zn(CN)4]2- + Au 
O ouro precipitado é tratado pelo ácido sulfúrico diluído, depois é lavado 
e secado. A sua purificação é tratada pelo ácido sulfúrico concentrado a 
quente ou pela electrólise. 
Hoje em dia extrai-se o ouro a partir do processo de amalgamação. A 
amálgama resultante é removida das placas por meio de raspagem. O 
mercúrio é separado do ouro por destilação. A amalgamação extrai 
cerca de 60% do ouro. 
 
13.3.1. Propriedades físicas e químicas do ouro 
 
O ouro é um metal amarelo vivo e brilhante. Ele é muito maleável, 
plástico,bom condutor de calor e de corrente eléctrica, cedendo neste 
sentido somente ao cobre e prata. 
Quimicamente, é pouco activo. Ele não reage no ar nem quando 
aquecido. O ouro não é atacado por ácido sulfúrico, clorídrico, nítrico ou 
fosfórico, diluído ou concentrado (em ausência de fortes agentes 
oxidantes), mesmo com alcalis cáusticos em fusão não é atacado. 
Contudo, facilmente dissolve-se na mistura dos ácidos clorídrico e nítrico 
(água-régia) cuja acção se deve à formação do cloreto de nitrosilo e 
cloro livre: HNO3 + 3HCl → NOCl + Cl2 + 2H2O 
O ouro dissolve-se em soluções de cianetos alcalinos com acesso do ar: 
2 Au + ½ O2 + H2O + 4 CN- → 2[Au(CN)2]- + 2 OH- 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
81 
 
Os compostos de Au apresentam número de oxidação +1 e +3, sendo os 
compostos do ouro (III) os mais estáveis. Todos os compostos do ouro 
facilmente decompõem-se durante o aquecimento com libertação do 
ouro metálico. 
 
13.3.2. Aplicações do ouro 
 
O ouro aplica-se em joalheira, quase sempre em ligas com prata e cobre. 
A sua inércia química é aplicada na industria para o revestimento de 
terminais de aparelhos electrónicos, assegurando contacto eléctrico 
perfeito ou em naves espaciais, garantindo protecção aos astronautas 
contra a possível incidência de radiações. 
 
Sumário 
O cobre, prata e ouro tem a configuração electrónica (n-1)d10ns1. Todos 
apresentam a orbital d preenchidas. Nos seus compostos, podem-se 
encontrar o nox +2, +3 e +4 para o Cu e +5 para o Au. A estabilidade nas 
etapas de oxidação no grupo não mostram uma regra explícita, para o Cu é 
+2, para Ag +1 e Au é +3. Os compostos cujo nox é +1 apresentam grandes 
semelhanças em propriedades químicas para o Cu e Ag. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Complete as equações químicas seguintes: 
a) Ag2O + H2O2 → 
b) AgBr + Na2S2O3 (excesso) → 
c) Cu + KCN + H2O → 
d) Au(OH)3 + HCl (c) → 
e) AuCl3 + H2O2 + KOH → 
2. Faça a distribuição electrónica por subnível dos 
elementos do grupo (Cu, Ag e Au). 
3. Discuta a importância do ouro na economia dum país. 
4. Mistura-se uma solução que contém 34,0 g de AgNO3 
com outra com a mesma massa de NaCl. será que o nitrato 
de prata se consome totalmente durante a reacção? Quantas 
gramas de AgCl se obtêm em resultado da reacção? 
5. Calcular a massa de Cu(NO3)2.3H2O que se obtém 
através da dissolução de 10,0g de cobre numa solução de 
ácido nítrico (HNO3) e evaporando-o em seguida. 
6. Para a determinação da quantidade de NaCl em NaNO3 
para uso técnico, dissolveram-se 2,0g deste ultimo em água 
e adicionou-se à solução assim obtida AgNO3 em excesso. 
Depois de se ter passado por água o precipitado, secou-se. A 
massa do precipitado obtido foi igual a 0,287g. determinar a 
massa de NaCl que o NaNO3 inicial continha. 
7. Que tipo de ligação química apresenta as seguintes 
substâncias: 
a) Au. b) Au2SO4. c) AuCl3. d) Ag2O. e) Cu. f) CuCN. 
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82 
 
Unidade 14
 
Tema: ELEMENTOS DO GRUPO IIB (Zn, Cd e Hg) 
 
Introdução 
 
Os elementos do II grupo secundário apresentam a configuração 
electrónica (n-1)d10ns2. Os elementos deste grupo têm nox +2. Uma 
oxidação superior +2 não é possível pois, p 
ara esses casos seria necessário o afastamento de alguns ou um electrão 
da orbital d (d10) e isso implicaria uma 3ª energia de ionização, que é 
muito alta. 
O mercúrio assim com o zinco e o cádmio existem compostos com nox 
+1 ma, esses compostos não são paramagnéticas, se não diamagnéticas 
dímeros do tipo M22+ forma ligações covalentes (Hg2Cl2). 
Uma particularidade deste grupo do zinco, que os aproxima dos 
elementos do grupo IB, é a sua inclinação à formação dos complexos. 
Os elementos do grupo IIB realizam uma coordenação tetraédrica. Para 
o Hg2+ é também característico a coordenação 2 da estrutura linear com 
semelhança do Cu+ e Ag+. 
As relações químicas do Zn e Cd são muitos semelhantes, por isso na 
natureza eles aparecem associados, as diferenças aparecem nos seus 
hidróxidos, enquanto que o Zn(OH)2 é um anfótero e o Cd(OH)2 é um 
hidróxido complexo solúvel. 
O Hg difere-se doutros elementos do grupo por ser inerte. Em 
comparação com outros transitivos na relação de contracção lantanídica, 
os primeiros dois elementos dum grupo são sempre semelhantes nas 
suas propriedades, mas para o IIB mostra uma tendência contrária. 
 
Portanto, nesta unidade está convidado para uma discussão activa o 
tema proposto na unidade, podendo usar todo o conhecimento que 
dispõe. 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
 
Objectivos 
 
 Identificar a ocorrência natural dos elementos do grupo IIB; 
 Explicar a obtenção dos elementos do grupo; 
 Analisar as propriedades físicas e químicas dos elementos do 
grupo; 
 Descrever algumas propriedades dos compostos do grupo; 
 Descrever as aplicações dos elementos do grupo. 
14.1. Estudo do Zinco: Ocorrência na natureza e sua obtenção 
 
O zinco foi descoberto no século XVI pelo alquimista Paracelso, embora 
sua liga já fosse conhecida desde a antiguidade. 
O zinco encontra-se na crosta terrestre em cerca de 0,01% (massa) em 
minérios como calamina ZnCO3, blenda ou esfalerita ZnS, zinkozito ZnO e 
willemite Zn2SiO4. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
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Os minérios de zinco são aquecidos através de flotação e oxidação: 
ZnS + 3/2 O2 → ZnO + SO2↑ 
ZnCO3 + ZnO + CO2↑ 
A produção do Zn resulta do processo térmico ou electrolítico. Os 
diferentes processos térmicos são baseados na redução do ZnO com 
carbono a 1100ºC, onde o monóxido de carbono formado, serve como 
meio redutor na contínua reacção: 
ZnO + C → Zn + CO 
ZnO + CO →Zn + CO2 
O zinco é destilado com CO2, depois condensa-se. Uma parte desse Zn 
reage com CO2 e forma ZnO, por isso deve-se exceder o C para reduzir o 
CO2 (Equilíbrio de Bordward). A reacção termina com acréscimo do 
chumbo. 80% do Zn é obtido da electrólise no meio do ácido sulfúrico a 
uma tensão de 3,5V, onde no ânodo do Pb forma-se oxigénio e zinco 
formar-se no cátodo do alumínio ou de mercúrio em processo de Beijo. 
O zinco obtido por este processo é de 99,95% de pureza. 
 
14.1.2. Propriedades físicas e químicas do zinco 
 
O Zn é um metal azulado-argênteo, muito dúctil. A temperatura de 100 a 
150°C é ainda flexível, elástico, permitindo a sua laminação. 
O zinco reage fortemente com ar de SO2 e é atacado com sal ou H2SO4. O 
zinco dissolve-se facilmente em hidróxidos alcalinos, formando o 
hidrogenio e hidróxidos de complexos de zinco como: [Zn(OH)3]-, 
[Zn(OH)4]2-. 
Os halogenetos de zinco obtêm-se da dissolução do metal ou de 
carbonatos desses metais em HX: 
Zn + 2 HX → ZnX2 + H2↑; (X = F, Cl Br, I) 
ZnCO3 + 2 HX → ZnX2 + CO2 + H2O; (X = F, Cl, Br, I) 
Zn + X2 → ZnX2; (X = Cl, Br e I, excepto F) 
O hidróxido de zinco Zn(OH)2 precipita-se na forma dum sedimento 
branco sob acção dos álcalis sobre as soluções de sais de zinco: 
Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2↓ 
O sedimento dissolve-se facilmente em ácidos com formação dos sais de 
zinco e no excesso de álcalis, com formação dos zincatos. Por 
conseguinte, o hidróxido de zinco é um composto anfótero. Assim, com 
o NaOH decorre a reacção: 
Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2ZnO2 + 2 H2O 
A dissolução do zinco metálico nos álcalis também acompanhada pela 
formação dos hidroxozincatos, por exemplo: 
Zn + 2 NaOH + 2 H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2↑ 
O hidróxido de zinco dissolve-se também na solução aquosa do 
amoníaco. Neste caso, formam-se os iões complexos [Zn(NH3)4]2+: 
Zn(OH)2 + 4 NH3 → [Zn(NH3)4]2+ + 2 OH- 
 
14.1.3. Aplicações do zinco 
 
Fisiologicamente, o zinco é parte integrante de muitas enzimas e 
hormonas. A toxicidade dozinco é menor em relação aos seus 
homólogos do grupo, por isso se usa para fabrico de instrumentos para 
conservação de alimentos. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
84 
 
O zinco usa-se como material protector contra a corrosão do ferro, 
fabricação de chapas de zinco de cobertura de tecto e fabricação de 
bactérias seca. Usa-se na tipografia para confecção de matrizes. 
O peróxido de zinco ZnO2 é usado como antisséptico (de acção 
semelhante à da água oxigenada). O zinco metálico é também usado em 
química orgânica, para a redução dos compostos. 
 
14.2. Estudo do Cádmio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O cádmio foi descoberto em 1817, por Friedrich Strohmeyer. O cádmio é 
um elemento raro na crosta terrestre com de 10-5% (massa). O cádmio é 
obtido a partir dos resíduos da produção de zinco por tratamento dos 
últimos pelo ácido sulfúrico com a deslocação posterior do cádmio 
metálico pelo zinco: 
CdSO4 + Zn → ZnSO4 + Cd 
Para ser purificado, o Cd obtido dissolve-se no ácido sulfúrico diluído e 
depois é submetido a electrólise. 
 
14.2.1. Propriedades físicas e químicas do cádmio 
 
O cádmio é um metal branco-argênteo, mole, dúctil e maleável. O Cd é 
mais mole que zinco e é mais inerte em relação aos outros. 
Quimicamente, o Cd é mais estável que o zinco, forma uma camada 
protectora igual ao do zinco, não reage com hidróxidos. Os sais de 
cádmio sofrem hidrólise e as suas soluções têm a reacção ácida. 
Todos os compostos de cádmio solúveis na água e em ácidos diluídos 
são venenosos. Também é muito perigoso respirar o ar que contém 
fumanças do óxido de cádmio. 
O cádmio adsorve muito os neutrões lentos. Portanto, as barras de 
cádmio são aplicadas para regular a velocidade da reacção em cadeia. 
Em anos recentes, se descobriu que o Cd2+ é uma ameaça para a saúde e 
actualmente é classificado como carcinogênico. Por essa razão, a 
electrogalvanização com cádmio já não é praticada. 
 
 14.2.2. Aplicações do cádmio 
 
O cádmio usa-se nos acumuladores alcalinos, faz parte de algumas ligas. 
Apesar do seu elevado custo, o Cd aplica-se na cadmiagem das peças de 
aço, visto que traz na sua superfície uma película de óxido que possui a 
acção protectora. Usa-se no fabrico de acumuladores eléctricos, 
juntamente com o níquel e também usa-se na obtenção de ligas 
metálicas. O sulfureto de cádmio CdS é usado na construção de 
fotoresistências. 
 
14.3. Estudo do mercúrio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O mercúrio encontra-se na forma de sulfureto de mercúrio, HgS e é 
obtido da ustulação do cinábrio ou do aquecimento do sulfureto em 
corrente de ar: 
HgS + O2 → Hg + SO2↑ 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
85 
 
14.3.1. Propriedades físicas e químicas do mercúrio 
 
O mercúrio é o único metal que se encontra no estado liquido a 
temperatura ambiente, muito volátil em relação aos outros metais. 
Como metal inerte, o Hg é estável a temperatura ambiente perante o O2, 
H2O, CO2, SO2, HCl, HF, H2S e NH3. O mercúrio reage a temperatura 
ambiente com halogéneos e enxofre. O Hg dissolve-se facilmente no 
HNO3 e H2SO4(c) sob aquecimento. 
O mercúrio possui uma capacidade de dissolver em si muitos metais, 
formando com eles ligas (sólidas e líquidas) que têm o nome de 
amálgamas. 
Os vapores do mercúrio são muito venenosos e podem causar 
intoxicação grave. 
Apesar da toxicidade dos sais de mercúrio, um deles, o cloreto 
mercuroso (Hg2Cl2), conhecido como calomelano, encontra aplicação na 
medicina, como estimulante de órgãos de secreção. Ele obtido pela 
reacção do nitrato mercuroso com o cloreto de sódio: 
Hg2(NO3)2 + 2 NaCl → Hg2Cl + 2 NaNO3 
O cloreto mercuroso, por sua vez, se tratado com água amoniacal, 
resulta em um sal complexo – aminocloreto mercúrico, de cor branca: 
Hg2Cl2 + 2 NH3 → HgNH2Cl + Hg + NH4Cl 
O nitrato de mercúrio (I) Hg2(NO3)2 é um dos poucos sais solúveis de 
mercúrio (I). Obtém-se sob a acção do ácido nítrico diluído frio, sobre o 
excesso do mercúrio: 
6 Hg + 8 HNO3 → 3 Hg2(NO3)2 + 2 NO↑ + 4 H2O 
 
14.3.2. Aplicações do mercúrio 
 
O mercúrio é usado no fabrico de instrumento científico como: 
termómetro, barómetro, manómetro de bombas de difusão e lâmpadas 
de mercúrio. Os compostos organometálicas de mercúrio funcionam 
como fungicidas, antissépticas e diuréticos. 
 
 
 
 
Sumário 
Os elementos deste grupo têm nox +2. O Zn é um metal azulado-argênteo, 
muito dúctil. A temperatura de 100 a 150°C é ainda flexível, elástico, 
permitindo a sua laminação. O cádmio é um metal branco-argênteo, mole, 
dúctil e maleável. O Cd é mais mole que zinco e é mais inerte em relação aos 
outros. O mercúrio é o único metal que se encontra no estado liquido a 
temperatura ambiente, muito volátil em relação aos outros metais. Como 
metal inerte, o Hg é estável a temperatura ambiente perante o O2, H2O, CO2, 
SO2, HCl, HF, H2S e NH3. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
86 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Analise as particularidades da estrutura dos átomos 
dos elementos do grupo IIA em relação do grupo IIB. 
2. O mercúrio metálico contém frequentemente 
impurezas de outros metais como o zinco, o estanho e o 
chumbo. Para o libertar destas impurezas trata-se o 
mercúrio com uma solução de Hg(NO3)2. Em que se baseia 
este método de obtenção de mercúrio puro? 
3. Como explicar a reduzida dissociação do cloreto de 
mercúrio (II) quando se encontra em solução? 
4. Complete as seguintes equações químicas: 
a) Zn + NaOH → 
b) Hg + HNO3 (excesso) → 
c) Hg(NO3)2 + H2S → 
d) Hg(NO3)2 + KI (excesso) → 
5. Faça a distribuição electrónica por subnível do Zn, Cd 
e Hg. 
6. Com quais das seguintes substâncias reage com o 
Zn(OH)2: 
a) NaCl; b) H2SO4; c)NH4OH; d) KOH ; e)Fe(OH)3; f)HCl 
7. Como se escreve as fórmulas químicas do Hg (I) no 
caso dos seus halogenetos. 
8. Quais estados de oxidação, em caso afirmativo, seriam 
produzidos se os metais Zn, Cd ou Hg fossem tratados com 
HCl diluído? Qual seria o produto formado se algumas gotas 
de Hg fossem adicionadas a soluções de Zn2+, Cd2+ e Hg2+? 
Como essas respostas se alteriam se o Zn(s) fosse 
adicionado no lugar do Hg? 
9. Qual será a concentração de uma solução de ácido 
acético de PH = 5,2? 
10. Calcular a solubilidade (em mol/l) de CaF2 na água e 
numa solução de CaCl2 a 0,05M. Quantas vezes a 
solubilidade no segundo caso será inferior a do primeiro? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
87 
 
Unidade 15 
 
Tema: ELEMENTOS DO GRUPO IIIB (Sc, Y, La e Ac) 
 
Introdução 
Os elementos deste grupo tem a configuração electrónica (n-1)d1ns2 
juntamente com os lantanídeos são chamados de elementos de 
transição interna, eles são raros. São semelhantes nas suas relações 
químicas e os seus tamanhos de raio atómicos, de óxidos, silicatos e 
fosfatos. 
A química do Ac, actinídeos também se assemelha com este grupo. O Sc, 
Y, La são metais electropositivos inertes. Eles reagem violentamente a 
temperatura com o oxigénio, dióxido de carbono, água, halogénios e 
ácidos. 
Este grupo apresenta o nox +3, perdendo os electrões da orbital d e s, 
eles são diamagnéticas. A configuração electrónica deste grupo 
assemelha-se com grupo dos metais alcalinos terrosos e elementos do 
3º grupo principal. 
 
Portanto, o prezado estudante é convidado a uma discussão sobre o 
tema em questão 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
 
Objectivos 
 
 Identificar a ocorrência natural dos elementos do grupo IIIB; 
 Explicar a obtenção dos elementos do grupo; 
 Analisar as propriedadesfísicas e químicas dos elementos do grupo; 
 Descrever as aplicações dos elementos do grupo. 
 
15.1. Estudo do Escândio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O escândio foi descoberto em 1840, por Nilsson. O escândio (Sc) aparece 
em 5g/T na crosta terrestre; os minérios de Sc são: Tortovitite (Sc2Si2O7), 
esteritite (ScPO4.2H2O), bazitc [(Sc,Fe)2Be2Si6O18], cerita, ortita, monazita 
e gadolinita. 
O Sc é obtido como produto secundário nas reacções de obtenção do U 
e do W. O metal puro obtém-se pela fusão electrolítica em ScCl3 no 
cátodo de zinco e que depois se separa o Sc e Zinco pela destilação no 
vácuo. A tal destilação ocorre a 10-5Pa e 1000°C. 
 
15.1.1. Propriedades físicas e químicas do escândio 
 
O Sc é um metal prateado, mole, instável ao ar e que se oxida facilmente 
no ar, formando uma camada amarela, é mole com densidade de 
2,999g/cm3. O Sc reage rapidamente com ácidos e água. Ao aquecer até 
600ºC sob vapores de água forma óxido básico de Sc2O3. Em solução 
aquosa forma Sc3+ semelhante ao Al3+ dificultando deste modo a sua 
análise quantitativa e qualitativa. 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
88 
 
A solução pura de Sc3+ é obtida a partir do seu óxido: 
Sc + O2 → Sc2O3; 
Sc2O3 + C → ScC, 
podendo se obter ScC2 ou ScC3. O escândio tem grande capacidade para 
formação de ligas. Os compostos halogenídrico de Sc são higroscópicos e 
muito solúvel em água. Obtém-se na presença de catalisadores e 
temperatura superior a 200°C: 
ScO3 + 6 HF → ScF3 + 3 H2O 
Sc2O3 + Cl2 → ScCl3 + H2O ↔ScCl3.6H2O 
O escândio pode ser aplicado na preparação de ligas metálicas. 
 
15.2. Estudo do Ítrio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O ítrio foi descoberto em 1749, pelo químico finlandês Gadolin. O ítrio 
(Y) encontra-se principalmente nos minérios de xenotima YPO4 e 
gadolinita Y2FeBe2Si2O10. O ítrio obtém-se da redução de YF3 com cálcio: 
2 YF3 + 3 Ca → 3 CaF2 + 2 Y 
Também obtém-se do processo metalúrgico: 
Y2O3 + 3 Mg → 2 Y + 3 MgO 
O ítrio obtém-se ainda do processo electrolítico (electrolise) na presença 
de LiF/YF3. 
 
