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Química para Engenharia
Book · September 2011
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Caio Firme
Universidade Federal do Rio Grande do Norte
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Química para
 Engenharia
Caio Lima Firme
Química para
 Engenharia
 
Natal, 2011
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
Reitor
José Ivonildo do Rêgo
Vice-Reitora
Ângela Maria Paiva Cruz
Diretor da EDUFRN
Herculano Ricardo Campos
Conselho Editoral
Cipriano Maia de Vasconcelos
(Presidente)
Ana Luiza Medeiros
Humberto Hermenegildo de Araújo
John Andrew Fossa
Herculano Ricardo Campos
Mônica Maria Fernandes Oliveira
Tânia Cristina Meira Garcia
Técia Maria de Oliveira Maranhão
Virgínia Maria Dantas de Araújo
Willian Eufrásio Nunes Pereira
Editor
Helton Rubiano de Macedo
Capa
Michele Holanda
Revisão
Editoração eletrônica
Pré-impressão
Jimmy Free
Supervisão editorial
Alva Medeiros da Costa
Supervisão gráfica
Francisco Guilherme de Santana
Divisão de Serviços Técnicos
Catalogação da Publicação na Fonte. UFRN / Biblioteca Central Zila Mamede
 Firme, Caio Lima.
Química para engenharia / Caio Lima Firme. – Natal, RN:
EDUFRN, 2011.
220 p.
ISBN 978-85-7273-718-0
1. Química. 2. Engenharia. 3. Química – Aplicações . I. Título.
CDD 540
RN/UF/BCZM 2011/12 CDU 54
Dedicatória
Dedico a minha esposa, Ludmila Martins de França Rêgo
Química para Engenharia 7
Apresentação
O livro é dividido em três partes: (1) química básica; (2) experimentos 
químicos; e (3) processos da indústria química. Na primeira parte, são 
abordados temas como evolução histórica do modelo atômico, o átomo, 
as ligações químicas, a tabela periódica, a classificação dos compostos 
químicos inorgânicos, as reações químicas inorgânicas, soluções, equilíbrio, 
cinética, termodinâmica, eletroquímica e corrosão. Na segunda parte, são 
mostrados alguns experimentos, principalmente voltados à eletroquímica 
e corrosão. Na terceira parte, há uma breve descrição de alguns processos 
industriais químicos. 
Muitos dos processos industriais abordados nesse livro estão 
relacionados aos conhecimentos da química básica, apresentados na 
primeira parte do livro. Dentre os processos industriais, podemos citar 
a indústria de cimentos, o tratamento da água industrial, a metalurgia, a 
indústria de eletrólitos e de gases industriais. Nesses processos, o leitor tem 
a oportunidade de encontrar aplicação para o conhecimento que obteve na 
primeira parte do livro. Por exemplo, o conhecimento acerca das reações 
inorgânicas entre óxidos é aplicado nos processos industriais de obtenção 
de cimento e de gases industriais. 
Alguns dos tópicos encontrados no livro podem ser direcionados 
para um ou mais de um curso de engenharia. Por exemplo, os tópicos 
‘polímeros’ e ‘metalurgia’, na terceira parte do livro, são importantes 
para a Engenharia de Materiais. Os tópicos ‘metalurgia’ e ‘indústria de 
eletrólitos’ são importantes para estudantes de Engenharia Metalúrgica e 
Engenharia Elétrica, respectivamente. Os tópicos ‘polímeros’ e ‘indústria 
de plásticos’ são importantes para estudantes de Engenharia Mecânica. 
Contudo, o tópico ‘corrosão’, abordado na primeira e segunda parte do 
livro, é um importante assunto para os alunos de várias engenharias: 
Engenharia Civil, Engenharia de Materiais, Engenharia Metalúrgica, 
entre outras. Além disso, os processos industriais apresentados no livro 
representam grande parte do parque industrial onde o futuro engenheiro 
irá trabalhar. A familiarização com esses processos industriais, em uma 
abordagem interdisciplinar com a Química Básica, representa importante 
contribuição para a formação do futuro engenheiro.
Química para Engenharia 9
Sumário
Parte 1 – Química Básica
1. Tabela periódica condensada 13
2. Modelos atômicos 14
3. Átomo 15
4. Mecânica Quântica: breve história e números quânticos 17
5. Origem dos elementos químicos e suas propriedades 27
6. Usos dos principais elementos 28
7. Estado físico dos elementos químicos 31
8. Raio atômico 32
9. Eletronegatividade de Pauling 33
10. Energia de ionização e primeira energia de ionização 35
11. Densidade 36
12. Estrutura cristalina dos elementos 37
13. Ligações químicas 41
14. Ligação iônica 42
15. Composto iônico-sólido 44
16. Ligação metálica e metais 46
17. Ligação covalente e compostos covalentes 47
18. Interações intermoleculares 54
19. Dissolução de composto sólido 56
20. Compostos químicos e ligações químicas 57
21. Funções inorgânicas 59
22. Funções químicas e fórmulas químicas dos elementos 
 representativos 71
23. Composições químicas dos compostos formados por 
 elementos representativos conforme a regra do octeto 72
24. Reações químicas inorgânicas 72
25. Reatividade dos elementos químicos, em suas funções 
 químicas inorgânicas 77
26. Ocorrência dos elementos na crosta terrestre 78
27. Soluções 82
28. Princípios de uma reação química: introdução à 
 termodinâmica e cinética de uma reação 89
10 Caio Lima Firme
29. Equilíbrio químico 93
30. Equilíbrio ácido-base 103
31. Reações redox 108
32. Eletroquímica 111
33. Corrosão 125
Parte2 – Experimentos Químicos
1. Preparo de soluções 135
2. Ligações iônicas e covalentes 136
3. Reações de oxirredução 139
4. Determinação da dureza da água 141
5. Cinética química 146
6. Eletroquímica 152
7. Pilhas galvânicas de corrosão e pilhas eletrolíticas 159
8. Corrosão 164
Parte 3 – Processos da Indústria Química
1. Tratamento de água doméstica 171
2. Tratamento de água industrial 175
3. Cimento 178
4. Metalurgia 184
5. Indústria de eletrolíticos 190
6. Gases industriais 194
7. Petróleo e seu refino 197
8. Polímeros 207
9. Indústria de plásticos 214
Parte 1
Química Básica
Química para Engenharia 13
1. Tabela periódica condensada
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
H
1,00
 2
He
4,0
3
Li
6,94
 4
Be
9,01
5
B
10,8
6
C
12
7
N
14
8
O
16
9
F
19
10
 Ne 
20,2
11
Na
22,9
12
Mg
24,3
13
Al
27,0
14
Si
28,1
15
 P
31,0
16
 S
32,1
17
Cl
35,5
18
 Ar
39,9
19
 K
39,1
20
Ca
40,1
21
Sc
44,9
22
Ti
47,8
23
V
50,9
24
Cr
52,0
25
Mn
54,9
26
Fe
55,8
27
Co
58,9
28
Ni
58,7
29
Cu
63,5
30
Zn
65,4
31
Ga
68,7
32
Ge
72,6
33
As
74,9
34
Se
78,9
35
Br
79,9
36
 Kr 
83,8
37
Rb
85,5
38
Sr
87,6
39
Y
88,9
40
Zr
91,2
41
Nb
92,9
 42
Mo
95,9
43
Tc
98,9
44
Ru
101
45
Rh
103
46
Pd
106
47
Ag
108
48
Cd
112
49
In
115
50
Sn
119
51
Sb
122
52
Te
128
53
 I
127
54
 Xe
 131
55
Cs
133
56
Ba
137
*71
Lu
175
72
Hf
178
73
Ta
181
74
W
184
75
Re
186
76
Os
190
77
Ir
192
78
Pt
195
79
Au
197
80
Hg
201
81
Tl
204
82
Pb
207
83
Bi
209
84
Po
209
85
At
210
86
 Rn
 222
87
Fr
223
88
Ra
226
#103
Lr
260
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Uun
111
Uuu
112
Uub
113
Uut
*57
La
139
58
Ce
140
59
Pr
141
60
Nd
144
61
Pm
147
62
Sm
150
63
Eu
152
64
Gd
157
65
Tb
159
66
Dy
162
67
Ho
165
68
Er
167
69
Tm
169
70
Yb
173
# 89
Ac
227
90
Th
232
91
Pa
231
92
U
238
93
Np
237
94
Pu
239
95
Am
241
96
Cm
244
97
Bk
248
98
Cf
251
99
Es
254
100
Fm
257
101
Md
258
102
No
259
Considerações: 
(1) O hidrogênio tem propriedades semelhantes aos alcalinos e aos 
halogênios.
(2) Os lantanídeos (La ao Yb) e os actinídeos (Ac ao No) 
ocupam posições entre os elementos Ba e Lu , e entre os elementos 
Ra e Lr, respectivamente.
(3) Elemento 104 - Rf (ruterfórdio) ou Ku (kucharcóvio).
(4) Elemento 105 - Ns (nielbório) ou Ha (hánio).
Química para Engenharia 1514 Caio Lima Firme
2. Modelos atômicos
Leucipo
(500 aC)
Matéria constituída do ‘ser’ (átomo) e do ‘não ser’ (vazio). O 
átomo é como se fosse um microuniverso.
Dalton
(1803)
Átomo é a parte indivisível da matéria. Matérias diferentes têm 
átomos diferentes. Os átomos diferentes têm propriedades di-
ferentes.
Experiência de 
Crookes (1850)
Tubos de descarga elétrica de alta voltagem de um gás com 
bomba de vácuo. Luz incandescente do gás sofre atração ou 
repulsão de um campo elétrico e magnético.
Thomson
(1890)
Átomo constituído de uma esfera carregada positivamente 
onde os elétrons estão imersos ao redor do núcleo em anéis.
Exper imento 
de Rutherford
Feixe de partículas alfa do polônio passa por uma fenda e atin-
ge uma placa de ouro. A maior parte do feixe passa direto e 
uma parte sofre deflexão.