15.2.1. Propriedades físicas e químicas do ítrio 
 
O metal absorve hidrogenio à temperatura ambiente sem tratamento 
preliminar. O ítrio inflama ao ar quando aquecido a 470°C formando Y3+ 
e é atacado lentamente pela água e facilmente por ácidos diluídos. 
Os compostos de ítrio do tipo YX3 (X = F, Cl, Br, I) são higroscópicos, 
incolores e cristalinos. Obtém-se pela reacção directa dos seus 
constituintes: 
2 Y + 3X2 → 2 YX3 
A solubilidade do hidróxido de escândio é maior em relação ao hidróxido 
de ítrio. 
O ítrio aplica-se na obtenção de ligas metálicas. 
 
15.3. Estudo do lantânio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O lantânio existe na natureza na crosta terrestre a 18g/T. Os minérios 
típicos de lantânio são desconhecidos, mas aparece na natureza junto 
dos elementos 58 a 71. 
O lantânio obtém-se duma mistura fundida (dissolução) no ácido 
sulfúrico concentrado e a quente, seguida do esfriamento ou 
alcalinização esfriada e separação por precipitação. A cristalização 
fraccionada faz com que se obtenha o lantânio a 95 – 99% de pureza. 
Também obtém-se pela electrólise. 
 
15.3.1. Propriedades físicas e químicas do lantânio 
 
O lantânio (La) é um metal dúctil, com superfície branca quando polida. 
É mais duro que o estanho. O metal apresenta três pontos de transição, 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
89 
 
passando da estrutura compacta hexagonal dupla à cúbica de face 
centrada a 310°C e desta última à cúbica de corpo centrado a 865°C. 
O lantânio forma soluções aquosas e reagem rapidamente com água 
quente, reagem com ácidos diluídos orgânicos a temperatura ambiente: 
2 La + 3 H2→ 2 LaH3 (hidrogenação). 
O lantânio reage com o oxigénio, enxofre, carbono, amoníaco e 
halogénio: 
4 La + 3 O2 → 2 La2O3 
2 La + 3 S → La2S3 
La + 2 C → LaC2 
2 La + 2 NH3 → 2 LaN + 3 H2 
2 La + 3 Cl2 → 2 LaCl3 
 
15.3.2. Aplicações do lantânio e seus compostos 
 
O lantânio e os seus compostos têm uma aplicação limitada. Lantânio 
líquido é usado para extracção de Pu com U. o fluoreto de lantânio LaF3 
usa-se para confecção de eléctrodo selectivo, usando também na 
inertização do aço, o La2O3 é usado para fabricação de vidros especiais. 
 
15.4. Estudo do Actínio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O radioactivo actínio aparece raramente na natureza. O isótopo 227Ac é 
encontrado nos minérios de urânio, mas em quantidades muito 
pequenas. Ele obtém-se pela decomposição radioactiva de 92235U: 
92
235U + α → 90231Th + β → 91231Pa + α → 89227Ac 
O 89Ac tem meia-vida igual a 21,8 anos. A obtenção em grande 
quantidade do Ac é realizada pela via artificial em que: 
88
226Ra + 01n → 88227Ra + β → 89227Ac, 
 mesmo assim obtém-se em micro ou miligramas. A contínua 
decomposição do actínio radioactiva origina o chumbo 82207Pb. 
 
15.4.1. Propriedades físicas e químicas do actínio 
 
O actínio é um elemento radioactivo. As propriedades químicas do 
actínio são semelhantes as do homólogo imediatamente superior, 
lantânio, de sorte que a cristalização e a precipitação fraccionadas 
podem servir para separar o actínio, junto com o lantânio, das demais 
terras raras. 
Em solução aquosa é conhecido Ac3+, os restantes compostos de Ac são 
isótopos. O AcF3 é insolúvel em H2O como LaF3, enquanto os outros AcX3 
(X = Cl, Br, I) são solúveis. 
A obtenção de AcX3 é a partir de Ac(OH)3 com HX (ácido): 
Ac(OH)3 + 3 HX → AcX3 + 3 H2O 
O Ac(OH)3 é gelatinoso, que ao aquecer decompõe-se em Ac2O3. 
2 Ac(OH)3 → Ac2O3 + 3 H2O 
O fluoreto de actínio AcF3 precipita por adição de ácido fluorídrico a uma 
solução de actínio. É branco, hexagonal, isomorfo com LaF3. Não sofre 
alteração quando aquecido ao ar a 1000°C. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
90 
 
O cloreto de actínio AcCl3 forma-se por aquecimento de Ac(OH)3 ou 
oxalato com vapor de CCl4. É branco, hexagonal, com estrutura de UCl3. 
Sublima no vácuo a cerca de 950°C. 
O brometo de actínio AcBr3 forma-se quando oxido ou oxalatos de 
actínio são aquecidos em tubo fechado com AlBr3 a 750°C: Ac2O3 + 2 
AlBr3 → 2 AcBr3 + Al2O3. Após a destilação do excesso de AlBr3 a 400ºC, o 
brometo de actínio é destilado a 800°C. É branco, hexagonal, com 
estrutura de UCl3. 
O iodeto de actínio AcI3, parece formar-se quando oxido ou oxalatos são 
aquecidos em tubo fechado com AlI3 ou NH4I a 500 - 700°C, como um 
produto branco, volátil a 700 - 800°C, que, entretanto, não é isomorfo 
com LaI3. 
 
Sumário 
O Sc é um metal prateado, mole, instável ao ar e que se oxida facilmente no ar, 
formando uma camada amarela, é mole com densidade de 2,999g/cm3. Os 
compostos de ítrio do tipo YX3 (X = F, Cl, Br, I) são higroscópicos, incolores e 
cristalinos. O lantânio (La) é um metal dúctil, com superfície branca quando 
polida. É mais duro que o estanho, enquanto que o actínio é um elemento 
radiactivo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Diferencie metais de transição com os de transição 
interna. 
2. Compare as particularidades existentes entre os 
elementos do grupo IIIA do grupo IIIB. 
3. Explica a diferença entre os lantanídeos e actinídeos. 
4. Faça a distribuição electrónica por subnível dos 
lantanídeos e dos actinídeos. 
5. Na base da distribuição electrónica feita acima, 
discuta as propriedades prováveis deriva da configuração 
electrónica. 
6. Encontre outros métodos de obtenção do lantânio e 
do actínio. 
7. Diferencie as propriedades do cloreto de mercúrio (I) 
e do cloreto de mercúrio (II). 
8. O que entende por amálgama? 
9. Indique a semelhança química existente entre o 
lantânio e o actínio. 
10. Encontre diferença naspropriedades químicas do 
lantânio e do actínio. 
11. Indique as aplicações do actínio e dois dos seus 
compostos. 
12. Que tipo de ligação química apresenta os elementos 
transitivos e explique a razão da não existência da repulsão 
entre os núcleos dos átomos dos elementos transitivos. 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
91 
 
Unidade 16 
 
Tema: ELEMENTOS DO GRUPO IVB (Ti, Zr, Hf e Ku) 
 
Introdução 
 
Os elementos deste grupo (Ti, Zr, Hf e Ku) tem a configuração 
electrónica geral (n-1)d2ns2, a temperatura baixas apresentam estrutura 
α-hexagonal e a altas temperaturas estrutura β-cúbica. O Zr e Hf são 
típicos gémeos, por possuir semelhanças químicas. A oxidação frequente 
para todos é +4. O Ti possui nox baixo que varia até -1. 
Estes metais são resistente a corrosão – passivação, possui alta 
segurança mecânica (maleável). O Ku é um radioactivo e é o primeiro 
transactinóide. 
Os elementos deste grupo devido a sua baixa energia de ionização 
formam facilmente os compostos complexos de alto valor de 
coordenação em relação aos seus homólogos do IV grupo principal. 
O Titânio (IV) forma compostos covalentes semelhantes aos compostos 
de Si, Ge, Sn e Pb. Por exemplo: TiO2 e SnO2 são isomorfos, TiCl4 e SnCl4 
são incolores, destiláveis em líquido, são ácidos de Lewis e são 
compostos que admitem reacções de adição. 
Os tetrahalogenetos de Zr e Hf (ZrX4 e HfX4) são polímeros com a 
formação de pontes de hidrogenio e estes compostos possuem forte 
propriedades receptoras de electrões. Existem tanto como compostos 
isomorfos de Ti, Zr e Hf. 
O número de coordenação mais frequente do grupo é 6, mas aparece 
nos três elementos o número de coordenação 4, 5, 7 e 8. Estes 
elementos que nos referimos são tipicamente metais de transição 
(parecidos com o aço pelo seu aspecto externo) com elevado ponto de 
fusão e de ebulição, são duros e estáveis em relação ao ar e à água. Os 
óxidos são muitos estáveis, tem pontos de fusão elevados e são 
insolúveis. 
O óxido de titânio TiO2 é um anfótero, mas tendência acídica, enquanto 
ZrO2 e HfO2 são pseudeoanfotérico e mostram ainda carácter acídica. 
 
Portanto, o prezado estudante é convidado a uma discussão sobre os 
elemento do IV grpo B. 
 
Ao completar esta unidade deve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 Identificar a ocorrência natural dos elementos do grupo IVB; 
 Explicar a obtenção dos elementos do grupo; 
 Analisar as propriedades físicas e químicas dos elementos do grupo; 
 Descrever as aplicações dos elementos do grupo. 
 
16.1. Estudo do Titânio: Ocorrência na natureza e sua obtenção 
 
O titânio foi descoberto em 1795, por M. H. Klaproth. O titânio (Ti) é um 
meta l muito abundante na natureza; o seu teor na crosta terrestre é 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
92 
 
0,6% (massa), superior aos metais aplicados na técnica como o cobre, 
chumbo e zinco. Encontra-se em minérios importantes de 
titanomagnetitas FeTiO3.nFe3O4, ilminite FeTiO3, titanita CaTiSiO5 e rutilo 
TiO2. 
Na obtenção industrial do titânio concentrado é transformado em TiO2 
que, depois, é submetido à cloragem. Porém, mesmo a 800 - 1000°C a 
cloragem decorre com lentidão. A velocidade torna-se suficiente para 
fins práticos na presença do carbono que liga o oxigénio, principalmente, 
no CO: 
TiO2 + 2 Cl2 + 2 C → TiCl4 + 2 CO 
O cloreto de titânio (IV) obtido é reduzido pelo magnésio: 
TiCl4 + 2 Mg → Ti + 2 MgCl2, 
e a mistura que se forma é submetida ao aquecimento no vazio. O 
magnésio e o seu cloreto evaporam-se e precipitam-se no condensador. 
O resto do titânio esponjoso, é refundido, obtendo-se o metal compacto 
e maleável. Contudo, a purificação do titânio é feito por desproporção 
do cloreto de titânio (II): 
2 TiCl2 ↔ Ti + TiCl4. 
 
16.1.1. Propriedades físicas e químicas do titânio 
 
O titânio é um metal que se funde a 1665°C, a sua densidade é igual a 
4,505 g/cm3. O Ti reage com dióxido de carbono a baixas temperaturas, 
as suas ligas pode ser aquecidos até 650°C sem perder a sua solidez. O Ti 
reage com hidrogénio formando hidretos. No ar, o Ti mostra camada de 
passivação que não reage com maioria dos ácidos. A camada do óxido é 
atacado por formar complexo, por isso se dissolve no H2C2O4. 
O Ti é resistente em ácido inorgânico e em base alcalino. Ele não reage 
com HNO3 (c), água-régia, gases nitrosos, cloro e nem com água do mar. 
Contudo, a alta temperatura o titânio reage com halogénio, oxigénio, 
enxofre, nitrogénio e outros elementos. Nisto é baseada a aplicação das 
ligas de Ti com o Fe (o ferrotitânio) a título de auxiliar ao aço. O titânio 
liga-se com azoto e oxigénio contidos no aço fundido e com isso previne 
a libertação dos últimos durante solidificação do aço – as peças fundidas 
obtêm-se homogéneas e sem ocos. Para além das reacções referidas, 
temos: 
2 Ti + 6 HF → 2 TiF3 + 3 H2 
Ti + 3 TiF4 → 4 TiF4 
TiCl3 + 3 HF → TiF3 + 3 HCl 
Os peróxidos de titânio têm sido usados nas reacções de análise 
quantitativa nas determinações colorimétricas de Ti e de peróxido de 
hidrogénio. Os mais comuns são: M3[(CO2)TiF3], M2[(CO2)Ti(SO4)].nH2O, 
onde M = Li, Na e K, NH4+. 
O titânio é metal de transição com as características de formar 
complexos com o número de coordenação 4, 5, 6, 7 e 8. Por exemplo: 
[TiF6]3-, [Ti(H2O)6]3+, Ti(NO3)4, [TiCl4O]2-,[Ti(difenil)3]2-, entre outros. 
 
16.1.2. Aplicações do titânio e seus compostos. 
 
O titânio é aplicado na forma da sua liga com ferro, o ferrotitânio, como 
material de adição ao aço. Devido a sua alta resistência à corrosão, o Ti é 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
93 
 
um material excelente para fabricar os aparelhos químicos 
(microscópicos, balanças, aquecedores), construção de reactores 
nucleares de aviões, técnica de galvanização e electrólise de petróleo. 
O TiO2 aplica-se na fabricação dos vidros de alto ponto de fusão, 
esmaltes vitrificados, utensílios laboratoriais resistentes ao calor e 
também na preparação da tinta branca oleosa que possui uma alta 
capacidade de cobrir (o branco de titânio). 
Os cristais do titanato de bário BaTiO3 aplicam-se nos condensadores 
eléctricos de alta capacitância e pequenas dimensões, no aparelho 
ultrasônico, nos reprodutores de som, nos dispositivos hidroacústicos. 
 
16.2. Estudo do zircónio e do háfnio: Ocorrência na natureza e sua 
obtenção 
 
O zircónio (Zr) e háfnio (Hf) aparecem na crosta terrestre em pouca 
concentração. Os minérios importantes são: zirconita ZrSiO4, badeleite 
ZrO2, e háfnio aparece junto ao zircónio em quantidades de 1 à 5%. O 
zircónio obtém-se a partir de ZrO2 em interacção com carbono e cloro. O 
ZrCl4 formado é purificado pelo processo de Krool reduzindo-se a metal 
Zr. O Zr puro é obtido pela posterior lavagem na decomposição térmica 
do ZrI4. 
ZrCl4 + 2 Mg → Zr + 2MgCl2 
 
16.2.1. Propriedades físicas e químicas do titânio e do háfnio 
 
O Zr e Hf são metais em estado compacto, tem a cor de prata 
acinzentada como aço, duro mas dúctil, a resistência a corrosão 
assemelha-se a titânio. Em pó são preto e combustiona-se em ar. O Zr 
compacto oxida-se a 700°C e Hf oxida-se a 1000°C. 
O Zr absorve activamente hidrogénio quando aquecido. Ele reage com 
enxofre e halogénio. O ZrCl4 quando hidrolisado pela água, mesmo em 
presença de muito ácido com formação de oxicloreto: 
ZrCl4 + H2O → ZrOCl2 + 2 HCl 
O Zr tem número de coordenação 6, 7 e 8. Os halocomplexos diminuem 
a estabilidade na ordem F>Cl >Br. Os fluorocomplexos, com 5 a 8 átomos 
de flúor por átomo de Zr, são numerosos e bastante estáveis. 
Os compostos de Zr e Hf assemelham-se muito estreitamente quanto à 
estrutura cristalina, solubilidade, pontos de fusão e volatilidade.Por 
exemplo, as estruturas cristalinas de ZnBr4 e HfBr4 são ambas 
semelhantes à do SnI4 e as de K2HfF6 e Na3HfF7 são idênticas às dos 
compostos análogos de zircónio. 
Os compostos de Zr e Hf diferem consideravelmente quanto às 
densidades. Tais diferenças podem ser convenientemente usadas para 
determinação do teor de Hf em preparação do Zr. 
Em geral, o Zr apresenta tendência mais acentuada para a formação de 
complexos que o Hf. Isso pode ser usado com base para separar Hf do 
Zr. 
 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
94 
 
16.2.2. Aplicações do zircónio e háfnio 
 
O zircónio usa-se construção de reactores nucleares. Na produção do 
aço, o Zr serve para extrair dele o oxigénio, nitrogénio e enxofre. Adição 
do Zr ao Cu aumente muito a sua resistência, quase não deixando a 
condutibilidade eléctrica. 
O ZrO2 aplica-se na produção de vidros de alto ponto de fusão, na 
cerâmica – durante a obtenção de esmaltes. 
 
Sumário 
O titânio (Ti) é um metal que se funde a 1665°C, a sua densidade é igual a 4,505 
g/cm3. O Ti é resistente em ácido inorgânico e em base alcalino. O Zr e Hf são 
metais em estado compacto, tem a cor de prata acinzentada como aço, duro 
mas dúctil, a resistência a corrosão assemelha-se a titânio. 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Faça a distribuição electrónica dos elementos do grupo. 
2. Compare as particularidades existentes entre o IV grupo 
A e IV grupo B. 
3. Escrevas as equações químicas da reacção do zircónio 
com halogénios, enxofre e hidrogénio. 
4. Escreva as equações químicas de obtenção do zirconatos 
(K2ZrO3 e K4ZrO4). 
5. Explique a importância dos elementos deste grupo para 
a química nuclear. 
6. O PH de uma solução de um sal de sódio de um ácido 
monobásico orgânico a 0,1M é igual a 10. Calcular a constante 
de dssociação deste ácido. 
7. Quando se mistura 7,3 g de HCl com 4,0 g de NH3, quantas 
gramas de NH4Cl se obtêm? Determinar a massa que está após a 
reacção ter decorrido. 
8. Quantas gramas de NaCl se podem obter a partir de 265 
g de Na2CO3? 
9. Que volume de acetileno se pode obter em condições 
normais através da reacção da água com 0,80 Kg de CaC2? 
10. Quantas gramas de Na2CO3 existem em 500 ml de uma 
solução 0,25N? 
11. Em que volume de uma solução a 0,1N se contêm 8,0 g 
de CuSO4? 
12. A densidade de uma solução de HNO3 a 40% massa é 
igual a 1,25 g/ml. Calcular a sua molaridade e molalidade. 
 
 
 
 
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95 
 
Unidade 17 
 
Tema: ELEMENTOS DO GRUPO VB (V, Nb e Ta) 
 
Introdução 
O grupo VB é constituído por vanádio (V), nióbio (Nb) e o tântalo (Ta). Os 
três aparecem V (110g/T), Nb (40g/T) e Ta (5g/T). Possuem carácter 
tipicamente metálico e ausência dos compostos com o hidrogénio. O 
vanádio e os seus análogos, os compostos com número de oxidação 
igual a +5 são os mais típicos. 
Os seus óxidos superiores revelam as propriedades dos óxidos ácidos e 
formam, respectivamente, os ácidos vanádico, nióbico e tantálico, aos 
quais corresponde uma serie de sais. Os óxidos inferiores possuem as 
propriedades básicas. 
No estado livre, o V, Nb e Ta são muito estáveis às acções químicas e 
têm altas temperaturas de fusão. Estes metais, juntamente com o Cr, 
Mo, W, Re e também com o Ru, Rh, Os e Ir, pertencem aos metais de 
alto ponto de fusão. Condicionalmente, assim chamam-se os metais que 
têm a temperatura de fusão acima do crómio (1980°C). 
Os metais de alto ponto de fusão, tanto no estado puro como na forma 
de ligas, obtiveram ultimamente uma importância excepcional numa 
serie dos ramos da técnica moderna. 
 
Portanto, o prezado estudante é convidado a uma discussão sobre o 
tema proposto na presente unidade. 
 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 Identificar a ocorrência natural dos elementos do grupo VB; 
 Explicar a obtenção dos elementos do grupo; 
 Analisar as propriedades físicas e químicas dos elementos do 
grupo; 
 Descrever as aplicações dos elementos do grupo. 
 
17.1. Estudo do vanádio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O vanádio foi descoberto em 1830, pelo químico Selfström, mas o metal 
puro só foi obtido em 1869, pelo químico inglês Roscoe. Na URSS, os 
minérios de ferro e polimétalicos que contêm quantidades pequenas do 
vanádio servem duma fonte principal da sua obtenção. O metal puro 
obtém-se a partir dos seus compostos: pela redução do V2O5 com o 
cálcio, pela redução do VCl3 com o magnésio, ou pela dissociação 
térmica do VI2. 
 