Rutherford
(1920)
Átomo consistindo de pequeno núcleo rodeado por um gran-
de volume onde os elétrons estão distribuídos. O núcleo tem 
carga positiva por causa da partícula que ele chamou de pró-
ton. Esta partícula tem carga igual, em módulo, àquela do elé-
tron, mas tem massa muito maior que o mesmo. Os elétrons 
se movimentavam ao redor do núcleo aleatoriamente (sistema 
planetário).
Chadwick
(1932)
Desvendou o mistério da massa do núcleo ser superior que 
a quantidade de prótons existentes no núcleo. Ele descobriu 
uma partícula de massa próxima àquela do próton, mas eletri-
camente neutra (nêutron).
Absorção de 
chama e linhas 
espectrais
Já se sabia que a onda eletromagnética tinha uma energia espe-
cífica de acordo com seu comprimento de onda. Observou-se 
que certos átomos na chama emitiam cores específicas. Sabia-
-se também que cada átomo através da difração do feixe de 
elétrons produzia ao passar num prisma, linhas espectrais es-
pecíficas para cada átomo.
Bohr
(1913)
Bohr postulou que os elétrons tinham energias específicas e 
percorriam regiões específicas também. Ele propôs um mode-
lo planetário modificado no qual cada nível de energia quanti-
zado corresponde a uma órbita circular específica.
Heisenberg,
De Broglie, Schroe-
dinger (1926)
Mecânica Quântica
Heisenberg postula o princípio da incerteza, onde é im-
possível prever com exatidão a posição e energia exata de 
uma partícula. De Broglie relaciona a massa de uma par-
tícula a certo comprimento de onda, provando que o elé-
tron sofre difração ao passar em um cristal de fenda igual 
ao seu comprimento de onda. Schroedinger desenvolve 
as equações de onda que tratam o elétron como onda e 
descrevem a densidade de probabilidade de elétrons nos 
átomos.
3. Átomo
Um átomo divide-se em núcleo e eletrosfera. No núcleo se 
encontram os prótons e os nêutrons. Na eletrosfera se encontram os 
elétrons. Os prótons são partículas com carga positiva e os elétrons 
são partículas com carga negativa. Os nêutrons são partículas 
com carga neutra. Os prótons e nêutrons possuem, praticamente, 
a mesma massa e são responsáveis pela massa total do átomo. Os 
elétrons possuem massa desprezível em relação à massa dos prótons 
e nêutrons. O módulo da carga do próton é igual ao módulo da 
carga do elétron. Os prótons não se repelem no núcleo porque os 
nêutrons impedem o contato entre eles. Os elétrons não se repelem 
na eletrosfera porque eles ocupam posições distintas no espaço. A 
eletrosfera é uma região de baixa densidade e possui um volume 
muito maior que o do núcleo. A eletrosfera é responsável pelo 
volume total do átomo. O núcleo tem alta densidade e fica imerso 
dentro da eletrosfera.
m(nêutron)= m(próton) = 1786 m(elétron) ; |carga(próton)|= |carga (elétron)|| 
Elemento químico: representa o conjunto de átomos que tem o 
mesmo número atômico.
O número atômico é a identidade de um elemento. A massa 
atômica não representa por si só a identidade do átomo, pois a grande 
maioria das propriedades que diferem os elementos químicos está 
relacionada ao número de prótons (e, consequentemente, ao número 
de elétrons) do que ao número de nêutrons.
Química para Engenharia 1716 Caio Lima Firme
Um elemento pode ter vários átomos com massas atômicas 
diferentes. Estes átomos são ditos isótopos.
Isótopos são átomos de mesmo número atômico que pertencem 
ao mesmo elemento químico, mas possuem massa atômica diferente.
Z X
A 
X : elemento químico
z : número atômico
A : massa atômica
O elemento cloro tem dois isótopos:
35 Cl
 17 e 37Cl
 17
estes isótopos têm abundâncias específicas na natureza. Por 
exemplo, o cloro 35 tem abundância de 75% e o cloro 37 de 25%. Isto 
quer dizer que se pegarmos 100 litros de cloro, 75L correspondem 
ao cloro 35 e 25L correspondem ao cloro 37. A massa atômica do 
elemento cloro é a média ponderal das massas dos dois átomos. 
M = (35.75) + (37. 25) / 100 = 35,5 
Pelo fato de alguns elementos terem vários isótopos (cada um 
com uma massa diferente e uma abundância diferente), a magnitude 
da massa atômica dos elementos químicos não é um número inteiro.
Elemento cloro: 36,5 Cl
 17
O hidrogênio tem três isótopos importantes: 
1 H
 1 (hidrogênio), 1 D 
2 (deutério) e 1 T 
3 (trítio)
O carbono tem três isótopos importantes:
6 C
12 (99,8%), 6 C
 13 (0,1%) e 6 C
14 (0,1%)
Átomos isóbaros: são átomos de elementos diferentes com o 
mesmo número de massa.
Átomos isótonos: são átomos de elementos diferentes com o 
mesmo número de nêutrons.
Átomos isoeletrônicos: são átomos neutros e íons que tem o 
mesmo número de elétrons.
Íon: átomo ou conjunto de átomos que perdeu sua condição de 
neutralidade e que onúmero de prótons difere do número de elétrons.
Cátion: íon que possui maior quantidade de prótons do que de 
elétrons e é assim carregado positivamente.
Ânion: íon que possui maior quantidade de elétrons do que de 
prótons e é assim carregado negativamente.
Nota: todo elemento químico neutro tem número de prótons 
igual ao número de elétrons.
4. Mecânica Quântica: breve história e números 
quânticos
A Mecânica Quântica é a ciência que explica a natureza e as 
propriedades microscópicas (propriedades elétricas, magnéticas, 
eletrônicas, espectroscópicas etc.) da matéria. Ela surge a partir 
da teorização de uma série de experimentos físicos importantes. O 
primeiro deles foi o corpo negro. O corpo negro é um objeto que 
absorve toda radiação eletromagnética que incide nele quando este 
objeto está frio. Contudo, um corpo negro emite um espectro de luz 
dependente da temperatura. Planck deduziu a equação matemática 
para explicar o fenômeno do corpo negro e concluiu que havia 
energia quantizada, ou seja, a energia não variava de forma contínua 
e sim em determinados ‘pacotes’ de magnitudes específicas. A partir 
daí, ele chegou à importante constante h (chamada constante de 
Planck). O experimento do efeito fotoelétrico foi outro importante 
experimento em que Einstein obteve uma constante com o mesmo 
valor da constante de Planck em um experimento totalmente 
distinto, provando a existência da quantização da energia e dando 
origem à fórmula E=h.n, em que n representa a frequência de uma 
determinada onda eletromagnética. Outro experimento importante 
Química para Engenharia 1918 Caio Lima Firme
foi o experimento da dupla fenda, em que foi provada a natureza 
ondulatória do elétron cujo cálculo experimental do comprimento 
de onda (l) foi equivalente àquele obtido pela fórmula de De 
Broglie (l=h/p, em que p é o momento linear do fóton ou elétron). 
O experimento de Stern e Gerlach, em que um feixe átomos de 
prata ou sódio passa por dois magnetos de pólos opostos, mostrou 
que o elétron desemparelhado desses átomos possuía um momento 
magnético spin de valores -1/2h e +1/2h de acordo com o desvio do 
eixo de emissão do feixe de átomos. 
A equação de Schroedinger (HY=EY) resulta da combinação 
de uma propriedade de uma partícula (energia cinética e potencial 
de uma partícula) e de uma característica de uma onda (uma função 
de onda), seguindo o princípio da dualidade partícula-onda, em 
uma autoequação. Uma autoequação é aquela em que um operador 
(equação matermática) atua em uma função e gera um valor real 
associado àquela função. O operador Hamiltoniano, H, tem duas 
equações matemáticas ou operadores: operador da energia cinética 
e o operador da energia potencial.
No caso do átomo de hidrogênio, o Hamiltoniano e a 
autoequação envolvidas são:
( ) ( )
2 2
2 2(r) r r (r)
2 2r r r
H E V E H V
m m
 
Y = Y∴ − ∇ + Y = Y ∴ = − ∇ + 
 
 
onde o primeiro termo do Hamiltoniano é o operador da energia 
cinética e o segundo termo, V(r), é o operador da energia potencial.
A autoequação HY=EY é transformada em uma equação 
diferencial envolvendo certas condições de contorno. Procura-
se encontrar a melhor função de onda associada àquela equação 
diferencial e àquelas condições de contorno, e, a partir daí, chega-
se aos números quânticos (resultados da autoequação desenvolvida 
como equação diferencial). 
Os números quânticos relacionados aos átomos correspondem 
ao resultado da equação de Schroedinger aplicada ao átomo de 
hidrogênio. Os números quânticos e suas definições, geralmente 
apresentadas em livros introdutórios de Química, são:
 1 – n (número quântico principal): indica em qual camada está 
o elétron
2 – l (número quântico secundário): indica em qual subnível 
está o elétron
3 – ml (número quântico magnético): indica em qual orbital 
está o elétron
4 – s (spin): indica o momento angular spin do elétron.
Na verdade, existem cinco números quânticos para o átomo 
de hidrogênio e suas designações corretas são mostradas na tabela 
abaixo:
 
Número quântico Símbolo Valores permitidos Especificações
Principal n 1, 2,3.. Associado à energia do elétron
Momento angular or-
bital l 0, 1, 2,...
Magnitude, 
[l(l+1)]1/2ħ
Momento angular mag-
nético ml l, l-1,..., -l
Componente no eixo 
z de magnitude mlħ
Momento angular spin s ½ Magnitude, [s(s+1)]1/2ħ
Momento angular spin 
magnético ms ±½
Componente no eixo 
z de magnitude msħ
A seguir, será mostrada uma forma simplificada acerca dos 
números quânticos do átomo de hidrogênio, e que é usado, de forma 
aproximada, para todos outros átomos da tabela periódica:
A eletrosfera se divide em 7 camadas basicamente. São 
chamadas de camadas: K, L, M, N, O, P, Q. Cada camada tem um 
número específico de subníveis. Existem quatro tipos de subníveis: 
s, p, d e f. Cada subnível tem um número específico de orbitais. 
De forma simplificada, podemos entender que o orbital é o 
espaço geométrico descrito pelo movimento do elétron. Cada orbital 
tem uma geometria específica. Em cada orbital só podem existir no 
máximo dois elétrons, de acordo com o princípio de exclusão de 
Pauli.
Química para Engenharia 2120 Caio Lima Firme
O subnível s tem apenas um orbital. Este orbital tem geometria 
esférica. O subnível s só pode ter dois elétrons no máximo. O 
subnível p tem três orbitais com geometria semelhante (em forma 
de hastes), mas cada um ocupando um eixo do espaço diferente. O 
subnível p tem no máximo 6 elétrons, visto que tem três orbitais. 
O subnível d tem cinco orbitais, consequentemente, o subnível d 
pode ter no máximo 10 elétrons. O subnível f tem sete orbitais, e 
consequentemente, o subnível f pode ter no máximo 14 elétrons. 
 
Cada camada tem um número quântico específico
Camada K L M N O P Q
Número quântico (n) 1 2 3 4 5 6 7
Cada subnível tem um número quântico específico:
Subnível s p d f
Número quântico (l) 0 1 2 3
Os orbitais de cada subnível podem ser representados por um 
retângulo. 
Subnível s: 
Subnível p: 
Subnível d:
Subnível f:
Cada retângulo representa um determinado orbital ou número 
quântico magnético, ml, e, consequentemente, cada retângulo tem 
um número quântico específico.
Subnível s: 
 ml: 0
Subnível p: 
 ml: -1 0 1
Subnível d:
 ml: -2 -1 0 1 2
Subnível f:
 ml: -3 -2 -1 0 1 2 3
A cada camada é associado um determinado número de 
subníveis, como mostrado abaixo:
Camada Subnível Subnível Subnível Subnível
K s
L s p
M s p d
N s p d f
O s p d f
P s p d
Q s
O número de elétrons existentes em um subnível é representado 
por um número localizado acima e a direita da letra que representa 
aquele subnível. A camada que ocupa o subnível é representada por 
um número a esquerda da letra. Veja o quadro a seguir:
Química para Engenharia 2322 Caio Lima Firme
Camada Subnível Subnível Subnível Subnível
K 1s2
L 2s2 2p6
M 3s2 3p6 3d10
N 4s2 4p6 4d10 4f14
O 5s2 5p6 5d10 5f14
P 6s2 6p6 6d10
Q 7s2
Cada camada e subnível têm certa quantidade de energia 
específica. As camadas inferiores têm menor energia que as camadas 
superiores. Ordem crescente de energia dos subníveis é mostrado a 
abaixo e é conhecida como distribuição de Pauling:
1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s2 < 3p6 < 4s2 < 3d10 < 4p6 < 5s2 < 4d10 < 5p6 < 6s2
Em termos práticos, a distribuição de Pauling pode ser 
facilmente visualizada a partir do quadro anterior usando linhas 
diagonais que unem os subníveis de cima para baixo.
Camada Subnível Subnível Subnível Subnível
K 1s2
L 2s2 2p6
M 3s2 3p6 3d10
N 4s2 4p6 4d10 4f14
O 5s2 5p6 5d10 5f14
P 6s2 6p6 6d10
Q 7s2
O número quântico spin não surge naturalmente do 
desenvolvimento da Equação de Schroedinger para o átomo de 
hidrogênio. O spin do elétron foi observado no experimento de Stern 
e Gerlach. Na física clássica, podemos entender que o spin representa 
o sentido de rotação do elétron ao redor de seu próprio eixo. Na 
mecânica quântica, o spin nãoé associado a nenhum movimento. 
O spin é uma propriedade intrínseca do elétron. Classicamente, 
pode-se associar um determinado spin do elétron a um ‘sentido de 
sua rotação’. Contudo, na verdade, não é provado que o elétron tem 
rotação, apesar de possuir dois valores distintos de spin. A seguir é 
mostrada as duas representações em seta para o spin.
Uma forma simplificada de entender a consequência do 
Princípio de exclusão de Pauli é que cada elétron se difere de outro 
elétron, em um mesmo átomo, em pelo menos um dos números 
quânticos, ou seja, nenhum elétron, em um mesmo átomo, tem todos 
os números quânticos iguais.
É importante saber que o elétron de diferenciação é o elétron 
de maior energia do átomo, contudo, o último elétron de um átomo 
não é necessariamente o elétron de diferenciação.
Exemplo: Quais são os números quânticos do último elétron e 
do elétron de diferenciação do elemento ferro?
Ferro tem Z=26
1s2
2s2 2p6 
3s2 3p6 3d6
4s2 
O elétron mais afastado se encontra no subnível 4s e possui os 
seguintes números quânticos:
n = 4, l = 0, ml = 0, s = + ½ 
O elétron de diferenciação se encontra no subnível 3d.
Química para Engenharia 2524 Caio Lima Firme
De acordo com a regra de Hund, para o preenchimento dos 
elétrons em um determinado subnível, primeiramente, colocamos os 
elétrons com mesmo spin de forma a preencher pela metade todos os 
orbitais do mesmo subnível, a seguir, colocamos os elétrons de spin 
contrário em cada um dos orbitais semipreenchidos até preencher 
todos os orbitais do mesmo subnível. 
3d6 
Os números quânticos do elétron de diferenciação do átomo de ferro 
são:
n = 3, l = 2, ml = -2, s = + ½ 
Outra definição importante é a de elétrons de valência. Os 
elétrons de valência são os últimos elétrons de um átomo, e por isso, 
são facilmente desprendidos do mesmo para fazerem ligações.
Classificações dos elementos, subníveis de maior energia e 
massa ponderal
Obs.: n é o número do período (da tabela) em que está o elemento.
P
E
R
Í
O
D
O
Grupos (elementos do mesmo grupo têm características em comum)
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 A
L
C
A
L
I
N
O
ns1
A
L
C
A
L
I
N
O
T
E
R
R
O
S
O
ns2
Elementos representativos
ns2np1-3
C
A
L
C
O
G
Ê
N
I
O
ns2
np4
H
A
L
C
O
G
Ê
N
I
O
ns2
np5
G
A
S
N
O
B
R
E
ns2
np6
2
3
Elementos de transição
(n-1)d1-10ns2
4
5
6
7
Subníveis de maior energia
Série dos lantanídeos (n-2)f1-14(n-1)d10ns2
Série dos actinídeos (n-2)f1-14(n-1)d10ns2
Núméro atômico, Z: representa a identidade do elemento químico
Z
elemento
A
Massa atômica, A: média ponderal das massas atômicas dos 
isótopos de um determinado elemento
Nota: o período em que se encontra um elemento representa o 
número de camadas que este elemento possui. O grupo em que se 
encontra o elemento representa o subnível de maior energia dele.
Química para Engenharia 2726 Caio Lima Firme
Distribuição eletrônica geral da camada de valência: 
arranjo dos elementos químicos dentro da tabela e exceções 
ao diagrama de distribuição dos elétrons de Pauling
Nota: esta tabela mostra a distribuição eletrônica da camada de 
valência dos elementos. A diagramação da tabela periódica moderna 
e a compreensão da origem de muitas propriedades físicas e químicas 
deve-se a essa distribuição eletrônica na camada de valência.
Obs.: n é o número do período (da tabela) em que está o elemento e 
também representa o número de camadas que este elemento possui. 
Se, por exemplo, um elemento está no 4o período da tabela, ele 
possui 4 camadas. 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
n s1-2 n s2 p1-6 He
1s2
Li
2s1
Be
2s2
B
2s2p1
C
2s2p2
N
2s2p3
O
2s2p4
F
2s2p5
Ne 
2s2p6
Na
3s1
Mg
3s2
(n-1) d1-10/ n s1-2 Al
3s2p1
Si
3s2p2
 P
3s2p3
 S
3s2p4
Cl
3s2p5
 Ar
3s2p6
K
4s1
Ca
4s2
Sc
3d14s2
Ti
3d24s2
V
3d34s2
Cr
3d54s1
Mn
3d54s2
Fe
3d64s2
Co
3d74s2
Ni
3d84s2
Cu
3d104s1
Zn
3d104s2
Ga
4s2p1
Ge
4s2p2
As
4s2p3
Se
4s2p4
Br
4s2p5
Kr 
4s2p6
Rb
5s1
Sr
5s2
Y
4d15s2
Zr
4d25s2
Nb
4d45s1
Mo
4d55s1
Tc
4d65s1
Ru
4d75s1
Rh
4d85s1
Pd
4d105s0
Ag
4d105s1
Cd
4d105s2
In
5s2p1
Sn
5s2p2
Sb
5s2p3
Te
5s2p4
 I
5s2p5
 Xe
5s2p6
Cs
6s1
Ba
6s2
Lu
5d16s2
Hf
5d26s2
Ta
5d26s2
W
5d46s2
Re
5d56s2
Os
5d66s2
Ir
5d76s2
Pt
5d96s1
Au
5d106s1
Hg
5d106s2
Tl
6s2p1
Pb
6s2p2
Bi
6s2p3
Po
6s2p4
At
6s2p5
 Rn
6s2p6
Fr
7s1
Ra
7s2
 Observe que os elementos representativos seguem um 
padrão de distribuição eletrônica diferente dos elementos de 
transição. Nos elementos representativos, o preenchimento 
dos elétrons ocorre no último subnível e nos elementos de 
transição ocorre no penúltimo (ou antepenúltimo) subnível. 
Observe também que os elementos Cu, Ag e Au (metais nobres) 
removem um elétron do subnível s para ficar com o subnível d 
totalmente preenchido, estabilizando ainda mais estes átomos. 
5. Origem dos elementos químicos e suas propriedades
Nome; 
símbolo; 
ano de 
descoberta
Origem
Nome; 
símbolo; 
ano de des-
coberta
Origem
Ouro (Au)
Aurum (latim) de hari 
(sânscrito) = amarelo. Au-
rora é deusa do amanhecer.