17.1.1. Propriedades físicas e químicas do vanádio. 
 
O vanádio puro é um metal argênteo maleável, de densidade 5,96 g/cm3 
que se funde à temperatura cerca de 1900°C. As propriedades 
mecânicas do vanádio tornam-se piores, caso nele sejam presentes as 
impurezas do oxigénio, azoto ou hidrogénio. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
96 
 
O vanádio difere pela alta estabilidade química na água doce e na água 
do mar, nas soluções de álcalis. Ele dissolve-se no ácido fluorídrico, nos 
ácidos nítrico e sulfúrico concentrado, na água-régia. 
A 600°C o vanádio reage com oxigénio formando pentóxido de vanádio: 
4 V + 5 O2 → 2 V2O5 
O vanádio forma os quatros óxidos: VO, V2O3, VO2 e V2O5. O óxido 
superior V2O5 possui o carácter ácido claramente exprimido, o VO2 é 
anfótero; ambos os óxidos inferiores manifestam somente as 
propriedades básicas. O V2O5 e os seus derivados têm a maior 
importância. 
O pentóxido de vanádio obtém-se também da hidrólise da água do 
oxitricloreto de vanádio: 2 VOCl3 + 3 H2O → V2O5 + 6 HCl 
O dicloreto de vanadilo (IV), VOCl2, forma-se imediatamente pela acção 
de água sobre o tetracloreto: VCl4 + H2O → VOCl2 + 2 HCl. Ou ainda 
mediante a reacção do ácido clorídrico concentrado com pentóxido: 
V2O5 + 6HCl → 2VOCl2 + 3H2O + Cl2. 
Forma cristais verdes, brilhantes, deliquescentes, que se deixam 
decompor pela água. 
O oxido de vanádio (V), ou anídrido vanádico, V2O5 é uma substância de 
cor laranjada, facilmente solúvel nos álcalis com formação dos sais do 
ácido metavanádico HVO3, denominados vanadatos. O vanádio forma 
complexos. Por exemplo no vanádio (V) do tipo M[VF6], M[VOF4], 
M2[VOF5]; no vanádio (IV) do tipo M2[VO(SO4)2] e M2[V2O2(SO4)3]; no 
vanádio (III) do tipo M3[VF6], M2[VF5(H2O)], M[VF4(H2O)2]; no vanádio (II) 
do tipo M4[V(CN)6].3H2O; onde M = K, Ag e Ba. 
 
17.1.2. Aplicações do vanádio 
 
O vanádio aplica-se na indústria do aço para conferir ao aço mais 
fortaleza, mais dureza, ductilidade e mais resistência a choques. Usa-se 
também na produção da gusa com liga. 
O anídrido vanádico e os vanadatos aplicam-se na indústria química a 
título de catalisadores, durante a obtenção do H2SO4 pelo método de 
contacto e em algumas sínteses orgânicas. Os compostos de vanádio 
usa-se na indústria do vidro, na medicina e na fotografia. 
 
17.2. Estudo do nióbio e tântalo: Ocorrência na natureza e sua 
obtenção. 
 
O nióbio foi descoberto em 1800, por Hachett, sendo chamado, até 
1950, de colúmbio, enquanto que tântalo foi descoberto em 1801, por 
Ekeberg. Na crosta terrestre, o teor do Nb é de 0,002% e o do Ta é de 
0,0002% (massa). 
O nióbio pode ser obtido mediante redução aluminotérmica do óxido de 
nióbio (V), apus a redução, a liga de nióbio – alumínio resultante é 
livrado do alumínio com prolongada fusão, no “vácuo” em forno 
eléctrico. 
O tântalo metálico é preparado mediante redução de fluorotantalato de 
potássio com sódio a altas temperaturas: 
K2TaF7 + 5 Na → Ta + 5 NaF + 2 KF. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
97 
 
 O tântalo muito puro é preparadosegundo o processo de Van Arkel e 
Boer, com dissociação térmica de TaCl5. 
 
17.2.1. Propriedades físicas e químicas do nióbio e tântalo. 
 
O nióbio (Nb) é um metal acinzentado, moderadamente duro, mais 
dúctil que tântalo e com ponto de fusão mais baixo. O Nb cristaliza com 
estrutura cúbica de corpo centrado. O metal é estável ao ar. O metal 
compacto apenas perde o brilho superficial ao ser aquecido. Mesmo em 
forma limalha, o nióbio oxida-se incompletamente quando aquecido ao 
rubro em oxigénio. O nióbio reage com cloro energicamente e 
directamente com o enxofre. As suas ligas são tidas como 
supercondutores (Nb3Sb). Por sua vez, o tântalo (Ta) é um metal 
cinzento, pesado, bastante duro, muito dúctil e com ponto de fusão 
muito alto. Cristaliza com estrutura cúbica de corpo centrado. O Ta 
possui extraordinária resistência ao ataque pelos agentes químicos a 
temperaturas moderadamente elevadas. Salvo o ácido fluorídrico, 
nenhum ácida inclusive água-régia ataca o tântalo. 
A densidade do Nb é de 8,57 g/cm3 e do Ta é de 16,6 g/cm3, as 
temperaturas de fusão são, respectivamente, 2500°C e 3000°C. 
Ambos os metais, especialmente o Ta, são estáveis em diferentes meios 
corrosivos. O ácido clorídrico, sulfúrico, nítrico, perclórico e água-régia 
não actua sobre eles, devido à formação na sua superfície da película de 
óxido fina, muito resistente e quimicamente estável. No tântalo, essa 
película é Ta2O5. Portanto, sobre o tântalo actuam apenas os reagentes 
capazes de interactuar com este óxido e de penetrar através dele (o 
flúor, o fluoreto de hidrogénio, o ácido fluorídrico e massas fundidas de 
álcalis). 
Os ortoniobatos, M3NbO4, podem ser obtidos mediante fusão de Nb2O5 
com carbonatos alcalinos em proporções adequadas, por exemplo: 
Nb2O5 + 3 Na2CO3 → 2 Na3NbO4 + 3 CO2 
O tricloreto de tântalo obtém-se da reacção: 
2TaCl4 + 5H2O → TaCl3 + Ta(OH)3 + 5HCl 
 
17.2.2. Aplicações do nióbio e tântalo. 
 
O nióbio é um dos componentes básicos de muitas ligas resistentes ao 
calor e à corrosão. As ligas termorresistentes têm uma importância 
especial, visto que elas se aplicam na produção das turbinas a gás, dos 
motores a jacto e dos foguetes. As ligas do tântalo com o nióbio 
substituem o tântalo em muitos ramos da sua aplicação, o que dá um 
grande efeito económico, sendo o nióbio mais barato que o tântalo. 
Os carbonetos de nióbio e tântalo possuem dureza excepcional e 
aplicam-se na indústria de tratamento de metais para fabricar 
ferramentas de corte. 
 
 
 
 
 
 
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Sumário 
O vanádio puro é um metal argênteo maleável, de densidade 5,96 
g/cm3 que se funde à temperatura cerca de 1900°C. O nióbio (Nb) é um 
metal acinzentado, moderadamente duro, mais dúctil que tântalo e 
com ponto de fusão mais baixo. O Ta possui extraordinária resistência 
ao ataque pelos agentes químicos a temperaturas moderadamente 
elevadas. Salvo o ácido fluorídrico, nenhum ácida inclusive água-régia 
ataca o tântalo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Faça a distribuição electrónica dos elementos do 
grupo. 
2. Compare as particularidades existentes entre o V 
grupo A e V grupo B. 
3. Como se explica a proximidade dos raios atómicos do 
nióbio e do tântalo, molibdénio, volfrâmio, tecnécio e 
rénio? 
4. Escreva duas fórmulas químicas do haleto de vanádio 
(V), óxido de vanádio (V), oxihaleto de vanádio (IV), 
complexos de vanádio (IV) e complexos de vanádio (II). 
5. Escreva a equação química de obtenção dos seguintes 
compostos: 
a) TaCl5; b)Ta2O5; c) TaCl3. 
6. Quando se misturam soluções aquosas de Cr(NO3)3 e 
de Na2S forma-se um precipitado de hidróxido de crómio 
(III) e liberta-se um gás. Escreva as equações molecular e 
molecuar-ionica da reacção que tem lugar. 
7. Porque razão a solução de NaHCO3 temuma reacção 
ligeiramente alcalina, enquanto que a solução de NaHSO3 
ligeiramente ácida? 
8. Quais dos seguintes reagentes quando adicionados a 
uma solução de FeCl3 acentua a hidrólise vdeste sal: 
a) HCl 
b) NaOH 
c) ZnCl2 
d) Na2CO3 
e) NH4Cl 
f) Zn 
g) H2O 
 
 
 
 
 
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99 
 
Unidade 18 
 
Tema: ELEMENTOS DO GRUPO VIB (Cr, Mo e W) 
 
Introdução 
 
O grupo VIB é constituído por seus elementos: crómio (Cr), molibdénio 
(Mo) e tungsténio (W). Camada electrónica exterior dos átomos deste 
grupo contém um ou dois electrões, que condiciona o carácter metálico 
destes elementos e a sua diferença dos elementos do grupo VIA. 
O Cr, Mo e W apresentam número de oxidação +6, +5, +4, +3 e +2, 
sendo o número de oxidação mais elevado +6. O estado de valência +6 é 
o mais estável nos casos de molibdénio e tungsténio e para o crómio é o 
estado de valência +3. O número de coordenação no Cr, Mo e W é 4 e 6 
e ainda são conhecidos a coordenação 8 para o Mo e W. O CrO é básico, 
Cr2O3 é anfótero e CrO3 é acídico. 
Os elementos deste grupo apresentam uma tendência acentuada na 
formação, por condensação, dos oxiácidos H2XO4. Assim, o cromo forma 
os cromatos M2CrO4 e os dicromatos M2Cr2O7, forma ainda tricromatos 
M2Cr3O10 e tetracromatos M2Cr4O13. Os molibdatos e tungstatos vão 
ainda mais longe, formando sais de poliácidos e heteropoliácidos 
altamente condensados. 
O crómio se notabiliza dentro do grupo pela sua capacidade de formação 
de complexos no estado trivalente. O molibdénio e tungsténio formam 
complexos, mas quase todos estes derivam dos elementos em estado 
hexavalente. 
 
Portanto, o prezado estudante é convidado a uma discussão sobre o 
tema proposto na presente unidade. 
 
Ao terminar esta unidadedeve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Identificar a ocorrência natural dos elementos do grupo VIB; 
 Explicar a obtenção dos elementos do grupo; 
 Analisar as propriedades físicas e químicas dos elementos do 
grupo; 
 Analisar os compostos do crómio; 
 Descrever as aplicações dos elementos do grupo. 
 
18.1. Estudo do crómio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O crómio foi descoberto em 1797, pelos químicos Vauquelin e Klaproth, 
mas só foi obtido puro em 1859, por Friedrich Whöler. 
Na natureza o crómio encontra-se na forma de cromita FeCr2O4 e 
crocoito PbCrO4. O crómio é obtido a partir de cromita fundido junto de 
hidróxido alcalino e oxigénio. O dicromato (VI) é desalcalinizado pelo 
carvão formando óxido de crómio (III) (Cr2O3): 
FeCr2O7 + 2 NaOH → Na2Cr2O7 + H2O + FeO 
Na2Cr2O7 + 2 C → Cr2O3 + Na2CO3 + CO 
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100 
 
O Cr2O3 é reduzido pelo processo aluminotérmico: 
Cr2O3 + 2 Al → Al2O3 + 2 Cr + 130 KCal. 
Também a obtenção do crómio é feita a partir da redução do cromato 
de ferro com carbono directamente: 
FeCr2O4 + 4 C → Fe + 2 Cr + 4 CO. 
 
18.1.1. Propriedades físicas e químicas do crómio 
 
O crómio é metal branco, brilhante, duro e quebradiço, com ponto de 
fusão bastante alto e ponto de ebulição não tanto proporcionalmente. A 
sua densidade é de 7,19 g/cm3. A temperatura ambiente, o crómio é 
estável contra a água e o ar. Os ácidos sulfúrico e clorídrico diluídos 
dissolvem-no com a libertação do hidrogénio. O crómio é insolúvel no 
ácido nítrico concentrado frio e, após o tratamento por ele, torna-se 
passivo.Os compostos do crómio são muito venenosos (cancerígenos) 
devido a sua capacidade de passivação. 
 
a) Compostos de crómio (VI) 
 
O crómio (VI) representa, depois do crómio (III), o estado de valência 
mais estável do elemento. O hexafluoreto é um composto muito 
instável. O óxido de crómio (VI) tem carácter ácido e dele deriva o ácido 
crómico, H2CrO4, conhecido apenas em solução. Por condensação com 
eliminação de água, o ácido crómico origina ácidos policrómicos:ácido 
dicrómico, H2Cr2O7, ácido tricrómico, H2Cr3O10 e ácido tetracrómico, 
H2Cr4O13. Os sais correspondentes, especialmente os cromatos (VI) e 
dicromatos (VI), são bastante estáveis. Quase todos os cromatos têm a 
cor amarela. Os compostos de crómio ainda incluem halocromatos, 
derivados do ião cromilo CrO2+2, e peroxocompostos. 
Os cromatos dos metais alcalinos obtêm-se pela oxidação dos 
compostos do crómio (III) na presença dum álcali. Assim, sob a acção do 
bromo sobre a solução do cromito de potássio forma-se o cromato de 
potássio, segundo a equação: 
2 K3[Cr(OH)6] + 3 Br2 + 4 KOH → 2 K2CrO4 + 6 KBr + 8 H2O 
A transformação da coloração verde esmeraldina da solução do cromito 
à amarela viva testemunha a oxidação ocorrida. 
Os cromatos podem ser obtidos também pela fundição do Cr2O3 com 
álcali na presença dum oxidante, por exemplo do clorato de potássio: 
Cr2O3 + 4 KOH + KClO3 → 2 K2CrO4 + KCl + 2 H2O 
A oxidação dos cromitos aos cromatos é realizada na presença dum 
álcali, os compostos de crómio (VI) aplicando-se a título dos oxidantes 
nas soluções ácidas. Reacções redox que ocorrem com a participação 
dos dicromatos: 
Ao deixar passar o sulfureto de hidrogénio através da solução de 
dicromato acidulada pelo ácido sulfúrico, a coloração laranjada da 
solução passa à verde e, simultaneamente, o líquido torna-se turvo 
devido à libertação do enxofre: 
K2Cr2O7 + 3 H2S + 4 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3 S↓ + K2SO4 + 7 H2O 
Sob a acção do ácido clorídrico concentrado sobre o dicromato de 
potássio liberta-se o cloro e obtém-se uma solução verde que contém o 
cloreto de crómio (III): 
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101 
 
K2Cr2O7 + 14 HCl → 2 CrCl3 + 3 Cl2 ↑ + 2 KCl + 7 H2O 
Se se deixar passar o dióxido de enxofre através da solução concentrada 
do dicromato de potássio que contém uma quantidade suficiente do 
ácido sulfúrico, formam-se as quantidades equimoleculares dos sulfatos 
de potássio e de crómio (III): 
K2Cr2O7 + 3 SO2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 
Ao se evaporar a solução, a partir dela separam-se os alúmens de crómio 
e potássio, KCr(SO4)2.12H2O. esta reacção aplica-se na industria para 
obter os alúmens mencionados. 
 
b) Compostos de crómio (V) 
 
Os compostos simples são apenas o pentafluoreto e o pentóxido. 
O pentafluoreto de crómio, CrF5 resulta como produto principal no 
tratamento de crómio a 400°C com flúor a 200 atm. É um sólido 
vermelho que se hidrolisa imediatamente pela água em compostos de 
crómio (VI) e crómio (III). 
O pentóxido de crómio, Cr2O5, é um dos produtos da degradação 
térmica de CrO3. 
 
c) Compostos de crómio (IV) 
 
São escassos e, em geral, instáveis. O tetrafluoreto de crómio (IV), CrF4, 
é um sólido amorfo, marrom, que vaporiza perceptivelmente a 150°C e 
dióxido de crómio, CrO2, possui estrutura tetragonal, é ferromagnético e 
os valores da permeabilidade magnética acima da temperatura de Curie 
(115°C) são dados como prova de ser o composto um verdadeiro dióxido 
e não um óxido misto (Cr2O3.CrO3). 
 
d) Compostos de crómio (III) 
 
O crómio (III) representa o estado de oxidação mais estável do elemento 
e se caracteriza por sua forte tendência a formação de complexos. 
O fluoreto de crómio (III), CrF3, é um sólido verde com elevado ponto de 
fusão. 
O óxido de crómio (III), Cr2O3, é obtido do aquecimento de cromatos ou 
dicromatos com carvão de madeira ou enxofre: K2Cr2O7 + S → Cr2O3 + 
K2SO4. 
É um pó verde, insolúvel em água. É isomorfo com o corundum. 
O sulfureto de crómio (III) é obtido do cloreto com ácido sulfídrico: 
2 CrCl3 + 3 H2S → Cr2S3↓ + 6 HCl 
O hidróxido de crómio (III) é obtido do sulfureto com água: 
Cr2S3 + H2O → 2 Cr(OH)3↓ + 3 H2S 
Esta reacção é lenta e dura muitos dias. A mesma reacção pode ocorrer 
nesta situação: 
Cr3+ + 3 NH3 + 3 H2O → Cr(OH)3↓ + 3 NH4+ 
O hidróxido de crómio (III) dissolve-se em sal amoniacal formando 
complexos: 
Cr(OH)3 + 3 NH4+ + 3 NH3 ↔ [Cr(NH3)6]3+ + 3 H2O 
A precipitação do Cr(OH)3 ocorre sob dos carbonatos e sulfuretos: 
Cr3+ + 3 CO32- → Cr2(CO3)3 
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Cr2(CO3)3 + H2O → Cr(OH)3↓ + 3 CO2↑ 
2 Cr3+ + 3 S2- → Cr2S3 
Cr2S3 + H2O → 2 Cr(OH)3↓ + H2O + SO2↑ 
 
e) Compostos de crómio (II) 
 
Os compostos de crómio (II) são instáveis e oxidam-se pelo oxigénio do 
ar nos compostos de crómio (III). O crómio (II) forma complexo, por 
exemplo: hexacianocromato (II) de potássio, K4[Cr(CN)6], é um sólido 
azul que se dissolve em água formando solução vermelha. Em solução 
ácida, é rapidamente oxidado a K3[Cr(CN)6]; porém, em solução neutra, 
na ausência do ar, é bastante estável. Possui o momento paramagnético 
requerido para um complexo octaédrico.O Cr2+ reage com ião acetato: 
2 Cr2+ + 2 CH3COO- → [Cr(CH3COO)2]2↓, também reage com peróxido de 
hidrogénio. 
 
18.1.2. Aplicações do crómio 
 
O crómio metálico é principalmente usado na fabricação de aços 
especiais e na produção de camadas protectoras, por electrodeposição, 
sobre peças metálicas. Alguns compostos de crómio, por exemplo, o 
Cr2O3 aplica-se no fabrico de tintas oleosas. Os alúmens de crómio e 
potássio aplicam-se na indústria de curtume e na indústria têxtil a titulo 
do mordente durante o tingimento. 
 
18.2. Estudo do molibdénio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O molibdénio foi descoberto em 1778, por Wilhelm Scheele. O teor total 
do molibdénio na crosta terrestre é de 0,001% (massa). O molibdénio 
(Mo) é obtido a partir da molibdenita, MoS2, que é convertida pela 
calcinação em MoO3, a partir do qual o metal é reduzido pelo 
hidrogénio. O molibdénio maciço é obtido pelo método metalúrgico. 
MoS2 + 7/2 O2 → MoO3 + 2 SO2 
MoO3 + 3 H2 → Mo + 3 H2O 
 
18.2.1. Propriedades físicas e químicas do molibdénio 
 
O molibdénio é um metal branco de prata, de densidade de 10,2 g/cm3, 
que se funde a 2620°C. O Mo, a temperatura ambiente, oxida-se em 
trióxido de molibdénio, MoO3, quando aquecido ao ar. O Mo não reage 
com HCl(d) e H2SO4(d) a temperatura ambiente; ele dissolve-se no HNO3 
ou H2SO4(c) quente. 
Os compostos de molibdénio manifesta os números de oxidação: +6, +5, 
+4, +3 e +2. Os compostos de Mo (VI) são os mais estáveis. Os sais do 
ácido molíbdico H2MoO4 (molibdatos), frequente da composição 
composta, são de maior importância. 
Complexo de molibdénio (III) forma haleto, tiocianato e cianeto 
complexo. Por exemplo: K[MoF4].H2O; K3[Mo(SCN)6] e K4[Mo(CN)7].2H2O. 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
103 
 
18.2.2. Aplicações do molibdénio 
O molibdato de amónio (NH4)6Mo7O24.4H2O aplica-se na análise para 
identificar e determinar quantitativamente o ácido fosfórico, formando 
com esta um precipitado amarelo característico da composição 
(NH4)3PO4.12MoO3.6H2O. 
18.3. Estudo do tungsténio: Ocorrência na natureza e sua obtenção 
 
O tungsténio (W) foi descoberto em 1783, pelos irmãos Joao José e 
Fausto d’Elhuyar. O W encontra-se na crosta terrestre 0,007% (massa) e 
o minério principal é scheelita, CaWO4 e wolframita, que é uma mistura 
de FeWO4 e MnWO4. Mediante a fusão do minério com soda, resulta 
tungstato de sódio, que pode ser lixiviado com água: 
2 FeWO4 + Na2CO3 + ½ O2 → 2 Na2WO4 + Fe2O3 + 2 CO2. 
O tungstato de sódio é decomposto com ácido clorídrico concentrado: 
Na2WO4 + 2 HCl → H2WO4 + 2 NaCl. 
Por calcinação do ácido túngstico, resulta o trióxido: 
H2WO4 → WO3 + H2O. 
Finalmente, o trióxido é reduzido com hidrogenio a metal: 
WO3 + 3 H2 → W + 3 H2O. 
 
18.3.1. Propriedades físicas e químicas do tungsténio 
 
O tungsténio fundido é um metal branco, brilhante, com pontos de 
fusão (cerca de 3400°C) e de ebulição elevados. O tungsténio tem 
número de oxidação+6, +5, +4, +3 e +2. 
Ao ar, o tungsténio oxida-se ao rubro formando WO3. Ele é muito estável 
em relação aos ácidos, mesmo à água-régia, dissolvendo-se, porém, na 
mistura do HNO3 e HF. 
O metal é rapidamente atacado por fusão com NaOH e nitrato. O 
tungsténio (VI) forma hexahaletos com flúor, cloro e bromo. O WF6 é 
muito reactivo, fumega ao ar e ataca praticamente todos os metais, 
salvo ouro e platina. 
WO3 funde a 1473°C e volatiliza acima de 1750°C. O WO3 é insolúvel em 
água, mas dissolve-se em soluções alcalinas com formação de 
tungstatos. É insolúvel em H2SO4(c) ou HNO3(c) e em HCl(d). É muito pouco 
atacado pelo ácido fluorídrico. 
Os bronzes de tungsténio são compostos formados mediante 
tratamento de tungstatos alcalinos ou alcalinos-terrosos com agentes 
redutores a altas temperaturas, que se caracterizam por possuir brilho 
metálico, boa condutância e extrema resistência química. 
Os bronzes de tungsténio são insolúveis em água e resistentes aos 
ácidos; apenas o acido fluorídrico os ataca prontamente. São, todavia, 
oxidados com facilidade a tungstatos, mesmo pelo ar. 
Por exemplo: 4NaWO4 + 4NaOH + O2 → 4Na2WO4 + 2H2O. Eles são 
capazes de reduzir soluções amoniacais de nitrato de prata a prata 
metálico. 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
104 
 
 
18.3.2. Aplicações do tungsténio 
 
O aço que contém de 1 a 6% do tungsténio e cerca de 2% de Cr, usa-se 
no fabrico de serras, frescas e estampas. 
O carboneto de tungsténio WC possui uma alta dureza (próxima á do 
diamante), resistência ao desgaste e infusibilidade. Com base nesta 
substancia são fabricadas as ligas duras para ferramentas de maior 
produtividade. 
 
Sumário 
O crómio é metal branco, brilhante, duro e quebradiço, com ponto de fusão 
bastante alto e ponto de ebulição não tanto proporcionalmente. A sua densidade 
é de 7,19 g/cm3. A temperatura ambiente, o crómio é estável contra a água e o 
ar. O molibdénio é um metal branco de prata, de densidade de 10,2 g/cm3, que se 
funde a 2620°C e o tungsténio fundido é um metal branco, brilhante, com pontos 
de fusão (cerca de 3400°C) e de ebulição elevados. O tungsténio tem número de 
oxidação +6, +5, +4, +3 e +2. 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Faça a distribuição electrónica dos elementos Cr, Mo e 
W. 
2. Escreva as fórmulas químicas dos óxidos e dos sais 
deste grupo. 
3. Descreva as propriedades químicas do CrO3. 
4. Porque razão durante a reacção de um sal de bário 
com soluções de cromato e dicromato de potássio se forma 
um precipitado do mesmo composto? 
5. Complete e acerte as seguintes equações químicas: 
a) NaCrO2 + PbO2 + NaOH → 
b) CrCl3 + NaBiO3 + NaOH → 
c) Cr2(SO4)3 + Br2 + NaOH → 
d) K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → 
e) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → 
f) Cr2O7-2 + HNO2 + H+ → Cr+3 + NO3- 
g) CrO2- + ClO- + OH- → CrO4-2 + Cl- + H2O 
6. Analise a energia de ionização do grupo e faça uma 
comparação com os elementos do grupo VIA. 
7. Caracterize os tipos de ligação química que os 
elementos e seus compostos podem apresentar. Dê 
exemplos concretos na sua caracterização. 
8. Determine o número de átomos de carbono 
existentes em 0,684 kg de sacarose (C12H22O11). 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
105 
 
Unidade 19 
 
Tema: ELEMENTOS DO GRUPO VIIB (Mn, Tc e Re) 
 
Introdução 
 
O manganês (Mn), o tecnécio (Tc) e rénio (Re) pertencem o grupo VIIB 
da tabela periódica e possui analogia de configuração electrónica (n-
1)d5ns2 com consequência de contracção lantanídica. 
Vários átomos e respectivos raios iónicos, assim como as propriedades 
químicas do Tc e Re assemelham-se bastante. O manganês difere-se 
muitos destes dois elementos (Tc e Re). 
O manganês possui número de oxidação típico +7, +4 e +2, onde a sua 
estabilidade está na configuração electrónica de d0, d3 e d5. Entretanto, 
existem outros compostos de Mn em que o nox é +6, +5, +3, +1 e 0. Mn, 
Tc e Re o nox mais característico é o +7. O Mn é o mais característico 
com o n”úmero de coordenação 6 e 4, enquanto que o Tc e Re são 
conhecidos os números de coordenação 4, 6, 7 e 8 e noutras ocasiões o 
número 9. 
 Com o aumento do nox para os três elementos, aumenta-se a tendência 
de formação de complexos aniónicos e ao mesmo tempo cresce o 
carácter acídico dos compostos binários. 
A química do Mn é mais caracterizada pelas reacções redox como 
acontece no Cr. Entretanto, estabiliza-se numa formação acídica em 
catiões complexos de Mn (II). Em meio alcalino forma-se complexos 
aniónicos de Mn (VI), em meio neutro e fracamente acídica ou básica, 
formam-se reacções redox de compostos de Mn (IV) que se precipita na 
forma de MnO2. Veja alguns exemplos de halogenetos e óxidos 
halogenídricos de Mn, Tc e Re. 
 
Elementos Nox +7 Nox +6 Nox +5 Nox +4 Nox +3 Nox = +2 
 
F 
MnO3F, 
ReF7, 
TcO3F, 
ReO3F, 
TcF6, 
ReF6, 
TcOF4, 
ReO2F2 
TcF5, 
ReF5, 
ReOF3 
MnF4, 
ReF4 
MnF3 MnF2 
 
 Cl 
MnO3Cl, 
TcO3Cl, 
ReO3Cl 
TcCl6, 
ReCl6, 
TcOCl4 
ReO4Cl4 
ReCl5, 
MnOCl3, 
TcOCl3, 
ReOCl4 
MnCl4, 
TcCl4, 
ReCl4 
MnCl3, 
ReCl3 
MnCl2 
Br _ ReO3Br, 
ReOBr4 
TcOBr3, 
ReBr5, 
ReOBr3 
ReBr4 ReBr3 MnBr2 
I _ _ _ ReI4 ReI3 MnI2, 
ReI2 
 
 
Portanto, o prezado estudante é convidado a uma discussão sobre os 
elementos do grupo VIIB. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
106 
 
 
Ao terminar esta unidade o estudante deve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 Identificar a ocorrência natural dos elementos do grupo VIIB; 
 Explicar a obtenção dos elementos do grupo; 
 Analisar as propriedades físicas e químicas dos elementos do 
grupo; 
 Analisar os compostos do manganês e doutros elementos do 
grupo; 
 Descrever as aplicações dos elementos do grupo. 
 
19.1. 1 Estudo do manganês: ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
 O manganês (Mn) foi descoberto em 1774, por Scheele. O manganês 
aparece na natureza em cerca de 0,1% de massa. Pirolusite (MnO2) é 
minério mais abundante e havendo também haussmanite (Mn3O4) e 
braunite (Mn2O3). 
O manganês é obtido do minério pirolusite (MnO2) por meio 
aluminotérmico. Como o alumínio reage muito violentamente com 
pirolusite, esta última é primeiramente convertida em Mn3O4 mediante 
forte aquecimento: 3 MnO2 → Mn3O4 + O2. Finalmente, o óxido (Mn3O4) 
é misturado com alumínio e inflamado: 
3 Mn3O4 + 8 Al → 9 Mn + 4 Al2O3 + 602 KCal. 
O Mn puro é produzido pelo processo de redução electrolítica de sais de 
Mn e em especial MnSO4 no cátodo de Hg. Em grande quantidade, o Mn 
é obtido da liga de ferro – manganês, onde se obtém 60 a 90% de Mn e 
10 a 40% de Fe a partir da redução por fusão de misturas de Fe e Mn. 
 
19.1.1. Propriedades físicas e químicas do manganês. 
 
O manganês é um metal com aparência do ferro, duro, com baixo ponto 
de fusão e muito quebradiço. O manganês é polimórfico e sendo 
conhecido quatro formas: 
Mn-α → Mn-β → Mn-γ → Mn-δ 
O manganês forma séries contínuas de soluções sólidas com cada um 
dos quatro elementos que o seguem: ferro, cobalto, níquel e cobre. Com 
alumínio ou antimónio, especialmente em presença de pequena 
quantidade de cobre, o manganês forma ligas ferromagnéticas (ligas de 
Heuler), embora não contenham nenhum componente com propriedade 
ferromagnética. 
O Mn dissolve-se facilmente no estado pulverizado em ácidos não 
oxidantes. Reagem facilmente com metais ao aquecer, com B, C, Ni, Si, 
P, O, S e halogénios. Ele não reage com hidrogénio. 
 
a) Compostos de Mn (VII) 
 
Os compostos de Mn compreendem o heptóxido de Mn e os 
permanganatos. O heptóxido de manganês, Mn2O7, é obtido pela acção 
do ácido sulfúrico concentrado sobre permanganato de potássio: 
KMnO4(pó) + H2SO4(c) → Mn2O7 + K2SO4 + H2O 
Este óxido (Mn2O7) é verde preto oleoso e éexplosivo acima de 10°C: 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
107 
 
2 Mn2O7 → 4 MnO2 + 3 O2 
Dissolve-se em anidrido acético, sem se decompor e explode, quando se 
toca com éter ou etanol. 
O ácido mangânico, HMnO4, obtém-se da reacção do permanganato de 
bário com excesso do ácido sulfúrico: 
Ba(MnO4)2 + H2SO4 → 2 HMnO4 +BaSO4 
Os cristais do HMnO4 são fortes oxidantes e torna-se hidratado no ar e 
na presença da luz ou aquecido são instáveis. 
Os permanganatos mais conhecidos são os dos metais alcalinos. Os sais 
de potássio, rubídio e césio cristalizam anidros, ao passo que os de lítio e 
sódio o fazem com 3H2O. O permanganato de potássio é, tecnicamente, 
o mais importante. As soluções de permanganato possuem intensa 
coloração violeta brilhante. O KMnO4 é produzido a partir do 
manganato: por tratamento com ácido, para favorecer o 
desproporcionamento, 
3 K2MnO4 + 2 H2O → 2 KMnO4 + MnO2 + 4 KOH; 
 Por oxidação com cloro: 2 K2MnO4 + Cl2 → 2 KMnO4 + 2 KCl; 
 Ou electroliticamente: MnO4-2 + e- → MnO4-. 
O KMnO4 apresenta reacções redox: o ião MnO4- pode-se reduzir até a 
um grau diferente. Em função do PH do meio, o produto de redução 
pode representar o ião Mn2+ (no meio ácido), o MnO2 (no meio neutro 
ou no fracamente alcalino) ou o ião MnO42- (no meio fortemente 
alcalino). 
Ilustremos estes três casos pelas reacções de interacção do KMnO4 com 
os sulfitos solúveis. Se se adicionar o sulfito de potássio para a solução 
violeta de KMnO4 acidulada pelo ácido sulfúrico, então o líquido torna-se 
quase incolor, visto que o sal de manganês (II) que se forma tem uma 
cor rosada pálida. A reacção exprime-se pela equação: 
2 KMnO4 + 5 K2SO3 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 3 H2O 
 Ou, na forma iónico – molecular: 
2 MnO4- + 5 SO32- + H+ → 2 Mn2+ + 5 SO42- + 3 H2O 
Sob a acção do sulfito de potássio sobre a solução neutra do 
permanganato de potássio também ocorre a descoloração da solução, 
formando-se, além disso, um precipitado pardo do dióxido de 
manganês, portanto, a solução adquire uma reacção alcalina: 
2 KMnO4 + 3 K2SO3 + H2O → 2 MnO2↓+ 3 K2SO4 + 2 KOH, 
 Ou, na forma iónico – molecular: 
2 MnO4- + 2 SO32- + H2O → 2 MnO2↓ + 2 SO42- + 2 OH-. 
Com grande concentração do álcali e pequena quantidade do redutor 
formam-se os iões de manganato, conforme a equação: 
2 MnO4- + SO32- + 2 OH- → 2 MnO42- + SO42- + H2O 
Sendo um oxidante energético, o permanganato de potássio usa-se em 
laboratórios e na indústria química, ele serve também dum bom 
desinfectante. Ao se aquecido na forma seca, o permanganato de 
potássio decompõe-se mesmo à temperatura cerca de 200°C segundo a 
equação: 
2 KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑ 
Esta reacção por vezes aplica-se no laboratório para obter o oxigénio. 
 
b) Compostos de manganês (VI) 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
108 
 
O manganato de potássio, K2MnO4, é anidro. Forma cristais pretos e é 
um sal sólido, quando aquecido acima de 500ºC, decompõe-se dando 
manganito e oxigénio: 
K2MnO4 → K2MnO3 + ½ O2 
O manganato de sódio, Na2MnO4, cristaliza com 0, 4, 6 e 8 moléculas de 
água. É preto e muito solúvel em água. 
 
c) Compostos de manganês (V) 
 
Os manganatos (V) são compostos do tipo M3MnO4 como: Na3MnO4, 
Li3MnO4 e hexafluoromanganato de potássio, KMnF6. Este último, é 
obtido pela acção de BF3 sobre uma mistura equimolecular de KCl e 
KMnO4. É um sólido róseo, que se deixa hidrolisar pela água com 
formação de MnO2. 
 
d) Compostos de manganês (IV) 
 
Os compostos de manganês (IV) são limitados e incluem o fluoreto, o 
dióxido, o óxido de manganês (II, IV), os manganatos (IV) e, ainda, alguns 
complexos. 
 
e) Compostos de manganês (III) 
 
Compreendem vários compostos como Mn2O3, Mn2(SO4)3, KMnF4 e MnF3 
obtido do iodeto com o flúor: 
2 MnI2 + 3F2 → 2 MnF3 + 2 I2 
O manganês (III) manifesta tendência de formação de complexos, como 
por exemplo: K4[Mn(CN)6], K3[Mn(CN)6] e Na3MnF6. 
Existem também compostos de manganês (II) como MnO, Mn(OH)2, 
MnSO4 e existem compostos de manganês (I) como cianocomplexo, 
K5[Mn(CN)6], Na5[Mn(CN)6] e o tris (2,2’bipiridina) manganês(O), 
[Mn(dipi)3]. 
 
19.1.2. Aplicações do manganês. 
 
90% do Mn obtido é aplicado na metalurgia para desoxidação do ferro e 
do aço, e também para preparação de ligas de Mn. A pedra de Mn 
aplica-se para coloração do vidro durante a fabricação do vidro. 
 
19.2. Estudo do tecnécio: ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O tecnécio (Tc) não foi identificado na natureza até agora. O Tc não 
apresenta espécies nucleares estáveis, mas foi estabelecida a existência 
de três isótopos de longa duração, 99Tc, 98Tc e 99Tc. O Tc radioactivo é 
provável que exista, em quantidades extremamente diminutas, em 
certos materiais terrestres, como consequência de diversos processos: 
em minérios de urânio por fissão espontânea de 238U e fissão de 235U por 
captura de neutrões; em minerais contendo molibdénio por captura de 
neutrões de raios cósmicos e ainda em outros materiais, com produto 
final de reacções envolvendo energias extremamente elevadas e 
causadas por outros componentes de raios cósmicos. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
109 
 
O tecnécio foi descoberto com obtenção do isótopo 97Tc mediante 
irradiação do molibdénio com deutério: 96Mo (d,n) 97Tc. O período de 
meia-vida deste isótopo é de 93 dias. Pequenas quantidades de 99Tc 
podem ser obtidas mediante irradiação de molibdénio com neutrões em 
reactor nuclear: 
98Mo + n,γ → 99Mo + β- → 99Tc + β- → 99Ru (estável) 
O mesmo isótopo se forma, nos reactores nucleares, por fissão de 235U; 
um reactor de tamanho normal produz, diariamente, alguns gramas de 
99Tc. 
 
19.2.1. Propriedades físicas e químicas do tecnécio 
 
O tecnécio é um metal prateado, que cristaliza com estrutura compacta 
hexagonal. Reage com flúor e cloro a quente. Queima quando aquecido 
em oxigénio dando o heptóxido, volátil. O Tc não se dissolve em ácido 
clorídrico. É, porém, solúvel em ácido nítrico e água-régia. 
Os compostos de tecnécio aparece em seus compostos nos estados de 
oxidação +7, +6, +5, +4, +2 e +1. O número de oxidação mais estável é 
+7. 
Tecnécio (VII). São conhecidos o heptóxido, o ácido pertecnético e seus 
sais. O Tc2O7 formar-se pela queima do metal em oxigénio a 400-600ºC. 
É um sólido cristalino, amarelo-fraco de ponto de fusão 119ºC, que se 
dissolve em água. 
Tecnécio (VI). O hexafluoreto de tecnécio, TcF6, é obtido da reacção do 
Tc com excesso do flúor a 400ºC. É hidrolisado pelo NaOH com formação 
dum precipitado preto, solúvel em H2O2 (analogia com o 
desproporcionamento de ReF6 em ReO2, insolúvel e ReO4-, solúvel). 
Tecnécio (V). Conhece-se composto de tecnécio (V) como TcF5, NaTcF6, 
KTcF6. 
Tecnécio (IV). Aponta-se o TcCl4 e TcO2. E, tecnécio (I) tem-se o 
cianocomplexo K5[Tc(CN)6] foi obtido mediante redução de 
Tl3Tc(OH)3(CN)4 ou de TcO4- com amálgama de sódio ou potássio em 
presença de CN- e isolamento com sais de potássio. É isomorfo com os 
sais correspondentes de manganês e rénio. 
 
19.2.2. Aplicações do tecnécio 
O tecnécio, sob a forma de pertecnato de potássio (KTcO4), impede a 
corrosão de aços. A sua aplicação é muito limitada, devido à relativa 
escassez do elemento e a sua difícil obtenção. 
19.3. Estudo do rénio: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O rénio foi descoberto em 1925 pelos químicos Noddack, Ida Tacke e 
Berg. O rénio é um elemento muito raro e encontra-se em quantidades 
muito menores na molibdenita (MoS2). 
O rénio metálico é obtido, como um pó cinzento, mediante aquecimento 
de perrenato de potássio, KReO4, em hidrogénio. O metal é livrado do 
KOH que o acompanha por meio de lavagem com água e, então,submetido a novo aquecimento em hidrogénio. 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
110 
 
19.3.1. Propriedades físicas e químicas do rénio. 
 
O rénio é um metal com aparência de platina, relativamente mole e 
bastante dúctil quando puro. Cristaliza com estrutura compacta 
hexagonal. 
Quimicamente, o rénio comporta-se como um metal meio nobre. Ele 
reage com oxigénio formando Re2O7; reage com bromo e não com o 
iodo. Combina-se com enxofre dandoReS2. Não reage com nitrogénio, 
pelo menos até 2000°C. 
O rénio (VII) forma composto como ReF7, Re2O7, ReOF5, HReO4 e KReO4. 
O rénio (VI) forma ReF6, que é o único haleto binário de rénio com mais 
de cinco átomos de halogénio na molécula. Tem-se também o 
oxitetrafluoreto de rénio, ReOF4, trióxido de rénio, ReO3, e complexos de 
rénio (VI) do tipo K2ReF8, NaReF7, H2[ReOCl6] e K2[ReOCl6].São 
conhecidos poucos compostos simples do rénio (V), destacando-se o 
pentafluoreto, o pentacloreto, o pentóxido e os hiporrenatos. A 
capacidade do rénio (V) para a formação de complexos é maior do que a 
do rénio (VI). 
Os compostos de rénio (V) são instáveis; eles desproporcionam-se 
facilmente e, quase sempre, em rénio (VI) e rénio (IV).O pentafluoreto 
de rénio, ReF5, foi preparado mediante a reacção de W(CO)6 com leve 
excesso de ReF6. É um sólido cristalino verde ou amarelo-verde, que 
funde a 48ºC. A 240°C, o composto ferve com decomposição irreversível 
em ReF6 e ReF4. A temperatura mais baixa, pode ser destilado inalterado 
“no vácuo”. É violentamente decomposto com água originando ácidos 
perrênico, flurorrênico e fluorídrico e dióxido de rénio hidratado. 
Conhece-se compostos de rénio IV, III, II e I. O rénio (III) forma complexo 
do tipo K4[ReO2(CN)4] ou K3[Re(OH)3(CN)3]. 
 