Antimônio 
(Sb)
1450
Anthemonium (grego) 
originado de Stibium 
(latim) (Sb2S3) = mar-
ca. Nome dado porque 
este mineral faz mar-
cas na pele.
Cromo 
(Cr)
1797
Khroma (grego) = cor
Diferentes compostos de 
cromo têm cores diferentes.
Bromo (Br)
1826
Bromos (grego) = fe-
der. Nome dado por 
causa do cheiro ruim 
da substância.
Prata (Ag)
Argentum (latim) vem de 
argunas (sânscrito) = bri-
lhar.
Hidrogênio 
(H)
1766
Hydros (grego) = 
água, gen (grego) = 
produtor. Quando o 
hidrogênio queima 
produz água.
Enxofre (S)
Sulveri (sânscrito) = inimi-
go do cobre. Quanto mais 
enxofre menos metálico o 
metal (alquimia).
Oxigênio 
(O)
1774
Oksys (grego) = áci-
do. gen (grego) = pro-
dutor. Para Lavoisier, 
todos os ácidos conti-
nham oxigênio.
Estanho 
(Sn)
Stannum conectado a stag-
num (hindú-europeu) = 
gotejante devido à facilida-
de do estanho se derreter. Fósforo (P)
1669
Phos (grego) = brilho. 
Phero (grego) = ali-
mentador.
Descoberto por Hen-
nig Brand (1670) ao 
procurar pela ‘pedra-
-filosofal’. O fósforo 
branco emite luz no 
escuro.
Cloro (Cl)
1774
Kloros (grego) = verde-
-amarelo. Nome dado por 
causa da cor do gás.
Arsênico 
(As)
1250
Arsenikos (grego) = 
corajoso(alquimia). 
Materiais de cobre 
com arsênico ficavam 
mais duros e fortes.
Química para Engenharia 2928 Caio Lima Firme
Mercúrio 
(Hg)
Em homenagem ao deus 
romano dos mensageiros. 
Hydrargyrum de hydri-
-argyros (grego) significa 
água prateada.
Tântalo (Ta)
1802
Tantalus, filho de Jú-
piter, foi condenado a 
ficar até o pescoço na 
água, mas ela afunda-
va quando ele tentava 
bebê-la. Ta2O5 não se 
dissolve em água.
Potássio 
(K)
1807
O mineral é cinza. Quando 
as plantas são aquecidas 
um resíduo cinza aparece. 
O sólido era extraído com 
água e depois evaporado 
em um pote de ferro. O 
sólido era chamado potash 
(cinza do pote).Potássio é 
chamado Kalium em ale-
mão e o nome vem de ‘al-
-quali’ (árabe) = o cinza.
Tungstênio 
(W)
1783
Tung (sueco) =pesado, 
sten (sueco) = pedra. 
Nome usado para in-
dicar a alta densidade 
dele. W, wolfram, de 
wolf (alemão) = lobo, 
rahm (alemão) = sujo. 
Assim chamado por-
que era difícil obter es-
tanho sem tungstênio.
Bário (Ba)
1808
Barys (grego) = pesado. 
Bário era o metal na barita 
o qual é muito denso.
Hélio (He)
1868
Helios (grego) = sol. 
Deduzido do exame 
espectroscópico da co-
roa solar durante um 
eclipse em 1868.
6. Usos dos principais elementos 
Hidrogênio H
Combustível de foguete;
agente redutor.
Hélio He
enchimento de balões;
gás refrigerante.
Lítio Li
combustível para fogue-
te;
bateria para marca-
-passo.
Carbono C
grafite para lápis;
eletrodo;
diamante; 
constituinte do aço.
Nitrogênio N
líquido refrigerante;
preparação do amoníaco;
adubos;
combustível para foguetes.Oxigênio O
reagente da combustão;
constituinte dos óxi-
dos;
agente oxidante.
Sódio Na
Sal de cozinha;
soda cáustica;
vidro. 
Magnésio Mg
rodas de liga leve;
tijolo refratário;
fogos de sinalização.
Alumínio Al
utensílios domésticos;
folhas, tubos e cabos;
agente floculante. 
Enxofre S
Fogos de artifício, pólvo-
ra;
ácido sulfúrico;
vulcanização de borra-
cha;
conservantes.
Cloro Cl 
desinfetante;
branqueador;
plástico PVC.
Titânio Ti
constituinte de ligas;
catalisador;
pigmento para tinta.
Cromo Cr
proteção a superfícies 
metálicas;
fita de áudio e vídeo
ferramentas.
Ferro Fe
aço;
imãs;
catalisador.
Cobalto Co
constituinte do aço;
catalisador de gás de 
escape;
pigmentos.
Cobre Cu
arame; cabo elétrico;
medalhas; panelas;
caldeiras;
hélice para navio.
Zinco Zn
proteção para metais;
acumulador; calha;
peça para automóvel;
aditivo para borracha.
Nióbio Nb
ferramentas de corte;
tubulação;
eletrodo de solda elétri-
ca;
superimã.
Rutênio Ru
contato elétrico;
resistência elétrica.
Platina Pt
coroa de dente;
catalisador;
cunha para fundição.
Flúor F
aditivo para pasta den-
tal;
propelente para aeros-
sol;
gravação em vidro.
Prata Ag
espelho e vidro cortante;
bateria;
catalisador;
papel fotográfico.
Cádmio Cd
bateria recarregável;
porcas e parafusos;
fotômetro;
proteção anticorrosiva.
Lantânio La
pedra para isqueiro;
eletrodo de bateria;
lente de câmara foto-
gráfica.
Química para Engenharia 3130 Caio Lima Firme
Tungstênio W
eletrodo de solda;
fio de lâmpada e TV;
material para granada, 
bala;
ferramenta de perfuração.
Cálcio Ca
constituinte dos ossos;
adubo químico;
gesso; cimento; concreto;
carga para papel e tinta.
Neônio Ne
iluminação de letreiros;
tubo de TV, laser líqui-
do; refrigerante.
Iodo I
tintura de iodo;
lâmpada de iodo;
pigmento de tinta;
sal iodado;
Bactericida.
Mercúrio Hg
indicador do barômetro 
e termômetro;
lâmpadas;
amálgamas odontológicas.
Potássio K
adubo químico;
vidro e lente;
fósforo e pólvora.
Silício Si
chip eletrônico;
ferramentas;
vidro, cimento;
borracha de silicone.
Selênio Se
fotômetro;
lente da copiadora;
célula solar;
xampu anticaspa.
Bromo Br
purificador de água;
gás lacrimogênio;
papel fotográfico, filme; 
desinfetante.
Estrôncio Sr
fonte de radiação beta;
tinta fosforescente;
fogos de artifício;
fonte de luz.
Índio In
célula solar;
fotocélulas;
solda para vidro.
Estanho Sn
lata, moeda, solda;
tinta antiadesiva;
vidro fosco, esmaltado.
Chumbo Pb
acumulador;
solda;
secante para tinta;
proteção contra radiação.
Níquel Ni
moeda;
catalisador;
constituinte do aço;
bateria recarregável.
Fósforo P
fogos de artifício;
adubo químico;
cerâmica;
ATP e ADP.
7. Estado físico dos elementos químicos (T= 293oK)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
AM
H
gás
AM
He
gás
met
Li
sol
 met
Be
sol
AM
B
sol
AM
C
sol
AM
N
gás
AM
O
gás
AM
F
gás
AM
 Ne 
gás
met
Na
sol
met
Mg
sol
met
Al
sol
SMT
Si
sol
AM
 P
sol
AM
 S
sol
AM
Cl
gás
AM
 Ar
gás
met
 K
sol
met
Ca
sol
met
Sc
sol
met
Ti
sol
met
V
sol
met
Cr
sol
met
Mn
sol
met
Fe
sol
met
Co
sol
met
Ni
sol
met
Cu
sol
met
Zn
sol
met
Ga
sol
SMT
Ge
sol
SMT
As
sol
SMT
Se
sol
AM
Br
liq
AM
 Kr 
gás
met
Rb
sol
met
Sr
sol
met
Y
sol
met
Zr
sol
met
Nb
sol
 met
Mo
sol
art
Tc
met
Ru
sol
met
Rh
sol
met
Pd
sol
met
Ag
sol
met
Cd
sol
met
In
sol
met
Sn
sol
met
Sb
sol
SMT
Te
128
AM
 I
sól
AM
 Xe
gás
met
Cs
sol
met
Ba
sol
met
Lu
sol
met
Hf
sol
met
Ta
sol
met
W
sol
met
Re
sol
met
Os
sol
met
Ir
sol
met
Pt
sol
met
Au
sol
met
Hg
liq
met
Tl
sol
met
Pb
sol
met
Bi
sol
SMT
Po
sol
rad
At
sol
rad
 Rn
 gás
rad
Fr
sol
rad
Ra
sol
met
Lr
sol
met
Rf
art
Db
art
Sg
art
Bh
art
Hs
art
Mt
art
Uun
art
Uuu
art
Uub
art
Uut
 metais nobres
met
La
sol
met
Ce
sol
met
Pr
sol
met
Nd
sol
rad
Pm
sol
met
Sm
sol
met
Eu
sol
met
Gd
sol
met
Tb
sol
met
Dy
sol
met
Ho
sol
met
Er
sol
met
Tm
sol
met
Yb
sol
rad
Ac
sol
rad
Th
sol
rad
Pa
sol
rad
U
sol
art
Np
art
Pu
art
Am
art
Cm
art
Bk
art
Cf
art
Es
art
Fm
art
Md
art
No
met-metal; SMT-semimetal; AM-ametal; 
líq-líquido; sol-sólido; art-artificial; rad-radioativo
Características dos tipos de elementos:
1) Metal: conduz eletricidade e calor; tem brilho e maleabilidade.
2) Ametal: não conduz eletricidade nem calor.