19.3.2. Aplicações do rénio 
 
Em liga com o tungsténio, o rénio é usado em filamentos de lâmpadas 
eléctricas e em liga com a platina, é usado na construção de pares 
termoeléctricas. 
 
Sumário 
O manganês é um metal com aparência do ferro, duro, com baixo ponto de 
fusão, muito quebradiço e é polimórfico. O tecnécio é um metal prateado, 
que cristaliza com estrutura compacta hexagonal e o rénio é um metal com 
aparência de platina, relativamente mole e bastante dúctil quando puro. 
Cristaliza com estrutura compacta hexagonal. 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
111 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Faça a distribuição electrónica do grupo VIIB e encontre 
aspecto comum com o grupo VIIA. 
2. Que diferença apresenta nas propriedades físicas do 
grupo VIIB com o grupo VIIA. 
3. Em quantas vezes é que se altera a velocidade da reacção 
2A + B →A2B, se aumentarmos a concentração da substancia B 
também para o dobro? 
4. Como é que se altera a velocidade da reacção: 2 MnI2 + 
3F2 → 2 MnF3 + 2 I2, se: 
a) Aumentar a pressão no sistema para o triplo. 
b) Diminuir o volume do sistema em três vezes. 
c) Aumentar a concentração do MnI2 para o triplo. 
5. Explica a razão da existência de muitos números de 
oxidação no manganês. 
6. Escreva a expressão da lei de velocidade para a equação: 
CaCO3→CaO+ CO2. 
7. Determine o número de oxidação do crómio nos 
seguintes compostos: 
a) K2CrO4 ; b)Cr2O3 ; c) Fe(CrO2)2 ; d) K2Cr2O7 ; e) Cr2(SO4)3; f) 
Na3[Cr(OH)6] 
8. Quais das equações baixo corresponde as reacções redox 
e justifique a escolha. 
a) 4 KMnO4 + 4 KOH → 4 K2MnO4 + O2 + 2 H2O 
b) 2 KMnO4 + 3 MnSO4 + 4 H2O → 5 MnO2 + K2SO4 + 2 H2SO4 
c) HCl + NaOH → NaCl + H2O 
d) 2 MnI2 + 3F2 → 2 MnF3 + 2 I2 
e) K2MnO4 → K2MnO3 + ½ O2 
9. Concluir as equações das reacções: 
a) Mn(OH)2 + Cl2 +KOH → MnO2 + 
b) MnO2 + O2 + KOH → K2MnO4 + 
c) K2S + K2MnO4 + H2O → S + 
d) KMnO3 + H2O2 → MnO2 + 
e) KMnO4 + HCl → 
10. O paramagnetismo do ião [Mn(CN)]4- é determinado pelo 
único electrão das orbitais atómicas do ião Mn2+. 
11. Determine a massa de sulfato de sódio que se forma em 
resultado da neutralização total de uma solução de 8 g de 
NaOH com ácido sulfúrico. 
12. Determine o equivalente-grama do HMnO4. 
 
 
 
 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
112 
 
Unidade 20 
 
Tema: ELEMENTOS DO GRUPO VIIIB 
(Fe,Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir e Pt) 
 
Introdução 
O grupo VIIIB da tabela periódica é constituído por três tríadas de d-
elementos. O ferro (Fe), o cobalto (Co) e o níquel (Ni) formam a primeira 
tríada, o ruténio (Ru), o ródio (Rh) e o paládio (Pd) – a segunda tríada e a 
terceira tríada é constituída por ósmio (Os), irídio (Ir) e platina (Pt). 
Os elementos deste grupo têm como propriedades comum o carácter 
metálico, a coloração branco-acinzentado, altos pontos de fusão e de 
ebulição e muito pequenos volumes atómicos. Eles caracterizam-se por 
apresentar vários estados de oxidação (como +2, +3 e +4) e pela 
acentuada tendência de formarem complexos. Em cada uma das três 
series, a afinidade pelo oxigénio diminui da esquerda para a direita. 
Observando as propriedades físicas e químicas dos elementos do VIII 
grupo B na 1ª série, chamada série do ferro (Fe, Co e Ni) apresentam 
semelhanças nas suas propriedades, diferenciando-se os seis elementos 
restantes (Ru, Rh, Pd, Os, Ir e Pt) chamados de metais de platina. 
 
Portanto, o prezado estudante é convidado a uma discussão sobre o VIII 
grupo B da tabela periódica. 
Ao completar esta unidade deve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Identificar a ocorrência natural dos elementos do grupo VIIIB; 
 Explicar a ocorrência e obtenção dos elementos do grupo; 
 Analisar as propriedades físicas e químicas dos elementos do 
grupo; 
 Analisar os compostos do ferro, cobalto e níquel; 
 Descrever as aplicações dos elementos do grupo. 
 
1ª Série do Ferro (Fe, Co e Ni) 
 
Nesta unidade didáctica abordaremos a série do ferro (Fe, Co e Ni) que 
apresentam grande semelhança, tanto no estado elementar como nos 
seus compostos. Os metais desta série de ferro formam sais no estado 
dipositivo, que é bastante estável com os três elementos; a estabilidade 
do estado dipositivo aumenta do ferro ao níquel. Os três elementos 
podem funcionar como tripositivos. O ferro tal como o manganês pode 
assumir número de oxidação +4 e +6 facilmente, o cobalto e o níquel 
não vão além da tetravalência. 
 
20.1. Estudo do ferro: Ocorrência na natureza e a sua obtenção. 
 
O ferro é o metal mais abundante na terra após o alumínio e constitui 
4% de massa. O ferro encontra-se sob a forma de compostos diferentes: 
óxidos, sulfuretos, sulfatos. No estado livre, o ferro encontra-se somente 
nos meteoritos. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
113 
 
Os minérios mais importantes do ferro são: magnetite Fe3O4, hematite 
Fe2O3, limonite 2Fe2O3.3H2O, siderite FeCO3 e pirite FeS2. 
O ferro desempenha papel importante no organismo humano, é 
constituinte da proteína (hemoglobina) importante para transportar do 
oxigénio para respiração celular e processo redox. 
O ferro é extraído dos seus óxidos minérios por meio da redução com 
coque. No caso do minério hematite: 
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 
A operação é conduzida em fornos especiais conhecidos como altos-
fornos. Um moderno alto-forno tem uma altura de 25-30 metros e sua 
capacidade de produção é, em média, de 1000 toneladas diárias do ferro 
bruto. 
3 Fe2O3 + CO → 2 Fe3O4 + CO2 
2 Fe3O4 + 2 CO → 6 FeO + 2 CO2 
6 FeO + 6 CO → 6 Fe + 6 CO2 
3 Fe2O3 + 9 CO → 6 Fe + 9 CO2 
CO2 + C → 2 CO 
C + O2 → CO2 
2 CO + O2 → 2 CO2 
 
Uma vez obtido o ferro bruto, é submetido a uma refinação até a 
obtenção do aço. O processo ocorre com a descarbonização do ferro 
bruto até que resultenum material contendo menos de 1,7% de 
carbono. As propriedades dos aços dependem não somente do teor de 
carbono, mas em grande parte do tratamento térmico a que tenham 
sido submetidos. As qualidades dos aços podem ser grandemente 
modificadas por meio da adição de certos elementos (aços especiais). A 
descarbonização do ferro bruto tem em vista a obtenção do aço através 
de dois processos – o processo pneumático e o processo do forno 
aberto. 
 
20.1.1. Propriedades físicas e químicas do ferro. 
 
O ferro puro é metal branco, brilhante, relativamente mole (dureza 4,5). 
O Ferro é bem susceptível à forjadura, laminação e outros tipos do 
tratamento mecânico. 
No ar húmido o ferro se enferruja, isto é, cobre-se por uma capa parda 
do óxido hidratado de ferro, que, devido à friabilidade, não protege o 
ferro contra a oxidação posterior. O ferro está a corroer intensivamente 
na água; com o acesso do oxigénio formam-se as formas hidratadas do 
óxido do ferro (III): 
2 Fe + 3/2 O2 + n H2O → Fe2O3.nH2O 
Com a deficiência do oxigénio forma-se o óxido misto Fe3O4 (FeO.Fe2O3): 
3 Fe + 2 O2 + n H2O → Fe3O4.nH2O 
O ferro dissolve-se no ácido clorídrico em qualquer concentração: 
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2↑ 
A dissolução no ácido sulfúrico diluído decorre do modo análogo: 
Fe + H2SO4 (d) → FeSO4 + H2 ↑ 
Nas soluções concentradas do ácido sulfúrico o ferro oxida-se até ao 
ferro (III): 
2 Fe + 6 H2SO4 (c) → Fe2(SO4)3 + 3 SO2↑ + 6 H2O 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
114 
 
Porém, no ácido sulfúrico de concentração próxima a 100% o ferro 
torna-se passivo e a reacção não ocorre praticamente. Nas soluções 
diluídas e moderamente concentradas do ácido nítrico o ferro dissolve-
se: 
Fe + 4 HNO3 → Fe(NO3)3 + 2 H2O 
O ferro forma compostos com o número de oxidação +2, +3 e +6 nos sais 
do ácido férrico H2FeO4. 
 
a) Compostos de ferro (II) 
 
Os compostos de ferro (II) incluem os haletos, o óxido, o hidróxido e um 
grande número de sais. O sulfato de ferro (II) é obtido da dissolução de 
cisalhas de aço no ácido sulfúrico de 20-30%: 
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ 
A temperatura acima de 480ºC, o sal anidro decompõe-se, libertando o 
dióxido e trióxido de enxofre; o último forma no ar húmido os vapores 
pesados brancos do ácido sulfúrico: 
2 FeSO4 → Fe2O3 + SO2↑ + SO3↑ 
A solução do hidróxido de ferro (II) interactua com o oxigénio do ar 
formando devido a oxidação uma coloração verde, e depois parda, 
passando a Fe(OH)3: 
4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O → 4 Fe(OH)3 
O óxido de ferro (II) obtém-se da redução do óxido de ferro (III) com o 
monóxido de carbono a 500°C: 
Fe2O3 + CO → 2 FeO + CO2 
Os sais de ferro (II) podem ser transformados facilmente em sais de ferro 
(III) pela acção dos oxidantes diferentes, nomeadamente acido nítrico, 
permanganato de potássio e cloro, por exemplo: 
5 FeSO4 + 2 HNO3 + 3 H2SO4 → 3 Fe2(SO4)3 + 2 NO↑ + 4 H2O 
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O 
Devido à capacidade de se oxidar, os sais de ferro (II), frequentemente, 
aplicam-se como redutores. 
O ferro (II) forma complexos do tipo K[FeF3], Li2[FeF4], K4[Fe(SCN)6], 
K4[Fe(CN)6], K3[Fe(CN)5(H2O)], entre outros. Por exemplo, reage com 
oxalato formando complexos. 
K+ + C2O42- + Fe2+ → K2[Fe(C2O4)2], dioxalato de ferrato II de potássio 
decompõe-se ao ser aquecido: K2[Fe(C2O4)2 → Fe + K2C2O4 + 2 CO2↑ 
 
b) Compostos de ferro (III) 
 
O cloreto de ferro (III), FeCl3, é uma substância muito higroscópica, 
absorvendo a humidade do ar, ela transforma-se em cristalohidratos os 
que contem diferentes quantidades de águas e se difundem no ar. Em 
tal estado o cloreto de ferro (III) tem uma cor parda alaranjada. Na 
solução diluída o FeCl3 vai hidrolizando até os sais básicos. 
Sob a acção dos álcalis às soluções de sais de ferro (III) precipita o 
hidróxido de ferro (III) de cor vermelha parda, insolúvel no excesso do 
álcali. O Fe(OH)3 é uma base mais fraca do que Fe(OH)2; isso porque os 
sais do ferro (III) hidrolisam-se muito, enquanto o Fe(OH)3 não forma 
sais com ácidos fracos como carbónico e sulfídrico. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
115 
 
O hexacianoferrato (II) de potássio serve dum reagente muito sensível 
para os iões de ferro (III), visto que os iões [Fe(CN)6]4-, reagindo com os 
iões Fe3+, formam o sal insolúvel na água, hexacianoferrato (II) de ferro 
(III) Fe4[Fe(CN)6]3 da cor característica azul: esse sal recebeu o nome de 
azul da Prússia: 
4 Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4- → Fe4[Fe(CN)6]3 
Sob a acção de cloro ou bromo sobre a solução do prussiato amarelo, o 
seu anião oxida-se, transformando-se em ião [Fe(CN)6]3-: 
2[Fe(CN)6]4- + Cl2 → 2 [Fe(CN)6]3- + 2 Cl- 
O sal correspondente a esse anião K3[Fe(CN)6] chama-se 
hexacianoferrato (III) de potássio ou prussiato vermelho, forma os 
cristais vermelhos anidros. 
 
20.1.2. Aplicações do ferro 
 
O ferro é aplicado na metalurgia e na siderurgia, no fabrico de diversas 
ligas e na produção de diversos tipos de utensílios industrial, laboratorial 
e doméstico. 
 
20.2. Estudo do cobalto: Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O cobalto (Co) foi descoberto em 1735, por Brandt. O Co aparece na 
natureza a 0,001% sempre junto de Ni e em compostos com As e S. Os 
importantes minérios de Co são: Esmaltina (CoAs2), Escuterudite (Co, 
Ni)As e Cobaltina (CoAsS). Os metoriotos de ferro encontram-se a uma 
percentagem de 0,5 a 2,5% de Co. Obtém-se a partir: 
CoAsS + Fe → CoS/FeS + O2 → Co2O3 → Co + 3/2 O2 
O cobalto puro para instrumentos especiais é obtido a partir da redução 
do hidrogenio, cristalizando-se na forma de complexo [Co(NH3)Cl]Cl2. 
 
20.2.1. Propriedades físicas e químicas do cobalto. 
 
O Co é um metal brilhante duro, dúctil, parecido com o ferro. O cobalto 
é ferromagnético. O cobalto perde seu ferromagnetismo acima de 
1000°C. O cobalto forma cristais mistos em todas as proporções com 
ferro, níquel, crómio e manganês. 
O cobalto não é atacado com água e o ar a temperatura ambiente. E, 
quando aquecido ao ar ou ao rubro claro queima a Co3O4. Reage 
facilmente com os halogénios. Reage também com outros elementos, 
quando aquecido, por exemplo, com S, P, As, Sb. A temperatura elevada 
combina com boro. Não reage com nitrogénio. Acima de 1300°C, o 
carbono dissolve-se no cobalto. 
O Co dissolve-se nos ácidos diluídos com maior dificuldade do que o 
ferro. O Co dissolve-se bem em ácido nítrico mas, tal como o ferro, 
torna-se passivo pelo HNO3(C). 
O hidróxido de cobalto (II) oxida-se, na presença de hipoclorito de sódio, 
em hidróxido de cobalto (III): 
2 Co(OH)2 + NaClO + H2O → 2 Co(OH)3 + NaCl 
Sob acção dos oxiácidos sobre o hidróxido de cobalto (III) os sais de 
cobalto (III) não se formam, mas liberta-se o oxigénio e obtêm-se os sais 
de cobalto (II), por exemplo: 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
116 
 
4 Co(OH)3 + 4 H2SO4 → 4 CoSO4 + 10 H2O + O2↑ 
A partir do ácido clorídrico o hidróxido de cobalto (III) liberta o cloro: 
2 Co(OH)3 + 6 HCl → 2 CoCl2 + Cl2↑ + 6 H2O 
Deste modo, os compostos de cobalto (III) são menos estáveis que os 
compostos de ferro (III). O cobalto (III) possui capacidade de formação 
de complexos. Nos sais complexos o cobalto pode tanto formar parte do 
catião como do anião, por exemplo, [Co(NH3)6]Cl3 e K3[Co(NO2)6]. O 
número de coordenação do cobalto é igual a seis. 
 
20.2.2. Aplicações do cobalto 
 
O cobalto aplica-se principalmente em ligas que se utilizam nos 
materiais refractários e termo-resistentes, no fabrico de ímanes 
permanentes e ferramentas de corte. A liga refractária e termo-
resistente, vitallium contêm 65% de Co, 28% de Cr, 3% de W e 4% de 
Mo. Essa liga mantém alta resistência e não sofre acorrosão a 
temperaturas até a 800-850°C. A liga dura, estelites, que contêm 40-60% 
de Co, 20-35% de Cr, 5-20% de W e 1-2% de C, usa-se no fabrico de 
ferramenta de corte. 
 
20.3. Estudo do Níquel (Ni): Ocorrência na natureza e sua obtenção. 
 
O níquel foi descoberto em 1751, por Cronstedt. O níquel é mais 
abundante do que o cobalto cerca de 0,01% de massa na crosta 
terrestre. Os minérios mais importantes são: Millerita NiS, Niquelita 
NiAs2, Gersdorfita (sulfoarsenieto) e Garnierita (silicato hidratado). 
Dos minérios do níquel obtém-se o NiO. O óxido de níquel (II) é reduzido 
pelo carvão vegetal: 
NiO + C → Ni + CO. 
 
20.3.1. Propriedades físicas e químicas do níquel. 
 
O níquel é um metal branco prateado, brilhante, muito dúctil e maleável, 
que pode ser facilmente forjado e soldado. É ferromagnético, embora 
não tanto quanto o ferro. A rede do níquel é ordinariamente cúbica de 
face centrada, mas em determinações condições forma-se níquel com 
estrutura compacta hexagonal (não ferromagnético). 
O Ni é facilmente solúvel em ácidos inorgânicos resistente ao ataque do 
ar oxigenado e água a temperatura ambiental e possui boa 
condutibilidade térmica. 
O hidróxido de níquel (II), Ni(OH)2, precipita sob a forma do precipitado 
verde claro conforme a acção dos álcalis sobre as soluções dos sais de 
níquel. Ao ser aquecido perde a água e passa ao óxido cinzento verde de 
níquel (II) NiO. Os sais de níquel na sua maioria têm cor verde. Deles o 
sulfato de níquel NiSO4.7H2O tem uma aplicação mais larga, formando os 
cristais bonitos de cor de esmeralda verde. 
No composto do níquel (IV) o complexo K2NiF6 foi obtido mediante 
aquecimento duma mistura de KCl-NiCl2 em proporções 
estequiométricas adequadas em atmosfera de flúor a 100-400°C. É 
decomposto pela água com formação dum precipitado escuro, e 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
117 
 
evolução de um gás não identificado. Os compostos Rb2NiF6 e Cs2NiF6 
são vermelhos e cúbicos. 
 
20.3.2. Aplicações do níquel. 
 
O óxido de níquel (III) tem maior importância prática. É utilizado no 
fabrico de acumuladores alcalinos de cádmio e níquel ou de ferro e 
níquel. As mais importantes ligas refractárias a base do níquel 
pertencem nimonica, inconel, hastelloy. 
Tabela : Algumas propriedades físicas da série do ferro. 
Propriedades Fe Co Ni 
Número atómico 26 27 28 
Configuração electrónica exterior 3d64s2 3d74s2 3d84s2 
Densidade, g/cm3 7,87 8,84 8,91 
Volume atómico, cm3 7,10 6,77 6,59 
Raio do átomo, nm 0,126 0,125 0,124 
Raio metálico (coordenação 12) A˚ 1,26 1,25 1,25 
Ponto de fusão, ºC 1539 1492 1455 
Ponto de ebulição, ºC 2870 3100 2900 
Energia de ionização, E → E+, eV 7,89 7,87 7,63 
Energia de ionização, E+→ E2+, eV 16,2 17,1 18,15 
Energia de ionização, E2+ → E3+, eV 30,6 33,5 35,16 
 
Sumário 
A série do ferro é constituído pelo próprio Fe, Co e Ni. O Fe puro é metal branco, 
brilhante, relativamente mole (dureza 4,5) e é bem susceptível à forjadura, laminação 
e outros tipos do tratamento mecânico; O Cobalto (Co) é um metal brilhante duro, 
dúctil, parecido com o ferro. O Co é ferromagnético, enquanto que o Níquel (Ni) é um 
metal branco prateado, brilhante, muito dúctil e maleável, que pode ser facilmente 
forjado e soldado. É ferromagnético, embora não tanto quanto o ferro. 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Explique porque que o Ferro , o Cobalto e o Níquel se encontra no 
VIII grupo B? 
2. Faça a distribuição electrónica da série do ferro. 
3. Escreva as equações químicas de oxidação dos elementos da série 
do ferro. 
4. Apresente as aplicações dos elementos deste grupo. 
5. Concluir a equação da reacção e escreva sob a forma molecular e 
iónica: 
a) Ni(OH)2 + NaClO + H2O → Ni(OH)3 + 
b) FeS2 + HNO3(c) →H2SO4 + 
6. Demonstre que a equação abaixo é redox: 
a) 2 K4[Fe(CN)6] + Br2 → 2 K3[Fe(CN)6] + 2 KBr 
b) 2 CuI2 → 2 CuI + I2 
 
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119 
 
Unidade 21 
Tema: METAIS DO GRUPO DE PLATINA 
 
Introdução 
Os metais do grupo de platina são constituídos por seis elementos que 
correspondem as duas últimas tríadas: ruténio (Ru), ródio (Rh), paládio 
(Pd), ósmio (Os), irídio (Ir) e platina (Pt). 
Os metais platínicos são todos eles bastantes raros, semelhantes entre si 
por suas propriedades, sendo extremamente difícil a separação dos 
mesmos. 
Na natureza os metais de platina encontram-se exclusivamente no 
estado nativo, geralmente todos juntos, mas nunca se encontram nos 
minérios de ferro. 
Os metais de platina são poucos activos e muito resistentes às acções 
químicas. Alguns deles não se dissolvem em ácidos nem sequer na água-
régia. 
Os compostos de metais de platina manifestam vários números de 
oxidação, sendo o +4 típico e encontrando-se o ósmio e o ruténio nos 
seus compostos com número de oxidação +8. 
 
Ao terminar esta unidade o estudante deve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Analisar as propriedades físicas e químicas dos metais de platina; 
 Descrever algumas propriedades físicas e químicas dos compostos de 
metais de platina; 
 Explicar as aplicações dos metais de platina. 
 
21.1. Ocorrência na natureza e obtenção dos metais de Platina. 
 
Os metais de platina ocorrem, na natureza, quase sempre associados 
uns com os outros, principalmente em estado nativo, formando ligas. 
Comumente, o componente predominante é a platina. A separação dos 
vários metais platínicos uns dos outros representa um trabalho bastante 
complexo. 
Os metais platínicos, salvo o ródio, ocorrem, naturalmente, como 
misturas de isótopos. 
 
21.2. Propriedades físicas e químicas dos metais de platina. 
 
Os metais de platina têm de comum o carácter nobre e relativamente 
difícil fusibilidade. O carácter nobre dos platínicos deve-se em parte aos 
elevados pontos de fusão e de ebulição e às elevadas energias de 
sublimação resultantes. Em cada uma das duas tríadas, os pontos de 
fusão diminuem da esquerda para a direita: 
 
Ru Rh Pd 
2400°C 1966°C 1555°C 
Os Ir Pt 
2700°C 2454°C 1774°C 
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120 
 
 
Os metais platínicos são capazes de funcionar com vários estados de 
valência em seus compostos e possuem acentuada tendência para 
formação de complexos. Em geral, a tendência para funcionar com 
estados de valência elevados, no grupo VIIIB, aumenta de cima para 
baixo, dentro de cada uma das três colunas naturais; nas séries 
horizontais, a tendência para exercer os estados de valência elevados 
diminui da esquerda para a direita. 
No estudo das propriedades químicas dos metais platínicos, em virtude 
das semelhanças mais estreitas se evidenciarem entre os componentes 
de uma mesma coluna vertical, é usual subdividir aqueles elementos em 
três díades, compostas dos seguintes pares: 
1ª díade 2ª díade 3ª díade 
Ru Rh Pd 
Os Ir Pt 
 
21.2.1. Estudo do ruténio e ósmio. 
 
O ruténio (Ru) e o ósmio (Os) são metais duros, quebradiços e 
extremamente poucos fusíveis. A tabela baixo, o Ru e o Os apresentam, 
em seus compostos, certas semelhanças com ferro, que se acham 
situados, juntos com aqueles dois metais platínicos, na primeira coluna a 
vista do grupo VIIIB. 
 
Propriedades Ru Os 
Número atómico (Z) 44 76 
Configuração electrónica externa 4d75s1 5d66s2 
Peso atómico 101,07 190,2 
Densidade do sólido a 20°C, g/cm3 12,43 22,70 
Volume atómico, cm3 8,18 8,38 
Ponto de fusão, °C 2400 2700 
Ponto de ebulição, °C 4200 4600 
Calor específico 0,0553 0,0311 
Potencial de ionização, eV 7,5 8,8 
Raio metálico (coordenação 12) A˚ 1,34 1,35 
 
 
O Ru e o Os são muito resistentes aos ácidos, mas eles combinam-se 
com relativa facilidade com oxigénio. Os dois elementos têma 
propriedade de actuar como octapositivos, formando tetróxidos 
voláteis, RuO4 e OsO4. O Ru e o Os assemelham-se um ao outro em 
muitos aspectos, mas especialmente no que diz respeito à capacidade de 
assumir um grande número de estados de valência. O Ru é capaz de 
funcionar com os estados de valência +2 a +8 e o Os de +1 a +8. Com o 
ruténio, o estado de valência mais estável é o trivalente; com o ósmio, o 
tetravalente. A estabilidade das valências superiores aumenta quando se 
passa do ruténio ao ósmio. Tanto o ruténio como o ósmio manifestam 
forte tendência para a formação de complexos. 
O ruténio é um metal branco prateado, brilhante, muito duro, mas tão 
quebradiço que pode ser pulverizado com facilidade. Cristaliza com 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
121 
 
estrutura compacta hexagonal, enquanto o ósmio é um metal branco-
azulado, muito duro e quebradiço. É o mais pesado dos sólidos 
conhecidos. Dentre os metais platínicos, é o que possui mais alto ponto 
de fusão. Cristaliza com estrutura compacta hexagonal. 
O ruténio não é atacado pelo ar a frio. A quente, o ruténio combina-se 
com oxigénio mais facilmente do que qualquer metal platínico, salvo o 
ósmio que forma tetróxido, volátil. 
O ruténio e o ósmio reage com halogénios, excepto o ósmio não reage 
somente com bromo e iodo. 
O Ru não é atacado por ácidos, nem mesmo por água-régia; entretanto, 
em presença de clorato de potássio, o Ru é energeticamente oxidado. O 
Ru também é vigorosamente atacado quando aquecido com álcalis em 
presença do oxigénio ou de agentes oxidantes originando rutenatos, por 
exemplo: KRuO4. 
O Os não é atacado por ácidos não oxidantes. O ósmio pulverizado é 
atacado por HNO3, especialmente o concentrado e pelo H2SO4 (c) a 
quente. Por fusão com KOH sob condições oxidantes, isto é, acesso do ar 
ou adição de nitrato ou clorato – o ósmio é convertido em osmato (VI) 
de potássio, K2OsO4. 
Ambos (Ru e Os) possuem a capacidade de formar complexos como do 
tipo: [Ru(NH3)6]Cl3, [Ru(NH3)5R]Cl2, [Ru(NH3)R2]Cl, [Ru(NH3)3R3], onde R é 
um radical e K2[OsF6], K2[OsCl5Br], K2[Os(OH)Cl5], K6[OsCl2(SO3)4] e 
K8[OsCl4(SO3)4]. 
 
21.2.2. Estudo do ródio e irídio. 
 
O ródio foi descoberto em 1803, por William Hyde Wollaston e o irídio 
foi no mesmo ano, por Smithson Tennant. 
O ródio (Rh) e o irídio (Ir) são metais duros, ambos menos fusíveis do 
que a platina. Algumas propriedades dos ambos constam na tabela 
abaixo: 
 
Propriedades Rh Ir 
Número atómico (Z) 45 77 
Configuração electrónica externa 4d85s1 5d76s2 
Peso atómico 102,905 192,2 
Densidade do sólido a 20°C, g/cm3 12,42 22,65 
Volume atómico, cm3 8,29 8,53 
Ponto de fusão, °C 1966 2454 
Ponto de ebulição, °C 3900 4500 
Calor específico 0,0591 0,0309 
Potencial de ionização, eV 7,7 9,2 
Raio metálico (coordenação 12) A˚ 1,34 1,36 
 
O ródio e o irídio são muito resistentes aos ácidos, mas combinam-se 
com oxigénio quando aquecidos. O ródio apresenta um nítido contraste 
com os elementos componentes da primeira díade, que se caracterizam 
pelos vários números de oxidação que podem assumir; o ródio é 
tripositivo na maioria dos seus compostos, podendo apresentar nox +1, 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
122 
 
+2, +4 e +6, enquanto no irídio é também tripositivo o mais importante 
podendo apresentar nox +1, +2, +4 e +6. Ambos formam complexos. 
O ródio é um metal branco, dúctil. Cristaliza com estrutura compacta 
cúbica. Em estado de fusão, o ródio absorve oxigénio, que é expelido 
com a solidificação do metal. O Rh fundido dissolve até 18% de carbono, 
que se separa, quando o ródio solidifica, m forma de grafite. O 
hidrogenio e o nitrogénio não são perceptivelmente absorvidos pelo 
ródio compacto entre 400° e 1000°C. 
O Rh oxida-se a Rh2O3. O ródio é convertido em RhCl3 pelo cloro ao 
rubro, mas é extremamente resistente ao flúor. Ele é insolúvel em todos 
ácidos, inclusive em água-régia. 
O ródio metálico é facilmente obtido a partir dos seus compostos 
mediante aquecimento em hidrogenio; porém, o metal deve ser esfriado 
em atmosfera de dióxido de carbono, pois do contrário, o hidrogenio 
absorvido, tomando contacto com o ar, se inflamaria. 
Por sua vez, o irídio é um metal branco de prata, muito duro, bastante 
quebradiço, pouco dúctil mesmo ao rubro. O irídio é o mais denso e o de 
mais alto ponto de fusão dos metais platínicos, salvo o ósmio. Cristaliza 
com estrutura compacta cúbica. 
O irídio fundido dissolve uma certa quantidade de carbono, que se 
separa como grafite quando o metal solidifica. O irídio finamente 
dividido absorve quantidade considerável de hidrogenio a frio. Quando 
usado como catado, o hidrogenio gradualmente penetra no metal. 
O irídio oxida-se por aquecimento ao ar, mas apenas superficialmente 
quando em forma compacta. O metal pulverizado é oxidado pelo ar ou 
oxigénio ao rubro a IrO2. O Ir é atacado por cloro ao rubro, 
principalmente se misturado com NaCl (formação do sal duplo). 
Semelhantemente, o irídio em mistura com NaCl reage a altas 
temperaturas com bromo e iodo. O irídio também combina-se com 
enxofre quando aquecido. Com fósforo, forma os compostos IrP2 e Ir2P. 
O irídio não é atacado pelos ácidos usuais, inclusive a água-régia. É, 
entretanto, atacado pelo HCl em presença do ar, se aquecido sob 
pressão a 125°C. Os álcalis fundidos não têm acção sobre o metal. O 
irídio é atacado por fusão com dissulfato de potássio ou mistura de soda 
e nitrato de potássio. O irídio puro pode ser preparado por aquecimento 
de (NH4)2[IrCl6] em hidrogénio. 
O ródio (III) forma trihaletos, oxido, hidróxido, sulfato e diversos tipos de 
complexos e havendo poucos compostos do ródio (I), (II), (IV) e (VI). 
O estado trivalente do irídio é o mais importante que incluem os 
trihaletos, oxido e alguns sais como o sulfato. 
 
21.2.3. Estudo do paládio e platina. 
 
O paládio (Pd) e platina (Pt) são metais dúcteis, não muito duros, com 
ponto de fusão mais altos que o do ferro, mas mais baixos do que os dos 
demais metais platínicos. O paládio e platina assemelham-se entre si 
estreitamente do que qualquer outro par de metais platínicos. O Pd, em 
particular, é atacado por ácidos, ao passo que a Pt é também menos 
resistente aos ácidos do que os demais metais platínicos. O Pd e Pt 
possuem menor afinidade pelo oxigénio do que os outros metais da 
família. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
123 
 
 
O paládio apresenta número de oxidação +2, +3 e +4 e a platina +1 a +6, 
destacando-se o +2 para o paládio e +2 e +4 para a platina. 
O paládio e a platina formam poucos compostos simples, mas tanto um 
como outro possuem notável capacidade de formação de complexos. 
O paládio é o mais fusível dos metais platínicos e o mais leve da sua série 
tríade. É um pouco mais duro e mais tenaz do que a platina, mas sua 
elasticidade é menor. Ele é notável pela sua capacidade de absorver as 
grandes quantidades do hidrogénio (até a 900 volumes por um volume 
de metal). Neste caso, o paládio mantém o seu aspecto metálico, mas 
aumenta o volume, torna-se quebrável e fende-se facilmente. O 
hidrogenio absorvido pelo paládio encontra-se no estado que se 
aproxima do atómico e, portanto, é muito activo. A placa de paládio, 
saturada pelo hidrogenio, transforma o cloro, o bromo e o iodo em 
haletos de hidrogenio, reduz os sais de ferro (III) em sais de ferro (II), os 
sais de mercúrio (II) em sais de mercúrio (I), o dióxido de enxofre em 
sulfureto de hidrogénio. 
Ao aquece-lo ao rubro, ele combina-se com o oxigénio, formando o 
óxido PdO, dissolve-se no ácido nítrico, no ácido sulfúrico concentrado 
quente e na água-régia. O metal também é atacado por fusãocom 
dissulfato de potássio. É convertido em PdO quando aquecido com 
peróxido de sódio. 
A maioria dos sais de paládio dissolvem-se bem na água e são muito 
hidrolisados nas soluções até ao metal por alguns redutores gasosos, 
particularmente pelo monóxido de carbono (CO). 
A platina é um metal branco-cinza, brilhante, não muito duro, bastante 
dúctil, que pode ser trabalhado e soldado a quente. Alguns ácidos não 
influem nela. A platina dissolve-se na água-régia, mas com uma 
dificuldade maior do que o ouro. 
A maioria dos compostos de platina manifesta os números de oxidação 
+2 e +4. Tanto num estado como noutro é possuidora duma capacidade 
forte para formar complexos. 
Ao dissolver a platina na água-régia, obtém-se o ácido hexacloroplatínico 
ou cloroplatínico H2[PtCl6] que se separa sob a forma dos cristais 
vermelhos pardos da composição H2[PtCl6].6H2O durante a evaporação 
da solução. O sal de potássio deste ácido é um dos sais menos solúveis 
de potássio. Portanto, a sua formação aplica-se na análise química para 
identificar potássio. 
Propriedades Pd Pt 
Número atómico (Z) 46 78 
Configuração electrónica externa 4d10 5d96s1 
Peso atómico 106,4 195,09 
Densidade do sólido a 20°C, g/cm3 12,03 21,45 
Volume atómico, cm3 8,87 9,11 
Ponto de fusão, °C 1555 1774 
Ponto de ebulição, °C 3170 3800 
Calor específico 0,0543 0,0318 
Potencial de ionização, eV 7,9 9,0 
Raio metálico (coordenação 12) A˚ 1,37 1,39 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
124 
 
Ao ser aquecido na corrente do cloro até a 360°C, o ácido 
hexacloroplatínico decompõe-se com a libertação do cloreto de 
hidrogenio e formando o cloreto de platina (IV), PtCl4. 
Aos complexos de platina (II) pertencem, por exemplo, os sais do ácido 
tetracianoplatínico (II) H2[Pt(CN)4]. O sal de bário desse ácido Ba[Pt(CN)4] 
revela uma fluorescência viva sob a acção sobre ele dos raios 
ultravioletos ou raios X e aplica-se na radioscopia para cobrir ecrãs 
fluorescentes. Conhece-se também os complexos de platina (VI) os 
halocomplexos e aminocomplexos com o número de coordenação 6, por 
exemplo: K2[PtX2], com X= F, Cl, Br e I. 
Actualmente, os catalisadores de platina usam-se na fabricação do ácido 
sulfúrico e nítrico, na purificação do hidrogenio das impurezas de 
oxigénio e numa série doutros processos. 
 
Sumário 
Os metais platínicos são todos eles bastante raros e quase sempre associados 
uns com os outros, formando ligas. O ruténio e o ósmio são metais duros, 
quebradiços e extremamente poucos fusíveis, enquanto que ródio e o irídio 
embora sejam duros, ambos são menos fusíveis que a platina. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Qual é o papel do fundente na carga do alto-forno? 
2. Em resultado das reacções que decorrem nos altos-
fornos, produzem-se grandes volumes de gases. É 
recomendável deixá-los escapar livremente? Justifique a 
resposta. 
3. O enxofre poderia ser utilizado para reduzir os óxidos 
de ferro a ferro metálico? Justifique a resposta. 
4. Calcule a massa de cobre que se deposita na electrólise 
numa solução aquosa de CUSO4 com uma corrente de 
intensidade 1,5 A durante 16 min 5s. 
5. Quais são os estados de oxidação observados para o ferro? 
Quais são as fórmulas dos seus óxidos mais comuns? Que 
estado de oxidação do ferro será obtido se o Fe(S) for 
dissolvido em HCl diluído na ausência de ar? O ferro irá se 
dissolver em HNO3, tão bem quanto em HCl? 
6. Como reagem a platina e o paládio com o hidrogénio? 
7. Que acontece quando se faz reagir a platina com água-
régia? Escreva a equação da reacção. 
8. Conclua as equações das reacções: 
a) Fe(OH)3 + Cl2 + NaOH(c) → 
b) FeCl3 + KI → 
c) FeS2 + HNO3(C) → 
d) CoBr2 + O2 + KOH + H2O → 
e) FeSO3 + HNO3(C) → 
f)Ni(OH)2 + HCl → 
 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
125 
 
 
Unidade 22 
 
Tema: LIGAS METÁLICAS 
 
Introdução 
Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não é 
empregada em estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas 
em relação ao material inicial, o que visa, entre outras coisas, a reduzir 
os custos de produção. 
As indústrias automobilísticas, aeronáuticas, navais, bélicas e de 
construção civil são as principais responsáveis pelo consumo de metal 
em grande escala. São também representativos os sectores de 
electrónica e comunicações, cujo consumo de metal, apesar de 
quantitativamente inferior, tem importância capital para a economia 
contemporânea. 
Ligas metálicas são materiais de propriedade semelhantes às dos metais 
e que contêm pelo menos um metal em sua composição. Há ligas 
formadas somente de metais e outras formadas de metais e semi-metais 
(boro, silício, arsénio, antimónio) e de metais e não-metais (carbono, 
fósforo). É interessante constatar que as ligas possuem propriedades 
diferentes dos elementos que as originam. Algumas propriedades são 
tais como diminuição ou aumento do ponto de fusão, aumento da 
dureza, aumento da resistência mecânica. 
Portanto, está convidado a uma discussão sobre o estudo das ligas 
metálcas. 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Identificar as principais ligas metálicas; 
 Conhecer os diferentes processos para obtenção das ligas 
metálicas; 
 Conhecer a classificação dos diferentes tipos de ligas metálicas; 
 Importância das ligas na indústria. 
22.1 Classificação das ligas 
Ligas metálicas mais comuns no quotidiano: 
 Aço — constituído por Fe e C. 
 Aço inoxidável — constituído por Fe, C, Cr e Ni. 
 Ouro de Jóias — constituído por Au (75 %), Ag e/ou Cobre (25 %) para o 
ouro 18K. O ouro 24K é ouro puro. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
126 
 