3) Semimetal: são semicondutores elétricos e térmicos.
4) Elemento radioativo: tem núcleo instável que emite constantemente
radiações.
5) Elemento artificial: tem núcleo tão instável que não existe na 
natureza; deve ser sintetizado pelo homem.
Química para Engenharia 3332 Caio Lima Firme
8. Raio atômico (covalente), em Angstroms (10-10m)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
H
0,37
Li
1,23
Be
0,89
B
0,80
C
0,77
N
0,74
O
0,74
F
0,72
Na
1,57
Mg
1,36
Al
1,25
Si
1,17
 P
1,10
 S
1,04
Cl
0,99
K
2,03
Ca
1,74
Sc
1,44
Ti
1,32
V
1,22
Cr
1,17
Mn
1,17
Fe
1,17
Co
1,16
Ni
1,15
Cu
1,17
Zn
1,25
Ga
1,25
Ge
1,22
As
1,21
Se
1,14
Br
1,14
Rb
2,16
Sr
1,91
Y
1,62
Zr
1,45
Nb
1,34
Mo
1,29
Tc
-
Ru
1,24
Rh
1,25
Pd
1,28
Ag
1,34
Cd
1,41
In
1,50
Sn
1,40
Sb
1,41
Te
1,37
 I
1,33
Cs
2,35
Ba
1,98
Lu
1,69
Hf
1,44
Ta
1,34
W
1,30
Re
1,28
Os
1,26
Ir
1,26
Pt
1,29
Au
1,34
Hg
1,44
Tl
1,55
Pb
1,46
Bi
1,52
Po
-
At
-
O raio atômico representa o raio do átomo. O aumento do raio 
atômico ocorre nas seguintes situações:
1) Dentro de um mesmo grupo: de cima para baixo.
Como o período em que se encontra um elemento representa o 
número de camadas que ele possui, à medida que vamos de cima para 
baixo em um mesmo grupo, aumenta-se o número de camadas do 
átomo e também seu raio atômico. Este é um aumento pronunciado.
2) Dentro de um mesmo período: da direita para esquerda.
Quando vamos da esquerda para direita dentro de um período, 
aumenta-se o número de prótons e número de elétrons sem aumentar 
consideravelmente a distância entre núcleo e elétrons (mais externos), 
porque o número de camadas não é alterado. Valendo-se da fórmula 
da força elétrica, F = K Qq / d2 (sendo Q = carga total dos prótons, q 
= carga total dos elétrons e d = distância entre as cargas), à medida 
que vamos da esquerda para direita da tabela periódica, aumenta-
se Q e q sem aumentar d. Consequentemente, a força de atração 
aumenta ao ir da direita para a esquerda na tabela periódica, dentro 
do mesmo período, e ocorre uma contração do raio atômico. Então, 
quando vamos da direita para esquerda na tabela periódica, dentro de 
um mesmo período, ocorre uma ligeira diminuição do raio atômico.
|Q1| = |q1|<|Q2| = |q2|; d1 = d2; Fel(1)<Fel(2)
9. Eletronegatividade de Pauling
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
H
2,1
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
C
2,5
N
3,1
O
3,5
F
4,1
Na
1,0
Mg
1,2
Al
1,5
Si
1,7
 P
2,1
 S
2,4
Cl
2,8
K
0,9
Ca
1,0
Sc
1,2
Ti
1,3
V
1,5
Cr
1,6
Mn
1,6
Fe
1,6
Co
1,7
Ni
1,8
Cu
1,8
Zn
1,7
Ga
1,8
Ge
2,0
As
2,2
Se
2,5
Br
2,7
Rb
0,9
Sr
1,0
Y
1,1
Zr
1,2
Nb
1,2
Mo
1,3
Tc
1,4
Ru
1,4
Rh
1,4
Pd
1,4
Ag
1,5
Cd
1,5
In
1,5
Sn
1,7
Sb
1,8
Te
2,0
 I
2,2
Cs
0,9
Ba
1,0
Lu
1,1
Hf
1,2
Ta
1,3
W
1,4
Re
1,5
Os
1,5
Ir1,6
Pt
1,4
Au
1,4
Hg
1,4
Tl
1,4
Pb
1,5
Bi
1,7
Po
1,8
At
1,9
Química para Engenharia 3534 Caio Lima Firme
Eletronegatividade: é a capacidade que têm os elementos 
de receberem elétrons (de ficarem negativos), ou seja, de terem 
excesso de elétrons em relação ao número de prótons. Elementos 
pequenos (menor raio atômico) têm maior capacidade de receber 
elétrons (maior eletronegatividade) do que os elementos grandes 
(maior raio atômico). Consequentemente, os ametais são muito mais 
eletronegativos que os metais.
A eletronegatividade é inversamente proporcional ao raio 
atômico, pois quanto menor o raio atômico, maior a eletronegatividade
Raio atômico eletronegatividade 
A eletropositividade é a capacidade que têm os elementos de 
doarem elétron (de ficarem positivos), ou seja, de ficarem com falta 
de elétrons em relação ao número de prótons. Elementos grandes têm 
maior facilidade para doar elétrons do que os elementos pequenos. 
A eletropositividade é diretamente proporcional ao raio atômico, ou 
seja, quanto maior o raio atômico, maior é a eletropositividade.
Raio atômico eletropositividade 
10. Energia de ionização e primeira energia de ionização 
(kJ.mol-1)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
He
2372
Li
520
Be
899
B
801
C
1086
N
1043
O
1410
F
1681
Ne 
2080
Na
496
Mg
737
Al
577
Si
786
 P
1012
 S
999
Cl
1255
 Ar
1521
K
419
Ca
590
Sc
631
Ti
656
V
650
Cr
652
Mn
717
Fe
762
Co
758
Ni
736
Cu
745
Zn
906
Ga
579
Ge
760
As
947
Se
941
Br
1142
Kr 
1351
Rb
403
Sr
549
Y
616
Zr
674
Nb
664
Mo
685
Tc
703
Ru
711
Rh
720
Pd
804
Ag
731
Cd
876
In
558
Sn
708
Sb
834
Te
869
 I
1191
 Xe
1170
Cs
376
Ba
503
Lu
541
Hf
760
Ta
760
W
770
Re
759
Os
840
Ir
900
Pt
870
Au
889
Hg
1007
Tl
589
Pb
715
Bi
703
Po
813
At
912
 Rn
1037
Energia de ionização é a energia necessária para retirar um 
ou mais elétrons de um átomo no seu estado fundamental e gasoso. 
O primeiro potencial de ionização é a energia necessária para retirar 
o último elétron da camada mais externa ao qual ele pertence. O 
segundo potencial de ionização corresponde à retirada do penúltimo 
elétron da camada mais externa ao qual ele pertence. E por aí vai.
Química para Engenharia 3736 Caio Lima Firme
À medida que os elétrons vão sendo retirados, o íon vai 
assumindo cargas positivas maiores (+1, +2, +3 etc.), o que aumenta 
a atração do núcleo pelos elétrons remanescentes, causando uma 
retração do raio atômico e levando-se a uma maior dificuldade para 
a retirada do elétron remanescente mais externo. Com isso, faz-se 
necessário um dispêndio de maior quantidade de energia para se 
retirar esses elétrons do átomo.
A energia de ionização é inversamente proporcional ao raio 
atômico. Quanto maior o raio do átomo, menor a energia de ionização. 
Quanto menor o raio atômico maior a energia de ionização.
11. Densidade (g.cm-3)
d = m / v 
sendo m = massa e v = volume. 
A densidade é função da estrutura cristalina do átomo. Quanto 
mais organizada a estrutura cristalina, mais densa será a estrutura 
cristalina daquele elemento. Quanto maior forem as interações 
interatômicas na estrutura cristalina, mais densa será a estrutura 
cristalina do elemento também.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
Li
0,54
Be
1,85
B
2,35
C
2,65
N
-
O
-
F
-
Na
0,97
Mg
1,74
Al
2,70
Si
2,34
 P
1,82
 S
2,1
Cl
-
K
0,86
Ca
1,55
Sc
3,0
Ti
4,50
V
6,11
Cr
7,14
Mn
7,43
Fe
7,87
Co
8,90
Ni
8,91
Cu
8,95
Zn
7,14
Ga
5,90
Ge
5,32
As
5,77
Se
4,19
Br
3,19
Rb
1,53
Sr
2,63
Y
4,5
Zr
6,51
Nb
8,57
Mo
10,3
Tc
11,5
Ru
12,4
Rh
12,4
Pd
12,0
Ag
10,5
Cd
8,65
In
7,31
Sn
7,27
Sb
6,70
Te
6,25
 I
4,94
Cs
1,90
Ba
3,62
Lu
6,17
Hf
13,3
Ta
16,6
W
19,3
Re
21,0
Os
22,5
Ir
22,6
Pt
21,4
Au
19,3
Hg
13,5
Tl
11,8
Pb
11,3
Bi
9,81
Po
9,14
At
-
12. Estrutura cristalina dos elementos
Um cristal é um objeto sólido que possui um padrão básico 
de inúmeras repetições nas três dimensões do espaço. A fim de 
descrever a estrutura cristalina, é necessário conhecer apenas a 
unidade repetitiva mais simples dessa estrutura, conhecida como 
célula unitária, para descrever sua repetição no espaço. Abaixo, são 
mostradas as figuras representativas das células unitárias primárias.
Alguns átomos metálicos têm mais de uma célula unitária. 
Mesmo os halogênios flúor e cloro, quando sólidos, formam 
estruturas cristalinas organizadas. 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
Li
b
Be
h
B
-
C
d/gf
N
-
O
-
F
cm F2
Na
b
Mg
h
Al
cp
Si
d
 P
cov
 S
anéis
Cl
cm Cl2
K
b
Ca
c/ h
Sc
c / h
Ti
h / b
V
b
Cr
h / b
Mn
cp
Fe
c / b
Co
c / h
Ni
c / h
Cu
c
Zn
hd
Ga
cp
Ge
d
As
cov
Se
cprl
Br
cm Br2
Rb
b
Sr
c
Y
h
Zr
h / b
Nb
b
Mo
h / b
Tc
h
Ru
c / h
Rh
c
Pd
c
Ag
c
Cd
hd
In
cd
Sn
d/cp
Sb
cp
Te
cprl
 I
cm I2
Cs
b
Ba
b
La
c / h
Hf
h / b
Ta
b
W
b / cp
Re
h
Os
c / h
Ir
c
Pt
c
Au
c
Hg
cp
Tl
cp
Pb
cp
Bi
cd
Po
cp
At
-
b-cúbico de corpo centrado; c-cúbico; h-hexagonal; 
cp- estrutura complexa; d- diamante; gf- grafite; 
hd- hexagonal distorcida; cd- cúbica distorcida; 
cm- camada de; cov- covalente; cprl- cadeia paralela
Química para Engenharia 3938 Caio Lima Firme
Exercícios 
1) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas 
em suas camadas de valência:
 I) 3s2 3p3 II) 4s2 4p5 III) 3s2
Com base nestas informações, assinale a afirmação errada.
a) O elemento I é um não metal.
b) O elemento II é um halogênio.
c) O elemento III é um metal alcalino-terroso.
d) Os elementos I e III pertencem ao terceiro período da tabela 
periódica.
e) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela 
periódica.
2) Responda à questão seguinte com base na análise das afirmativas 
abaixo:
I) Em um mesmo período os elementos apresentam os 
mesmos números de níveis.
II) Os elementos do grupo 2A apresentam, na última camada, 
a configuração geral ns2.
III) Quando o subnível mais energético é do subnível s ou p o 
elemento é de transição.
IV) Em um mesmo grupo os elementos apresentam o mesmo 
número de camadas.
Conclui-se que, com relação à estrutura de classificação da tabela 
periódica dos elementos, estão corretas as afirmativas:
a) I e II. d) II e IV.
b) I e III. e) III e V.
c) II e III.
3) Um elemento que apresenta número atômico Z = 16 pertence:
a) Ao grupo IIA (metais alcalino-terrosos).
b) Ao grupo 0 (gases nobres).
c) Ao grupo VIA (calcogênios).
d) Ao grupo VIIA (halogênios).
e) Ao grupo IA (metais alcalinos).
4) Das alternativas indicadas abaixo, qual é constituído de elementos 
da tabela periódica com características químicas distintas?
a) He; Ne; Ar. d) F; Cl; Br.
b) Mg; Ca; Sr. e) Li; Na; K.
c) Li; Be; B.
5) As famílias de elementos químicos cujos átomos têm elevada 
energia de ionização são:
a) Halogênios e gases nobres.
b) Alcalinos e alcalino-terrosos.
c) Alcalinos e halogênios.
d) Alcalinos e gases nobres.
e) Alcalino-terrosos e elementos de transição.
6) Ao consultar a tabela periódica localizamos um elemento que 
pertence à família 7A e ao 3º período, com o número de massa igual a 
35. Podemos afirmar que o átomo desse elemento, no estado neutro, 
possui:
a) 7 prótons, 7 elétrons, 7 nêutros.
b) 11 prótons, 11elétrons, 11 nêutrons.
c) 17 prótons, 17 elétrons, 17 nêutrons.
d) 17 prótons, 17 elétrons, 18 neutrons.
e) 17 prótons, 18 elétrons, 17 nêutrons.
Química para Engenharia 4140 Caio Lima Firme
7) Qual dos átomos abaixo requer o menor fornecimento de energia 
para que perca um elétron?
a) Cs. d) F.
b) Ba. e) Br.
c) Ne.
8) Dois elementos, A e B, possuem como maiores subníveis 
energéticos 3p5 e 3p3, respectivamente. Com relação à 
eletronegatividade e ao raio atômico podemos afirmar que:
a) A é maior que B nas duas propriedades.
b) A tem maior eletronegatividade e menor raio atômico que B.
c) A e B têm a mesma eletronegatividade.
d) A tem menor eletronegatividade e menor raio atômico que B.
9) Para cada item, envolvao átomo que apresenta a maior 
eletronegatividade.
a) Na, Al 
b) C, O
c) F, Br
d) P Cl
10) Para cada item, envolva o átomo que apresenta a maior energia 
de ionização.
a) K, Br
b) Si, Ar
c) Ca, Mg
d) B, N
11) Correlacione a configuração eletrônica do átomo com a sua 
posição na tabela.
a) 1s2 2s1 ( ) gases nobres
b) 1s2 2s2 2p6 ( ) halogênios
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ( ) alcalinos
d) 1s2 2s2 2p5 ( ) calcogênios
12) Dê os números quânticos do elétron de diferenciação do Si 
(silício).
a) n=3, l=2, ml=0, s=+1/2
b) n=3, l=1, ml=0, s=+1/2
c) n=4, l=1,ml=0, s=+1/2
d) n=4, l=2, ml=0, s=+1/2
13. Ligações químicas 
Com exceção dos átomos do grupo dos gases nobres, todos 
outros átomos tendem ficar unidos com outro(s) átomo(s) do mesmo 
elemento químico ou de elementos químicos diferentes. Essa união 
entre os átomos ocorre por interações eletrostáticas atrativas entre 
prótons de um átomo e elétrons de outro átomo que formam uma 
determinada ligação química. As ligações químicas se dividem em 
ligações iônicas, metálicas e covalentes. Como dito antes, todas 
essas ligações são de natureza eletrostática, porém se diferem na 
distribuição dos elétrons de valência entre os átomos ligantes. No 
caso da ligação iônica, um ou mais elétrons de valência migra(m) 
de um átomo para outro átomo, formando cátions e ânions. No caso 
da ligação metálica, os elétrons de valência formam uma banda de 
condução em que os elétrons de valência transitam aleatoriamente 
entre todos os átomos do metal. E, no caso da ligação covalente, os 
elétrons, ou melhor, a densidade de carga eletrônica é compartilhada 
entre dois átomos ligantes. Essa densidade eletrônica localizada 
na região da ligação gera uma força estabilizante atrativa entre os 
átomos da ligação.
 A tendência do elétron migrar totalmente para outro átomo 
(ligação iônica), ou de ficar numa banda de condução (ligação 
metálica) ou de ficar na região da ligação entre dois átomos (ligação 
covalente) depende da natureza dos átomos ligantes, e esta depende 
Química para Engenharia 4342 Caio Lima Firme
principalmente da eletronegatividade ou eletropositividade desses 
átomos. 
Quando há união entre um átomo muito eletropositivo (metal 
dos grupos 1 ou 2) e um átomo muito eletronegativo (ametal dos grupos 
16 e 17), tende-se haver a transferência total de um ou mais elétrons 
do átomo mais eletropositivo para o átomo mais eletronegativo, 
formando a chamada ligação iônica. Quando há união entre átomos 
eletropositivos (metais, em geral), há tendência de se formar uma 
banda de condução em que os elétrons de valência passam a transitar 
entre todos os átomos metálicos aleatoriamente, formando a ligação 
metálica. Quando ocorre a união entre átomos eletronegativos 
(ametais), há uma transferência parcial de elétrons para a região da 
ligação entre os ametais, formando a ligação covalente. Vale à pena 
ressaltar que a natureza de todas essas ligações químicas é a mesma, 
ou seja, interação eletrostática e que os gases nobres são os elementos 
menos reativos da tabela periódica, pois eles têm o último subnível 
eletrônico (ns2 np6) totalmente preenchido. Isto confere uma ótima 
estabilidade a eles.
Também é importante enfatizar que a força de uma única 
ligação iônica é mais fraca do que a força de uma única ligação 
covalente (simples). Contudo, isso não pode ser confundido com 
o fato do ponto de fusão de um composto iônico (sal de cozinha, 
por exemplo) ser maior do que o ponto de fusão de um composto 
covalente (glicose, por exemplo). Isto ocorre porque no caso do 
NaCl sólido, há seis interações eletrostáticas entre cada átomo de 
Na+ com seis átomos de Cl- e seis interações eletrostáticas de um 
átomo de Cl- com seis átomos de Na+ para serem quebradas para cada 
conjunto de 12 átomos de NaCl. No caso da glicose, as interações 
a serem quebradas de modo a levar o sólido covalente se fundir são 
interações mais fracas entre cada molécula de glicose.
14. Ligação iônica 
A ligação iônica ocorre entre um átomo muito eletropositivo 
(grupos 1 e 2) e um átomo muito eletronegativo (grupos 16 e 17). 
Consequentemente, as ligações iônicas se formarão entre átomos 
com grande diferença de volume atômico (ou raio atômico). 
Mostre quais das ligações abaixo são ligações iônicas
a) C C b) H C c) H Cl d) Na O e) K H 
f) Cl Cl g) S O h) P H i) K I
Esquema da formação de uma ligação iônica antes, durante e 
depois de sua formação.
 
Química para Engenharia 4544 Caio Lima Firme
A carga positiva (+) representa a falta de um elétron, ou seja, 
há um próton a mais no elemento químico. A carga negativa (-) 
representa o excesso de um elétron, ou seja, há um elétron a mais no 
elemento químico. 
Regra do octeto: os elementos mais próximos aos gases 
nobres tendem a adquirir a configuração eletrônica do gás nobre 
(principalmente se a ligação for iônica), respeitando a regra do octeto 
(oito elétrons na camada de valência).
Então, os metais alcalinos e alcalinos terrosos, quando reagem 
com os calcogênios e halogênios, tendem a formar ligação iônica, 
ambos adquirindo a configuração do gás nobre mais próximo.
10 Ne - 1s
2 2s2 2p6
11Na – 1s
2 2s2 2p6 3s1
17Cl - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5
18Ar - 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6
Considerando as configurações eletrônicas acima, o Na deve 
doar um elétron para adquirir a configuração do Ne e o Cl deve 
receber um elétron para adquirir a configuração do Ar. Quando Na 
e Cl eles se unem, reagem espontaneamente e formam uma ligação 
iônica.