 Amálgama dental (utilizada em obturação) — constituída por Hg, Ag e 
Sn. 
 Bronze — constituído por Cu e Sn. 
 Latão (utilizado em armas e torneiras) — constituído por Cu e Zn. 
Classificação das ligas metálicas 
As ligas metálicas classificam-se de diversas maneiras como pelo metal 
dominante, como as ligas de cobre, as ligas de alumínio, as ligas do 
bismuto, as ligas de chumbo e assim por diante. Pelo cheiro: se possui 
odor azedo ou possui enxofre em sua composição ou pelo número de 
elementos que constitui a liga. 
Contudo, as ligas metálicas podem ser classificadas basicamente em dois 
tipos de ligas: ligas ferrosas e ligas não ferrosas. 
a) Ligas ferrosas são aquelas onde o ferro é constituinte principal. Essas 
ligas são importantes como materiais de construção em engenharia. As 
ligas ferrosas são extremamente versáteis, no sentido em que elas 
podem ser adaptadas para possuir uma ampla variedade de 
propriedades mecânicas e físicas. A desvantagem dessas ligas é que elas 
são muito susceptíveis à corrosão. Aços: são ligas ferro-carbono que 
podem conter concentrações apreciáveis de outros elementos de liga. As 
propriedades mecânicas são sensíveis ao teor de carbono, que é 
normalmente inferior a 1%. 
 1. Aços com baixo teor de carbono, essas ligas contem geralmente 
menos que 0,25% de C. como consequência essas ligas são moles e 
fracas, porém possuem uma ductilidade e uma tenacidade excepcionais; 
além disso, são usináveis soldáveis e, dentre todos os tipos de aço, são 
os mais baratos de serem produzidos. Aplicações típicas para este tipo 
de liga incluem os componentes de carcaças de automóveis e chapas 
usadas em tubulações, edificações e latas estanhadas. 
2. Aços com médio teor de carbono: esses aços possuem concentrações 
de carbono aproximadamente de 0,25 e 0,60%p de carbono. As maiores 
aplicações destas ligas se encontram em rodas de trens, engrenagens, 
virabrequins e outras peças de alta resistência que exigem uma 
combinação de elevada resistência,resistência à abrasão e tenacidade. 
3. Aços com alto teor de carbono: esses aços apresentam em média uma 
concentração de carbono e 0,60 a 1,4%. São mais duros, mais resistentes 
e, porem, os menos dúcteis dentre todos os aços de carbono. Esses aços 
são usados geralmente como ferramentas de corte, bem como para a 
fabricação de facas, lâminas de serras para metais, molas e arames com 
alta resistência. 
b) Ligas não ferrosas são ligas que não possuem como constituinte 
principal o elemento ferro. Ligas de cobre: o cobre, quando não se 
encontra na forma de ligas, é tão mole e dúctil que é muito difícil de ser 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
127 
 
usinado. As ligas de cobre mais comuns são os latões, onde o zinco, na 
forma de uma impureza substitucional, é o elemento de liga 
predominante. Ligas de cobre-zinco com concentrações 
aproximadamente de 35% de zinco são relativamente moles, dúcteis e 
facilmente submetidos à deformação plástica a frio. As ligas de latão que 
possuem um maior teor de zinco são mais duras e mais resistentes. Os 
bronzes são ligas de cobre com vários outros elementos, incluindo o 
estanho, alumínio, o silício e o níquel. Essas ligas são relativamente mais 
resistentes do que os latões, porém ainda possui um elevado nível de 
resistência a corrosão. Alguns outros exemplos de ligas não ferrosas são 
as ligas de alumínio, que são caracterizadas por uma densidade 
relativamente baixa, condutividade eléctrica e térmica elevada, e uma 
resistência à corrosão em alguns ambientes comuns, com a atmosfera 
ambiente. Liga de magnésio é caracterizada pela baixa densidade do 
magnésio que é a mais baixa dentre todos os metais estruturais; dessa 
forma suas ligas são usadas onde um peso leve é considerado 
importante, como por exemplo, em componentes de aeronave. 
22.2. Processos de obtenção das ligas metálicas 
As ligas metálicas podem ser obtidas por diversos processos: 
a) Processo de fusão: Fundem-se quantidades adequadas dos 
componentes da liga, a fim de que estes se misturem perfeitamente no 
estado líquido. A fusão é feita em cadinhos de ferro, de aço ou de 
grafite, em fornos de revérbero ou em fornos eléctricos. A massa 
fundida, homogénea, é resfriada lentamente em formas apropriadas. 
São tomadas precauções especiais para evitar a separação dos 
componentes da liga durante o resfriamento, para evitar a oxidação dos 
metais fundidos, para minimizar as perdas dos componentes voláteis, 
etc. Esse processo também pode ser efectuado na superfície de um 
corpo. Assim, mergulhando-se folhas de ferro em estanho fundido, 
forma-se na sua superfície uma liga de ferro e estanho. Obtém-se, assim, 
a folha-de-flandres, também chamada lata. 
b) Compressão: O processo consiste em submeterem-se misturas em 
proporções adequadas dos componentes a altíssimas pressões. Esse 
processo é de importância na preparação de ligas de alto ponto de fusão 
e àquelas cujos componentes são imiscíveis no estado líquido. 
c) Processo electrolítico: Consiste na electrólise de uma mistura 
apropriada de sais, com o fim de se efectuar deposição simultânea de 
dois ou mais metais sobre cátodos. 
d) Processo de Metalurgia Associada consiste na obtenção de uma liga 
constituída de dois ou mais metais, submetendo-se ao mesmo processo 
metalúrgico uma mistura dos seus minérios. 
e) Oxidação: A maioria dos metais tende a se oxidar quanto expostos ao 
ar, especialmente em ambientes húmidos. Entre os vários 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
128 
 
procedimentos empregados para evitar ou retardar a oxidação, os mais 
comuns são a aplicação de pinturas protectoras, a formação de ligas com 
outros elementos que reduzam ou eliminem tal propensão e a conexão a 
pólos eléctricos que impeçam a ocorrência do fenómeno. É interessante 
o caso do alumínio, que, em presença do oxigénio, forma uma delgada 
película de óxido que detém a oxidação. 
22.3. Alguns tipos de ligas metálicas 
a) Aço é a liga de ferro e carbono onde a percentagem deste último varia 
de 0,008% a 2,11%. Nos aços utilizados pela indústria geralmente essa 
percentagem fica entre 0,1 a 1,0%. Em certos aços especiais, o carbono 
pode chegar a 1,5%. São também constituintes normais do aço o silício 
(0,2%) e o manganês (1,5%). O enxofre e o fósforo são impurezas 
indesejáveis, e seus teores não devem ser maiores do que 0,05%. 
Quando se adicionam outras substâncias, para aperfeiçoamento das 
qualidades do aço, obtêm-se ligas denominadas aços especiais. Os 
principais aços especiais contêm um ou mais dos seguintes metais: 
níquel, vanádio, tungsténio, molibdénio, titânio, cobalto ou manganês. 
 Mais Ligas de Ferro: 
o Ferro-Fósforo. 
o Ferro-Silício. 
o Ferro-Manganês. 
o Ferro-Cromo. 
o Ferro-Molibdênio. 
o Ferro-Silício-Manganês. 
o Ferro-Silício-Magnésio. 
o Ferro-Titânio. 
o Ferro-Tungstênio. 
o Ferro-Vanádio. 
o Ferro-Níquel 
b) Bronze é o nome com o qual se denomina toda série de ligas 
metálicas que tem como base o cobre e o estanho e proporções 
variáveis doutros elementos como Zn, Al, Sb, Ni, P, Pb, entre outros com 
objectivo de obter características superiores a do cobre. O estanho tem 
a característica de aumentar a resistência mecânica e a dureza do cobre 
sem alterar a sua ductibilidade. 
O processo de fabricação consiste em misturar um mineral de cobre 
(calcopirita, malaquita ou ouro) com o estanho (cassiterita) em um alto-
forno alimentado com carbono (carvão vegetal ou coque). O anidrido 
carbónico reduz os minerais a metais, o cobre e estanho se fundem e se 
ligam a percentual de estanho de 2 a 11%. 
O bronze é uma liga de cobre e estanho. Em bronzes especiais podem 
entrar pequenas quantidades de zinco, alumínio ou prata. Utilizado, por 
exemplo, na fabricação de sinos, de armas, de moedas, de estátuas, etc. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
129 
 
Originalmente o termo bronze era empregado para ligas de cobre e 
estanho, este último como principal elemento. Na actualidade, bronze é 
nome genérico para ligas de cobre cujos principais elementos não são 
níquel nem zinco. Uma das principais propriedades é a elevada 
resistência ao desgaste por fricção, o que faz do bronze um material 
amplamente usado em mancais de deslizamento. 
Bronzes podem ser agrupados em famílias de acordo com o processo de 
produção e a composição. Alguns exemplos estão abaixo: 
 Trabalhados: 
o Bronzes de fósforo (Cu, Sn, P) 
o Bronzes de chumbo e fósforo (Cu, Sn, Pb, P). 
o Bronzes de alumínio (Cu, Al). 
o Bronzes de silício (Cu, Si). 
 Fundidos: 
o Bronzes de estanho (Cu, Sn). 
o Bronzes de estanho e chumbo (Cu, Sn, Pb). 
o Bronzes de estanho e níquel (Cu, Sn, Ni). 
o Bronzes de alumínio (Cu, Al). 
Composição (1) Estado δu (2) MPa – HB 
(3) 
Comentários 
 
Cu 2Sn <0,3P 
 
Trabalhado 
 
310 - 78 
Boa ductilidade, trabalhável a 
frio, resistente à corrosão. 
Parafusos, molas, tubos, 
rebites, contactos eléctricos. 
 
Cu 4Sn <0,4P 
 
Trabalhado 
 
380 – 92 
Boa ductilidade, trabalhável a 
frio, resistente à corrosão. 
Parafusos, molas, tubos, 
rebites, contactos eléctricos. 
Cu 6Sn <0,4P Trabalhado 450 – 118 Resistente à corrosão e ao 
desgaste. Membranas, peças 
para bombas, soldas, telas de 
peneiras, eléctrodos. 
 
Cu 8Sn <0,4P 
 
Trabalhado 
 
490 – 130 
Resistente à corrosão, boas 
características de 
deslizamento. Telas, molas, 
membranas, peças para 
serviços pesados 
Cu 10Sn <0,5Zn 
<1Pb<0,4P<1Ni 
Fundido 280 - 75 Resistente ao desgaste e à 
corrosão da água do mar. Boa 
tenacidade. 
c) Latão é uma liga metálica de Cu e Zn com percentagens entre 3 e 45%. 
Ocasionalmente se adicionam pequenasquantidades doutros elementos 
como Al, Sn, Pb ou As para potenciar algumas das características da liga. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
130 
 
d) Ferro fundido é uma liga de ferro em mistura eutética com elementos 
à base de carbono e silício. Forma uma liga metálica de ferro, carbono 
(entre 2,11 e 6,67%), silício (entre 1 e 3%), podendo conter outros 
elementos químicos. 
Os ferros fundidos dividem-se em três tipos principais: cinzento, branco, 
nodular e maleável. 
1. Ferro fundido cinzento devido as suas características como baixo 
custo (fabricado a partir de sucata); elevada usinabilidade, devida à 
presença de grafite livre em sua microestrutura, alta fluidez na fundição, 
permitindo a fundição de peças com paredes finas e complexas e 
facilidade de fabricação, já que não exige equipamento complexos para 
controlo de fusão e solidificação. Este tipo de material é utilizado em 
larga escala pela indústria de máquinas e equipamentos, indústria 
automobilística, ferroviária, naval e outras. 
2. Ferro fundido branco é utilizado em peças em que se necessite 
elevada resistência a abrasão. Este tipo de ferro fundido não possui 
grafite livre em sua microestrutura. Neste caso o carbono encontra-se 
combinado com o ferro, resultando em elevada dureza e elevada 
resistência a abrasão. Praticamente não pode ser usinado. A peça deve 
ser fundida directamente em suas formas finais ou muito próximo delas, 
a fim de que possa ser usinada por processos de abrasão com pouca 
remoção de material. É utilizado na fabricação de equipamentos para a 
moagem de minérios, pás de escavadeiras e outros componentes 
similares. 
3. Ferro fundido nodular é uma classe de ferro fundido, onde o carbono 
(grafite) permanece livre na matriz metálica, porém em forma 
esferoidal. Este formato da grafite faz com que ductilidade seja superior, 
conferindo ao material características que o aproximam do aço. A 
presença das esferas ou nódulos de grafite mantém as características de 
boa usinabilidade e razoável estabilidade dimensional. Seu custo é 
ligeiramente maior quando comparado ao ferro fundido cinzento, 
devido às estreitas faixas de composição químicas utilizadas para este 
material. O ferro fundido nodular é utilizado na indústria para a 
confecção de peças que necessitam de maior resistência a impacto em 
relação aos ferros fundidos cinzentos, além de maior resistência à 
tracção e resistência ao escoamento, característica que os ferros 
fundidos cinzentos comuns não possuem à temperatura ambiente. 
Propriedades mecânicas dos nodulares: boa resistência mecânica à 
atracção, boa ductilidade e resistência, boa resistência à compressão. 
4. Ferro fundido maleável: propriedades mecânicas dos maleáveis – 
baixa resistência mecânica à atracção, baixa ductilidade e resiliência, boa 
resistência à compressão. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
131 
 
5. Ferro fundido austemperado: propriedades mecânicas dos 
austemperados – alta tenacidade e resistência mecânica à atracção duas 
vezes superior ao nodular, e ductilidade igual aos nodulares. 
22.4 Importância das ligas metálicas na indústria 
Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não é 
empregada em estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas 
em relação ao material inicial, o que visa, entre outras coisas, a reduzir 
os custos de produção. As indústrias automobilísticas, aeronáuticas, 
navais, bélicas e de construção civil são as principais responsáveis pelo 
consumo de metal em grande escala. São também representativos os 
sectores de electrónica e comunicações, cujo consumo de metal, apesar 
de quantitativamente inferior, tem importância capital para a economia 
contemporânea. Ligas metálicas são materiais de propriedade 
semelhantes às dos metais e que contêm pelo menos um metal em sua 
composição. Há ligas formadas somente de metais e outras formadas de 
metais e semi-metais (boro, silício, arsénio, antimónio) e de metais e 
não-metais (carbono, fósforo). É interessante constatar que as ligas 
possuem propriedades diferentes dos elementos que as originam. 
Algumas propriedades são tais como diminuição ou aumento do ponto 
de fusão, aumento da dureza, aumento da resistência mecânica. 
 
 
Sumário 
As ligas metálicas constitui um grupo de compostos cuja importância na 
indústria é vital para o seu funcionamento e desenvolvimento devido a sua 
dureza e resistência mecânica, o que faz com que seja aplicado na indústria de 
automóvel, aeronáutica, naval, bélica e na construção civil. 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Encontre os exemplos concretos da aplicação das ligas 
metálicas. 
2. Explique a obtenção dum aço na indústria. 
3. Diferencie o ferro fundido cinzento do branco. 
4. Qual é a diferença dum bronze dum aço? 
5. Qual é a diferença do bronze de estanho do bronze de 
alumínio? 
6. Explique a importância da liga metálica na construção 
civil? 
7. Quais so ligas de ferro e carbono que se chamam aços 
e quais se chamam ferros-fundidos? 
8. Enumerar so métodos que conhece de transformação 
do ferro fundido em aço. Quais são os processos químicos 
que decorrem? 
9. Que influência tem o contacto do ferro com outros 
metais sobre a sua corrosão? Que metal se corroerá na 
superfície defeituosa de ferro niquelado e zincado 
(galvanizado). 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
132 
 
Unidade 23 
 
Tema: LIGAÇÃO QUÍMICA 
Introdução 
Entende-se a ligação química como força atractiva entre os átomos, 
mantendo-os unidos entre si e em todos os seus estados combinados. 
A tracção entre dois átomos altera as suas estruturas electrónicas, 
tornando energética e quimicamente mais estáveis. 
Nesta unidade didáctica pretende-se abordar vários tipos de ligações 
químicas para compreender as ligações químicas dos compostos deste 
I grupo A ao VIII grupo A, incluindo os compostos dos elementos 
transitivos. 
Portanto, está convidado a discusao desta unidade sobre a ligação 
química. Ao completar está unidade deve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 
 Explicar a regra de Octeto; 
 Analisar os diferentes tipos de ligações químicas nos compostos; 
 Dar exemplos para cada tipo de ligação química. 
 Abordar a força de Van-der-waals, interacção dípolo –dípolo e 
pontes de hidrogénio. 
23.1. Regra de Octeto 
Em 1916, William Kossel e Gilbert Newton Lewis propuseram uma 
teoria para explicar a ligação entre átomos, que ficou conhecida como 
modelo de Octeto ou regra de Octeto. Segundo a teoria, “um átomo 
estará estável quando a sua última camada possuir 8 electrões 
(ns2np6). Os átomos não estáveis se unem uns aos outros a fim de 
adquirirem essa estabilidade electrónica”. 
No estudo das ligações químicas é necessário que conheça a valência, 
electrovalência dos átomos e a estrutura de Lewis. 
Nas estruturas de Lewis, a ligação covalente resulta do 
compartilhamento de um par de electrões entre dois átomos. Esse 
compartilhamento é uma característica particular das ligações 
encontradas na maioria das moléculas orgânicas. Para muitos 
compostos inorgânicos, Lewis propôs que o compartilhamento seria 
tão desigual que os electrões seriam transferidos de um átomo para 
outro, levando a formação de iões. Uma valência sem sinal era 
consistente com electrões igualmente compartilhados, enquanto o 
compartilhamento desigual seria extremo quando se tratasse de 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
133 
 
ligações entre elementos metálicos e não-metálicos, com valência 
positiva e negativa. 
A teoria de Lewis é chamada frequentementede teoria do Octeto, por 
causa do agrupamento cúbico de oito electrões. Na tabela abaixo 
mostra uma parte da tabela periódica para os primeiros vinte 
elementos. Os números positivos ou negativos referem-se às valências 
electropositivas ou electronegativas, respectivamente. A valência 
adequada para ligações em moléculas orgânicas corresponderia ao 
menor valor, sem sinal, tal que a sequência da esquerda para a direita 
deveria ser lida 1, 2, 3, 4, 3, 2, 1 e 0. Os dois primeiros elementos, H e 
He, constituíam excepções na teoria de Octeto e era tratados como 
casos especiais. A hipótese central de Lewis era que o número to9tal 
de electrões para cada elemento corresponderia ao seu número 
atómico (Z). Na tabela abaixo, o número atómico de cada elemento é 
mostrado como índice inferior a esquerda do símbolo. 
Os gases nobres são Hélio com dois electrões de valência e Néon e 
Árgon com oito electrões de valência. Eles apresentam estruturas 
electrónicas com estabilidade extra, sem poder de combinação, 
consistente com uma valência nula. 
 Valência dos primeiros vintes elementos. 
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8 
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 
1H 2He 
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 
19K 20Ca 
23.2 Tipos de ligações químicas 
Ligações 
Intermoleculares: Intramoleculares: 
- Força de Van der waals. Ex: H2, I2, CO2 - Covalente apolar. Ex: I2, Br2, F2, Cl2, 
N2. 
- Interacção dípolo-dípolo. Ex: Cl, HF, 
CO, 
- Covalente polar. Ex: HCl, HF, HBr, 
HI,… 
- Pontes de hidrogénio. Ex: NH3, H2O, 
R-OH, R-COOH, R-NH2 
- Covalente coordenada ou dativa. Ex: 
NH4+ 
- - Rede metálica (metais) 
- - Rede iónica (sais, bases, óxidos 
metálicos) 
 
23.2.1 Ligações Intermoleculares 
 
a) Força de Van der waals 
São forças de atracção entre as moléculas e são de natureza 
gravitacional. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
134 
 
→ Qualquer corpo que tem massa está sujeito a esta força (Fg). Ela é 
maior para moléculas grandes. 
→ Estas ligações, geralmente são as mais fracas de todas as ligações. 
Este tipo de ligação ocorre entre moléculas polares, no estado sólido 
ou líquido, que se ligam por atracções dos seus pólos contrários 
(positivo e negativo). Ex: HI liquefeito. 
Obs: As moléculas apolares, como H2, O2, etc, também se ligam por 
forças de Van-der-Waals, que surgem quando estas moléculas estão 
muito próximas entre si. 
 
b) Interacção dípolo-dípolo 
 
Sabe-se que muitas moléculas são polares, em resultado de diferença 
de electronegatividade entre os seus átomos. Nestes casos, a 
distribuição de cargas na molécula é assimétrica, apresentando uma 
zona com carga parcial positiva e uma outra com carga negativa. A 
molécula constitui, por isso um dípolo. Ex: HF, HI, HCl, SO2. 
 
c) Pontes de Hidrogénio 
 
Quando o hidrogénio se encontra ligado a átomos fortemente 
electronegativos, tais como F, O, N, ele fica suficientemente positivo 
de modo que possa atrair pares de electrões. São ligações 
intermoleculares que ocorrem também entre moléculas polares. As 
ligações H-F, H-O e H-N são fortemente polares, devido ao facto de o 
hidrogenio ser pouco electronegativo, enquanto F, O e N são átomos 
muito electronegativos. 
As pontes de hidrogenio são ligações mais fortes que as forças de Van-
der-Waals. 
Todos os compostos que possuem os grupos polares (-NH, -OH, e HF) 
formam pontes de hidrogénio, são solúveis em água e possuem 
pontos de fusão e de ebulição relativamente altos. 
 
CH3-CH2-OH Tem pontes de hidrogenio 78°C 
CH3-O-CH3 Tem forças de Van-der-Waals 36°C 
23.2.2 Ligações Intramoleculares 
Ligação covalente 
Este tipo de ligação ocorre entre átomos de ametais e nela há partilha 
de electrões. Uma ligação química covalente é formada por um par de 
electrões com spins de sentidos opostos que pertence a ambos os 
átomos. As combinações de tais ligações dielectrónicas e bicêntricas 
que reflectem a estrutura electrónica duma molécula obtiveram o 
nome de esquemas de valência. Uma ligacão covalente é tanto mais 
estável, quanto maior for o grau de sobreposição das nuvens 
electrónicas que interactuam. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
135 
 
O número depares electrónicos comuns que ligam átomo dum dado 
elemento com outros átomos ou o número das ligações covalentes 
formadas por átomo, chama-se Covalência do elemento no respectivo 
composto. Assim, a covalência do nitrogénio nas moléculas do N2 e do 
NH3 é igual a três, a covalência do oxigénio nas moléculas H2O e CO2 é 
dois e a covalência do carbono nas moléculas de CH4 e de CO2 é 
quatro. 
a) Ligação covalente apolar (pura) 
Ocorre entre átomos iguais (átomos de mesmo elemento), átomos 
com mesma electronegatividade. O par electrónico é comum e 
distribui-se no espaço do modo simétrico em relação aos núcleos de 
ambos os átomos. Ex: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2. 
Apresentam baixos pontos de fusão e de ebulição e não conduzem a 
corrente eléctrica no estado líquido e sólido. 
b) Ligação covalente polar 
Ocorre entre ametais de átomos diferentes (elementos diferentes) 
com diferença de electronegatividade. A nuvem electrónica comum 
desloca-se para o lado dum dos átomos do modo que se forma uma 
assimetria na distribuição da carga. Ex: HCl, H2O, NH3, CH4, CO2. 
Para avaliar a capacidade do átomo dum dado elemento de atrair um 
par de electrões comum para si, usa-se uma grandeza chamada 
electronegatividade relativa. Quanto maior for a electronegatividade 
dum átomo, tanto mais fortemente este atrai o par de electrões 
comum. Ou por outra, na formação duma ligação covalente entre os 
dois átomos dos elementos diferentes, a nuvem electrónica comum 
desloca-se para o átomo mais electronegativo, em grau tanto maior, 
quanto maior for a diferença de electronegatividade dos átomos em 
interacção. 
Polaridade das moléculas. 
→ Se as ligações atómicas forem apolares, logo, a molécula é apolar. 
→ Se as ligações atómicas forem polares, não implica necessariamente 
que a molécula seja polar pois, depende neste caso da disposição dos 
átomos no espaço (geometria da molécula). Logo, se a ligação atómica 
for polar e molécula linear (formada por dois átomos), a molécula é 
polar. As moléculas formadas por dois átomos são sempre lineares. Ex: 
HCl e CO têm ligações polares e ambos são moléculas polares, pois 
momento dipolar e diferente de zero (μR ≠0) e CO2 é uma molécula 
apolar, mesmo tendo ligações polares, pois o centro das cargas 
positivas coincide com o centro das cargas negativas e assim se 
anulam, pois o momento dipolar é igual a zero (μR=0). 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
136 
 
A tensão do pólo criado pelo dipolo eléctrico é proporcional ao 
momento dipolar da molécula que é igual ao produto do valor 
absoluto da carga do electrão q (1,60.10-19C) pela distância l entre os 
centros da carga positiva e negativa no dipolo: μ = q.l 
O momento dipolar da molécula é uma medida quantitativa da sua 
polaridade. Os momentos dipolares das moléculas são habitualmente 
medidos em debyes (D). 1D = 3,33.10-30 C.m 
As substâncias com ligação covalente possuem rede molecular ou rede 
atómica, como é o caso da grafite e diamante. Sabe-se que a grafite 
conduz a corrente eléctrica devido a existência de electrões livres na 
sua estrutura, enquanto o diamante não conduz a corrente eléctrica, é 
dura, brilhante e possuidora duma estrutura tetraédrica. 
c) Ligação covalente coordenada ou dativa 
Na covalência comum o par covalente é constituído por electrões 
provenientes dos dois átomos que se ligam. Existem ligações por 
covalência em apenas um dos átomos cede o par covalente ao outro 
átomo completando-o. 
Na ligação coordenadaexiste um átomo receptor que recebe um par 
de electrões e um outro átomo, o dador ou coordenador, que cede o 
par de electrões. Ex: Na molécula de amoníaco, o átomo de Nitrogénio 
possui uma orbital totalmente preenchida com um par de electrões 
não compartilhados. Este par pode ser usado para formar uma ligação 
covalente dativa com o ião hidrogénio, que tem uma orbital de 
valência vazia: NH3 + H+ → NH4+. 
Habitualmente, o dador tem um ou mais pares de electrões não-
emparelhados na sua camada de valência. Deste modo, é de esperar 
que os electrões como N e O, formem ligações deste tipo com relativa 
facilidade. É importante ter presente que neste tipo de ligação não há 
transferência de electrões, pois se trata de uma ligação covalente. Ex: 
analise a formação de CO a partir de carbono e oxigénio e do N2O a 
partir do nitrogénio e oxigénio. 
Esta ligação covalente dativa existe nos chamados complexos ou 
compostos de coordenação que são um agregado mais ou menos 
estável formado por um metal ou ião metálico unido directamente a 
moléculas neutras ou a iões. Há um certo número de compostos 
complexos em que o átomo central se liga a um certo número doutros 
átomos ou grupos de átomos, constituindo estes os ligandos. Os 
ligandos podem dar origem à formação de cadeias fechadas a que se 
chamam quelatos. 
O principal papel dos iões metálicos está directamente implicando 
com as suas associações com moléculas, grandes e pequenas. As 
moléculas que se podem associar com os metais chamados também 
ligandos e as proteínas, ácidos nucleicos, aminoácidos e outros 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
137 
 
componentes são exemplos de ligandos que se podem ligar reversível 
ou irreversivelmente com os metais. 
A capacidade para um ião metálico formar complexos, tem a segunte 
ordem ca < Mg < Mn < Fe < Co < Cu < Zn. O papel desempenhado por 
estes iões metálicos sobre as reacções bioquímicas pode ir desde as 
suas propriedades electrolíticas até outras funções muito especificas. 
d) Ligação iónica ou electrovalência 
Este tipo de ligação forma-se em consequência da atracção 
electrostática mútua dos iões de carga contrária. Os iões podem ser 
simples compostos por um átomo (por exemplo, os catiões Na+, K+, 
Ca2+, Mg2+, os aniões F-, Cl-, Br-) ou compostos formados por dois ou 
mais átomos (catião NH4+, os aniões OH-, NO3-, SO42-). 
A formação de uma ligação deste tipo, entre dois átomos, dá-se 
geralmente, quando um deles tem baixo potencial de ionização e 
outro, elevada afinidade electrónica. 
Diferentemente da ligação covalente, a ligação iónica não possui 
orientação. A interacção entre os iões realiza-se de forma igual 
independentemente da direcção. A ligação iónica não se satura. Os 
compostos com ligação iónica apresentam pontos de fusão e de 
ebulição elevados, conduzem a corrente eléctrica somente no estado 
líquido e não sólido, e tem a tendência para formar catiões (metais) e 
aniões (ametais). Os compostos iónicos apresentam grande força de 
atracção entre os iões, a estrutura ‘e compacta, apresentando forma e 
volume constante, o que caracteriza o estado sólido. 
NB: Todo composto iónico é sólido, mas nem todo o sólido é iónico. 
Todo composto iónico tem estrutura cristalina e quebradiça. 
Exemplos de compostos com ligação iónica: NaCl, KI, CaO, Na2SO4, 
CaCO3, K2O, NaF, NaI, LiF, CaF2,Na2S,NaCN, KCN, BeF2, MgO. 
e) Ligação metálica 
Várias são as teorias electrónicas que tentam explicar a ligação 
metálica. Contudo, podemos considerar um metal como sendo massa 
de iões positivos empacotados uns sobre os outros, tal com pequenas 
esferas imersas num mar de electrões, isto é, deixam de pertencer a 
este ou aquele átomo em particular para fluir com uma certa 
liberdade pelos interstícios da rede. Embora essa liberdade esteja 
restringida a certas zonas de energia, eles podem mover-se de umas 
para outras, apenas em condições energéticas especiais. Esta estrutura 
é que é responsável pelas características especiais dos metais. 
As substâncias metálicas conduzem a electricidade no estado sólido 
quanto no estado líquido. Na sua maioria, elas apresentam altos 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
138 
 
pontos de fusão e de ebulição. São dúcteis, maleáveis, têm brilho 
metálico e possuem efeito foto-eléctrico. A rede metálica é cristalina, 
excepto a de mercúrio (Hg) que é líquida. 
Sumário 
Dentro da ligação química aborda-se a regra de octeto ( a Teoria de Lewis), os 
diferentes tipos de ligações químicas: intermolecular (Força de Van-der-waals, 
interacção dípolo-dípolo, pontes de hidrogénio) e intramolecular (Covalente 
apolar, covalente polar, covalente dativa, iónica e metálica). 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Dê o conceito da ligação química. 
2. Dê 6 exemplos de ligações químicas para cada tipo. 
3. Todos metais são sólidos, excepto o mercúrio. Explique 
a razãodesta excepção? 
4. Como se explica a estabilidade dos núcleos dos átomos 
na ligação metálica? 
5. Encontre 3 exemplos de substâncias que demonstra a 
estrutura de Lewis. 
6. Dê 3 exemplos de partículas com características 
diamagnéticas e 3 caracteristicas paramagnéticas. 
7. Qual é a natureza das forças de Van-der-waals. Qual é 
o tipo de interacção entre as partículas que conduz à 
passagem para um estado condensado na série Ne, N2, HI, 
Cl2, BF3, H2O? 
8. Descrever a estrutura electrónica das moléculas de CO 
e de CN do ponto de vista do método de LV e da OM. Qual 
destas moléculas possui uma ordem de ligação maior? 
9. Porque é que não podem existir moléculas estáveis de 
Be2 e Ne2? 
10. Quais das seguintes partículas são paramagneticas: 
a) N2. b) O2. c) NO2. d) CO. e)CN. 
10. O momento dipolar da molécula de HCN é igual a 2,9 
D. Calcular o comprimento do dipolo. 
11. O comprimento do dipolo da molécula de fluoreto de 
hidrogenio é igual a 4.10-11m. Calcular o seu momento 
dipolar em debyes e em C.m. 
12. Os momentos dipolares das moléculas de H2O e de H2S 
são iguais a 1,84 e 0,94D, respectivamente. Calcular o 
comprimento dos dipolos. Em qual destas moléculas a 
ligação é mais polar? Indicar a direcção dos momentos 
dipolares nestas moléculas. 
13. Qual é a natureza das forças de Van der Waals. Qual é 
o tipo de interacção entre as partículas que conduz à 
passagem para um estado condensado na série Ne, N2, HI, 
Cl2, BF3, H2O? 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
139 
 
Unidade 24 
 
Tema: PROPRIEDADES GERAIS DOS ELEMENTOS 
REPRESENTATIVOS 
 
Introdução 
As propriedades gerais dos elementos representativos da tabela 
periódica altera-se à medida que aumenta a sua carga nuclear e não 
ocorre interruptamente na mesma direcção mas tem um carácter 
periódico. 
 
Portanto, o prezado estudante é convidado a uma discussão sobre tema 
as propriedades gerais dos elementos representativos. 
 
Ao terminar esta unidade deve ser capaz de: 
 
Objectivos 
 Analisar o raio atómico, raio iónico,electronegatividade, energia 
de ionizaçao e afinidade electronica no grupo e no período. 
 Discutir as demais propriedades grais dos elementos 
representativos. 
 
As propriedades físicas dos elementos, como os raios atómicos e iónico, 
variam de um modo regular e periódico. Em suas propriedades químicas 
também são observadas variações similares. As propriedades químicas 
de particular importância são a energia de ionização, que mede a 
tendência de um átomo de um elemento perder um electrão, e a 
afinidade electrónica, que mede a tendência de um átomo receber um 
electrão. A energia de ionização e a afinidade electrónica constituem a 
base para o entendimento da formação da ligação química. 
 
Na análise das propriedadesgerais dos elementos representativos 
assenta nas configurações electrónicas dos elementos apresentam uma 
variação periódica à medida que aumenta o número atómico. 
Consequentemente, há também variações periódicas no 
comportamento físico e químico. E, constituem propriedades periódicas 
os seguintes: tamanho do átomo, electronegatividade, 
electropositividade, energia de ionização, afinidade electrónica, 
reactividade química, densidade, volume atómico e ponto de fusão. 
24.1. Raio atómico 
 
Algumas propriedades físicas, incluindo densidade, ponto de fusão e 
ponto de ebulição, estão relacionadas com o tamanho dos átomos; é 
difícil definir o tamanho do átomo. Contudo, definimos o tamanho do 
átomo em termos do raio atómico, que é metade da distância entre dois 
núcleos em dois átomos de metal adjacentes. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
140 
 
Os raios atómicos de vários elementos variam de acordo com as suas 
posições na tabela periódica em função do número atómico (Z). Ao 
estudar as tendências, lembre-se que o raio atómico é determinado em 
larga extensão pela força de atracção entre o núcleo e os electrões da 
camada mais externa. Quanto maior for a carga efectiva, maior é a força 
de atracção do núcleo sobre esses electrões e menor o raio atómico. 
Dentro de um grupo de elementos, vemos que o raio atómico aumenta 
com o aumento do número atómico e no período, o raio atómico 
diminui da esquerda para a direita. 
Quanto menor for o raio atómico, maior será a afinidade electrónica. 
24.2. Raio iónico 
 
Raio iónico é o raio de um catião ou anião. O raio iónico afecta as 
propriedades físicas e químicas de um composto iónico. Por exemplo, a 
estrutura tridimensional de um composto iónico depende das 
dimensões relativas dos seus catiões e aniões. 
Quando um átomo neutro se converte em um ião, esperamos uma 
mudança no tamanho. Se o átomo forma um anião, o seu tamanho (ou 
raio) aumenta, isso porque a carga nuclear mantém-se, mas a repulsão 
resultante dos electrões adicionais aumenta o domínio da nuvem 
electrónica. No entanto, a remoção de um ou mais electrões de um 
átomo reduz a repulsão electrão – electrão, mas a carga nuclear 
mantém-se, logo a nuvem electrónica diminui e o catião é menor que o 
átomo. Podemos notar que o raio atómico e iónico aumenta de cima 
para baixo em um grupo. Em suma, o raio iónico tem o mesmo 
comportamento que o raio atómico, porque o átomo e o ião se diferem 
no nº de electrões. 
24.3. Energia de ionização 
Energia de ionização é a energia mínima necessária (em KJ/mol) para 
remover um electrão de um átomo no estado gasoso e no seu estado 
fundamental. Quanto maior a energia de ionização, mais difícil é 
remover o electrão. 
Para um átomo de muitos electrões, a quantidade de energia necessária 
para remover o primeiro electrão de um átomo no seu estado 
fundamental: energia + X(g) → X+(g) + e-, é chamada de primeira energia 
de ionização (I1). 
Quando um electrão é removido de um átomo, a repulsão entre os 
electrões restantes diminui. Como a carga nuclear se mantém constante, 
é necessária mais energia para remover outro electrão do ião com carga 
positiva. Assim, as energias de ionização crescem sempre na ordem 
seguinte: I1 < I2 < I3 < … 
Para os metais foi provado que a ionização é mais fácil quando se desce 
na tabela, isto quer dizer que a energia de ionização diminui de cima 
para baixo (aumenta de baixo para cima) devido à diminuição da 
distância entre electrão periférico e o núcleo quando se soube na tabela. 
Num período ou grupo, a energia de ionização será tanto maior q1uanto 
menor for o raio atómico. 
UCM – CED Química Inorgânica Q0222 
141 
 
24.4. Afinidade electrónica 
Outra propriedade que tem uma grande influência no comportamento 
químico dos átomos é a sua capacidade de receber um ou mais 
electrões. Essa propriedade é chamada de afinidade electrónica, que é o 
negativo da variação de energia que ocorre quando um electrão é aceito 
por um átomo no estado gasoso para originar um anião: X(g) + e- → X-(g). 
O tamanho do anião é maior que o do átomo de origem. 
A afinidade electrónica na tabela periódica tem a mesma ordem de 
crescimento do potencial de ionização, mas não se aplica aos gases 
nobres. 
Obs: o carácter metálico dos elementos diminui da esquerda para a 
direita ao longo de um período e aumenta de cima para baixo dentro de 
um grupo. Com base nessas tendências e o conhecimento de que os 
metais, em geral. Têm energias de ionização baixas enquanto os não-
metais possuem, geralmente, afinidades electrónicas elevadas, podemos 
frequentemente prever o resultado de uma reacção que envolve alguns 
desses elementos. 
 
 
Sumário 
O raio atómico é uma medida do tamanho do átomo. A energia de ionização é a 
energia necessária para arrancar um electrão dum átomo no seu estado fundamental 
ou gasoso, enquanto que afinidade electrónica é a quantidade de energia libertada 
quando um átomo no seu estado fundamental ou gasoso, recebe um electrão e é 
expressa em electron volt (eV). 
 
 
 
 
 
 
 
Exercicios 
 
1. Dados os elementos A (Z=35), B (Z= 17), C (Z=20) e D 
(Z=31), qual a ordem crescente de electronegatidade? 
2. A electronegatividade é uma propriedade periódica? 
3. Qual é o grupo de elementos menos electronegativos? 
4. Os elementos químicos com números atómicos 4, 30, 
20 e 48, o que têm em comum? 
5. Entre os átomos de F (Z=9), Li (Z=3), He (Z=2), Ne 
(Z=10) e Cs (Z=55) os que apresentam, respectivamente, 
maior e menor enrgia de ionização são: 
a) Cs e He. 
b) Li e Cs. 
c) Ne e F. 
d) He e Cs. 
e) He e Ne. 
6. Porque razão o cobre tem um volume atómico inferior 
ao do potássio que se encontra no mesmo grupo e nesse 
mesmo período? 
 
 
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142 
 
INSTRUÇÕES PARA O ESTUDO DOS CONTEÚDO DO MOLDE 
 Módulo que lhe apresentamos contém conteúdos básicos da Química 
Inorgânica com vista a desenvolver determinadas competências 
específicas, mediante a resolução no fim de cada unidade de todos os 
exercícios como auto-avaliação da sua aprendizagem. 
 Sugerimos que faça um aprofundamento dos conteúdos apresentados 
no módulo, recorrendo a referência bibliográfica referida na página 
seguinte. 
 Esta obra está disponível na Biblioteca do CED, podendo ser consultada 
ou fotocopiada com autorização do CED da UCM, sob pena de responder 
juridicamente. 
 Sugerimos que resolva todos exercícios, ainda que não seja para 
entregar, podendo constituir matéria de avaliação para testes e exame. 
 
CRITÉRIOS DE AVALIAÇÃO DAS TAREFAS DO MANUAL. 
 Vocé deverá entregar todos exercícios indicados para serem corrigidos e 
a não entrega, implica nota zero. 
 A quantificação total dos exercícios correctos é de 20 valores. 
 Os exercícios que exigem maior reflexão e trabalho de campo por parte 
do estudante são os de maior cotação. 
 Deve ser evitado o plágio de respostas. 
 Procure ser mais criativo na apresentação das respostas, priorize o 
estabelecimento da relação entre a teoria e a prática, bem como a 
resolução de situações concretas. 
 A apresentação técnica e coerência textual deve ser algo a ter em conta. 
 O grau de cientificidade das respostas com recurso a termos de natureza 
científica e técnica deve constituir aspecto a considerar. 
 A apresentação de conclusões e recomendação de forma clara, concisa e 
objectiva deverá ser potenciada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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143 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. CHANG, Raymond;Química Geral - Conceitos Essenciais; 4ªEdição; São Paulo: 
Mc Graw Hill Interamericana do Brasil, 2006. 
2. COCHO, Estêvão Bento; Química, Caderno de Exercícios, 11ª e 12ªClasses, 
Diname, Maputo, Moçambique. 2005. 
3. CORREIA, A.A Dias; Bioquímica Animal; Fundação Calouste Gulbenkian, 
Lisboa, Portugal, 1977. 
4. COTTON, F.Alberto; Química Inorgânica; Livros Técnicos e Científicos, Editora 
S.A; Brasil, 1982. 
5. GLINKA, N; Química geral; Vol. 1 & Vol. 2, Editora Mir Moscovo, 1984. 
6. Glinka, N; Problemas e Exercícios de Química Geral, Editora Mir Moscovo, 
1987. 
7. JOAQUIM, Otelo Agostinho; Influência do Calcário – Aditivo na Qualidade do 
Cimento Portland; Trabalho de diploma para o grau de licenciatura em Ensino de 
Química; UP-Beira, Moçambique, 2004. 
8. MATEUS, Edegar e Sardella; Química, Vestibular, 2ª edição, São Paulo; Ática; 
1982. 
9. MONJANE, Cocho, Ramos e Matos; Química no Contexto, 11ªClasse, Editora 
Diname, Maputo, Moçambique, 2002. 
10. MYERS & Mahan; Química, Um curso universitário, tradução da 4ª edição 
americana, Editora Edgard Blűcher, São Paulo, Brasil, 1995. 
11. OHLWEILER, Otto Alcides; Química Inorgânica, Vol I & Vol II, São Paulo, 
Brasil, 1973. 
12. PAULING, Linus; Química Geral; Volume 1; São Paulo. 
13. SHREVE, R. Norris. Brink, Jr Joseph; Indústria de processos químicos; 4ª 
Edição; Editora Guanabara; Rio de Janeiro; Brasil, 1945. 
14. TEXEIRA, A. José; Compéndio de Química, Porto Editora, Lda; Potugal, 1967. 
15. http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga_met%C3%A1lica acessado no dia 
14/03/2011. 
16. http://www.tabela.oxigenio.com/gases_nobres/gases_nobres.htm acessado 
no dia 14/03/2011. 
17. http://www.infoescola.com/quimica/ligas-metalicas/ acessado no dia 
14/03/2011. 
18. http://www.infoescola.com/quimica/gases-nobres/ acessado no dia 
15/03/2011. 
19. http://www.infoescola.com/quimica/halogenios/ acessado no dia 
15/03/2011.