Na(s) + 1/2 Cl2 (g) NaCl (s)
11Na
+ - 1s2 2s2 2p6 = [ Ne ] 
17Cl
- - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [ Ar ]
15. Composto sólido iônico
O sólido iônico é um composto formado por ânions e cátions 
unidos numa rede cristalina (cristal). Nesta rede, um cátion está unido 
a vários ânions e um ânion está unido a vários cátions (formando uma 
rede cristalina) através de uma geometria organizada. Os átomos 
possuem cargas opostas (cátion e ânion) e se mantêm unidos por 
ligação eletrostática.
No caso do NaCl, temos uma rede cristalina em forma de cubo 
em que um Na+ está cercado por 6 Cl- e um Cl- está cercado por 6 
Na+. Isto confere ao sólido iônico alto ponto de fusão e ebulição.
Para cada composto sólido iônico existe uma rede cristalina 
com uma geometria específica e um número de coordenação 
específico.
Para o NaCl
Química para Engenharia 4746 Caio Lima Firme
Para o CsCl
Obs.: as linhas unindo os íons não representam as ligações iônicas, e 
sim a geometria do cristal sólido. 
16. Ligação metálica e metais
Ligação metálica é a ligação entre metais do mesmo elemento 
ou metais de elementos diferentes (ligas metálicas). Os metais 
formam sólidos de estrutura cristalina semelhante ao dos sólidos 
iônicos.
No caso das ligações metálicas, ocorre exclusiva formação 
de cargas positivas. Os átomos metálicos são elementos volumosos 
com um, dois ou mais elétrons de valência.
A ligação metálica é a interação entre os elétrons livres e 
deslocalizados da banda de condução do metal e cátions metálicos 
da estrutura cristalina. Esta banda de condução é que confere a 
capacidade dos metais de conduzirem calor e eletricidade. As 
interações eletrostáticas entre os elétrons da banda de condução e os 
cátions metálicos conferem a estabilidade ao metal. 
Exemplo de ligações metálicas:
 Na - Na
 Fe - Fe (ferro)
 Cu - Sn (bronze)
 Cu - Zn (latão)
Os metais alcalinos e alcalinos terrosos são moles e os metais 
de transição são mais duros e mais densos, pois têm também ligações 
covalentes entre os cátions.
A estrutura cristalina dos metais e a banda de condução é que 
conferem o brilho e refletividade aos metais.
17. Ligação covalente e compostos covalentes
A ligação covalente ocorre a partir de uma transferência parcial 
densidade de carga entre os átomos ligantesde modo a gerar uma 
densidade eletrônica entre estes átomos. É a interação eletrostática 
entre os elétrons compartilhados de valência na região da ligação 
e os prótons dos átomos ligantes que confere a estabilidade da 
ligação covalente. É importante enfatizar que elétrons se repelem 
eletrostaticamente e que a força magnética de spins contrários não 
compensa a repulsão eletrostática dos mesmos elétrons, pois a força 
magnética é muito menor que a força eletrostática. Portanto, a idéia 
de compartilhamento de elétrons não implica em uma interação 
atrativa entre os elétrons, e sim em uma interação atrativa entre 
prótons e elétrons compartilhados.
A ligação covalente ocorre entre dois ametais (elementos 
eletronegativos). Átomos que não têm muita facilidade para doar 
elétron(s) fazem ligação covalente. Neste caso, não ocorre uma 
efetiva transferência de elétron(s) como ocorre na ligação iônica. 
De acordo com o modelo de Lewis, uma ligação covalente 
sempre envolve dois elétrons. Estes dois elétrons da ligação covalente 
Química para Engenharia 4948 Caio Lima Firme
ocupam a região da ligação entre os núcleos dos dois átomos. Uma 
ligação covalente é representada por um segmento de reta entre os 
dois átomos ligantes.
C H
Então, um traço [ ____ ] indica uma ligação covalente em que 
há presença de dois elétrons de valência na região da ligação entre 
os dois átomos.
A ligação covalente homogênea é uma ligação covalente entre 
átomos do mesmo elemento químico.
 O O C C
Neste tipo de ligação, não há diferença de eletronegatividade 
entre os átomos da ligação covalente. Consequentemente, a densidade 
eletrônica é igualmente distribuída entre os átomos ligantes e, por 
isso, a ligação covalente homogênea é dita ser apolar, porque não 
gera momento dipolo na ligação. 
A ligação covalente heterogênea ocorre entre átomos de 
elementos químicos diferentes. Na ligação covalente heterogênea 
há uma diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos. 
Consequentemente, há uma desigual distribuição da densidade 
eletrônica entre os átomos ligantes, gerando um momento dipolo na 
ligação (a nuvem eletrônica é desigualmente distribuída).
Por causa da distribuição desigual da densidade eletrônica 
(ou nuvem eletrônica) na ligação covalente heterogênea, o átomo 
mais eletronegativo adquire uma carga parcialmente negativa (d-) 
e o átomo menos eletronegativo fica com uma carga parcialmente 
positiva (d+).
C O C H
d+ d- d- d+
O H P O
d- d+ d+ d-
S O S H 
 d+ d- d- d+
N O N C
d+ d- d- d+
Como no caso da ligação heterogênea há formação de uma 
carga parcial positiva e uma carga parcial negativa nos átomos 
ligantes, a ligação covalente heterogenia é dita ser uma ligação polar 
porque possui momento dipolo. 
Química para Engenharia 5150 Caio Lima Firme
Sendo conhecidas as cargas parciais nos átomos da ligação 
heterogênea, é possível calcular um momento dipolo (m). O momento 
dipolo é o produto da carga elétrica (q) e a distância (r). A unidade do 
momento dipolo é 1D = 10-18 esu.cm, em que “esu” significa unidade 
eletrostática. Por exemplo, a carga de um elétron ou próton é 4,8 
x10-10 esu. Em uma ligação que tem 0,2 de carga positiva e negativa 
nas terminações da ligação com uma separação de 1,54Å (1Å=10-
8cm), teria um dipolo associado de (0,2)(4,8 x10-10 esu)(1,54x10-8 
cm)=1,47x10-18 esu.cm = 1,47D.
Na ligação heterogênea, usa-se uma seta para indicar o 
elemento mais eletronegativo.
 
S O S H 
 d+ d- d- d+
 
N O N C
 d+ d- d- d+
No caso da ligação homogênea, não surge uma polaridade 
entre os átomos, e a ligação é chamada de apolar.
Resumindo:
- Ligação covalente polar: ocorre entre átomos de elementos 
diferentes.
- Ligação covalente apolar: ocorre entre átomos do mesmo 
elemento.
A ligação covalente simples ocorre apenas quando há uma 
ligação covalente entre os átomos envolvidos.
 S H
- Ligação covalente dupla ocorre quando há duas ligações 
covalentes entre os átomos envolvidos.
 
 C O
- Ligação covalente tripla ocorre quando há três ligações 
covalentes entre os átomos envolvidos.
 C C 
Características dos compostos covalentes
Nos compostos covalentes sólidos ou líquidos há dois tipos de 
ligação: as ligações interatômicas em uma mesma molécula (ligação 
covalentes) e as interações intermoleculares (interações de van der 
Waals e dipolo-dipolo) entre mais de uma molécula. Neste ponto, é 
importante entender que a análise em questão não se limita a somente 
uma molécula, mas a um conjunto de moléculas que interagem entre si 
por meio de ligações intermoleculares. As ligações intermoleculares 
são muito mais fracas que as ligações covalentes porque a sua força 
eletrostática é bem menor.
 Por causa da fraca interação intermolecular existente nas 
moléculas covalentes, os compostos covalentes têm baixos pontos 
de ebulição e fusão. É importante enfatizar também que ponto de 
ebulição e ponto de fusão são propriedades macroscópicas que 
dependem diretamente das interações intermoleculares entre um 
conjunto de várias moléculas, neste caso, moléculas covalentes. Não 
é possível analisar o ponto de fusão e ebulição de uma molécula sem 
levar em conta as interações intermoleculares. 
 As moléculas covalentes podem ser polares ou apolares. 
Moléculas polares são aquelas que apresentam um dipolo bem 
definido, ou seja, em uma parte da molécula concentra-se a carga 
positiva e na outra parte da molécula concentra-se a carga negativa. 
Uma molécula apolar não possui dipolo, ou seja, as cargas positiva 
e negativa não se concentram em pontos distintos e separados. A 
molécula da água (H2O) é polar enquanto a molécula do dióxido de 
carbono (CO2) é apolar. 
As moléculas covalentes são isolantes elétricos, ou seja, não 
conduzem eletricidade (ver primeiro experimento da parte 2). A 
maioria dos compostos covalentes são gases ou líquidos, contudo há 
vários compostos covalentes sólidos (e.g. vários produtos naturais).
Química para Engenharia 5352 Caio Lima Firme
Dentre os ametais, o carbono pode formar cadeias longas 
(inclusive polímeros) devido à alta energia de suas ligações e a 
estabilidade proporcionada pela geometria de suas cadeias. O silício, 
elemento abaixo do carbono, possui parcialmente esta característica 
de formar cadeias longas (polímero de silicone).
Polaridade dos compostos covalentes
Como visto anteriormente, as ligações covalentes heterogêneas 
apresentam polaridade, ou seja, apresentam cargas parciais entre 
os átomos da ligação. Contudo, uma molécula pode ter mais de 
uma ligação covalente polar, e a molécula ainda assim ser apolar, 
ou seja, não ter momento dipolo. O momento dipolo diferente de 
zero da molécula indica que a molécula tem duas regiões distintas 
e separadas, uma de carga positiva e outra de carga negativa. A 
polaridade de uma molécula é medida pela equação do ‘momento 
dipolo’ (m). A separação de cargas na molécula depende de dois 
fatores: da existência de ligações covalentes heterogêneas e de um 
arranjo espacial (geometria da molécula) que possibilite a separação 
nítida de duas regiões de carga. Consequentemente, toda molécula 
diatômica simples (ex.: Cl2) é apolar, pois tem apenas ligação 
covalente homogênea.
CCl4 (não forma dipolo = molécula apolar) 
 
NH3 (forma dipolo = molécula polar)
 PCl5 (não forma dipolo = molécula apolar)
 Obs.: o Cl é mais eletronegativo que o P 
SF6 (não forma dipolo = molécula apolar)
Obs.: o F é mais eletronegativo que o S
Química para Engenharia 5554 Caio Lima Firme
 Exercícios 
1) CO2 e SO3 são polares? explique.
2) H2O é polar? explique.
18. Interações intermoleculares
As moléculas dos compostos covalentes (líquidos e sólidos) 
são unidas entre si por interações intermoleculares conhecidascomo 
‘interação de van der Waals’. Existem dois tipos: (1) interação dipolo-
dipolo e (2) dispersão de London (ou dipolo-dipolo induzido). 
 Interação dipolo-dipolo
van der Waals 
 Dispersão de London 
A interação dipolo-dipolo é mais forte que a dispersão de 
London. As interações intermoleculares são responsáveis por 
algumas propriedades macroscópicas das moléculas covalentes 
como pontos de ebulição e de fusão e solubilidade das moléculas. 
Ou seja, pontos de ebulição e fusão não são propriedades de uma só 
molécula e sim de um conjunto de moléculas do mesmo composto 
covalente. Quando avaliamos essas propriedades, devemos levar em 
conta as interações intermoleculares em um conjunto de moléculas 
do mesmo composto covalente. 
1) Interação dipolo-dipolo
A interação dipolo-dipolo ocorre entre moléculas que possuem 
momento dipolo diferente de zero (moléculas polares). 
A interação dipolo-dipolo também é uma interação eletrostática 
entre a região de carga positiva de uma molécula com a região de 
carga negativa da molécula vizinha. Moléculas como H2O, HF e 
NH3 (polares) são representadas pela figura acima. Em um líquido 
de água, ácido fluorídrico e amônia existem inúmeras moléculas 
covalentes polares (dipolos). Cada dipolo interage com seus dipolos 
vizinhos através da atração entre cargas parciais opostas existentes 
nas moléculas vizinhas. 
Líquido de ácido fluorídrico (HF)
2) Dispersão de London
A dispersão de London ocorre entre moléculas covalentes 
apolares. As moléculas apolares formam dipolos momentâneos 
pela movimentação dos elétrons da ligação covalente ao redor da 
molécula. Estes dipolos momentâneos induzem a polarização de 
moléculas apolares vizinhas e assim têm-se dipolos induzidos. Os 
dipolos induzidos são atraídos pelas cargas opostas momentâneas 
dos dipolos vizinhos. Este tipo de interação só ocorre com moléculas 
apolares (CO2, CCl4, Br2 e N2)
Química para Engenharia 5756 Caio Lima Firme
Observações: 
1) As interações intermoleculares em compostos covalentes são mais 
fracas em relação às interações dos compostos iônicos e metálicos 
no retículo cristalino.
2) Os compostos covalentes têm pontos de fusão menores que 
aqueles dos compostos iônicos.
3) Os compostos covalentes (sólidos e líquidos) não conduzem calor 
e eletricidade.
19. Dissolução de composto sólido
 A dissolução é um processo termodinâmico que depende da 
interação entre as moléculas do soluto e do solvente. Quanto mais 
forte for essa interação, mais facilmente um soluto se dissolve em 
um solvente. A força da interação entre soluto e solvente depende, 
principalmente, da afinidade em termos de polaridade entre eles, ou 
seja, um sólido ou um líquido (soluto) dissolve-se em um solvente 
quando há certa afinidade por polaridade entre o soluto e o solvente. 
Assim, podemos dizer que um solvente muito polar só dissolve 
(completamente) um soluto muito polar; solvente de polaridade 
média só dissolve (completamente) um soluto de polaridade média; 
e solvente apolar só dissolve soluto apolar. 
A dissolução de um composto sólido iônico ou covalente por 
um determinado solvente consiste na capacidade do solvente de se 
inserir na estrutura do soluto iônico ou molecular de modo que certa 
quantidade de moléculas de solvente coordene cada íon ou molécula 
do soluto. 
No caso da dissolução de um composto iônico, quando ele é 
dissolvido por um solvente, ele forma íons dispersos na solução. 
No caso da dissolução de um composto covalente, ele mantém 
sua unidade molecular porque o solvente não quebra as ligações 
covalentes da molécula. O solvente quebra apenas as ligações 
intermoleculares. 
NaCl(s) + H2O Na
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Mecanismo de dissolução do NaCl sólido pela água.
20. Compostos químicos e ligações químicas
 Compostos iônicos
Óxidos iônicos Compostos covalentes entre si Óxidos covalentes
Hidretos iônicos Hidretos covalentes
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
Química para Engenharia 5958 Caio Lima Firme
Exercícios
1) Explicar porque o íon sódio (Na+) é muito estável que o átomo de 
sódio (Na0).
2) O cloreto de amônio (NH4Cl) possui:
a) 2 ligações iônicas e 3 covalentes. 
b) 1 ligação iônica e 4 covalentes. 
c) 1 ligação iônica e 1 covalente. 
d) 1 ligação iônica e 3 covalentes. 
3) Os átomos X e Y apresentam configurações eletrônicas 1s2 2s2 
2p6 3s1 e 1s2 2s2 2p5, respectivamente. Entre estes átomos forma-se 
um composto
a) Iônico, de fórmula XY2.
b) Molecular, de fórmula XY2.
c) Molecular, de fórmula XY4.
d) Iônico, de fórmula XY4.
e) Iônico, de fórmula XY.
4) O elemento “X”, do terceiro período, que tem maior afinidade 
eletrônica, combina-se com o elemento “Z”, do quarto período, 
que possui menor energia de ionização. A fórmula do composto 
resultante será
 
a) ZX. b) ZX2. c) Z3X.
d) ZX3. e) Z2X3.
5) No CO2, a polaridade da molécula e a polaridade das ligações são, 
respectivamente:
a) Apolar e polares.
b) Apolar e apolares.
c) Polar e apolares.
d) Polar e polares.
6) Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são, 
respectivamente:
a) Covalente apolar, covalente polar, iônica.
b) Iônica, covalente apolar, covalente polar.
c) Covalente polar, iônica, covalente apolar.
d) Covalente apolar, iônica, covalente polar.
e) Iônica, covalente polar, covalente apolar.
7) Diga que tipo de ligação ocorre entre os átomos das moléculas 
KF, Br2, CaCl2, SO2:
a) Iônica; iônica; covalente; covalente.
b) Covalente; iônica; covalente; iônica.
c) Covalente; covalente; iônica; iônica.
d) Iônica; covalente; iônica; covalente.
8) Qual das moléculas abaixo é polar?
a) H2
b) CO2
c) NH3
d) SO3
21. Funções inorgânicas 
As funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais, óxidos, 
hidretos. Os hidretos e óxidos são sempre compostos binários. 
Compostos binários são compostos constituídos de apenas dois 
elementos químicos.
Ácidos são compostos que diminuem o pH de uma solução 
aquosa, ou seja, aumentam a concentração de íons hidrônio (H3O
+). 
Bases: são compostos que aumentam o pH de uma solução aquosa, 
ou seja, diminuem a concentração de íons hidrônio. Sais são produtos 
da reação de uma base com um ácido. Óxidos são compostos 
binários cujo elemento pertinente a todos é o oxigênio. Hidretos são 
compostos binários cujo elemento pertinente a todos é o hidrogênio.
Química para Engenharia 6160 Caio Lima Firme
Função Fórmula geral
Ácidos (Bronsted) HX / HXO
Bases (Bronsted) XOH
Hidreto HX / XH
Óxido XO
Sal XY
Ácidos 
Classificação dos ácidos
I) Ácido de ARRHENIUS
É um ácido que contém hidrogênio e que produz íons H+ em 
uma solução aquosa.
Ex.: HCl, HF 
II) Ácido de BRONSTED - LOWRY
É um ácido que doa um próton (H+) para qualquer solvente. 
O ácido de Bronsted-Lowry é um ácido em qualquer solvente ou 
mesmo isoladamente. Cátions hidrogenados (NH4
+, HSO4
-, H2PO4
 -, 
H3O
+) são considerados ácidos porque tendem a doar prótons.
Ácidos fortes 
De forma simplificada, um ácido forte pode ser entendido 
como aquele que, dentro de qualquer conjunto de moléculas deste 
ácido, todas as moléculas, doam seus prótons (H+) para o solvente. 
Os ácidos inorgânicos fortes são: HBr, HCl, HI, HNO3, HClO4, 
H2SO4
HBr + H2O H3O
+ + Br -
HI + H2O H3O
+ + I -
HNO3 + H2O H3O
+ + NO3
- 
HClO4 + H2O H3O
+ + ClO4
--
Ácidos fracos
Em uma abordagem simples, um ácido fraco pode ser entendido 
como aquele que, dentro de um conjunto de moléculas daquele 
ácido, uma parte do conjunto destas moléculas doa prótons para o 
solvente e a outra parte do conjunto fica na sua forma molecular 
(não desprotonada). Por exemplo, considerando um conjunto de dez 
moléculas de um ácido fraco,suponhamos que apenas três doam 
prótons para o solvente e o resto não doa prótons. Esta situação 
é representada por uma reação em equilíbrio entre o ácido e o 
solvente (água, por exemplo). Nesta reação em equilíbrio (reação 
de dissociação do ácido no solvente), pode-se entender, de forma 
simplificada, que num conjunto com certa quantidade de moléculas 
de ácido (reagente), apenas parte deste conjunto vai para a forma 
desprotonada (produto). 
Veja o exemplo abaixo para o ácido acético (CH3COOH). 
O ácido acético é um ácido fraco. Quando o adicionamos à água, 
forma-se um equilíbrio entre reagentes e produtos. Este equilíbrio 
ocorre porque apenas parte das moléculas de CH3COOH doam o 
seu próton H+ para a molécula de água. Esta situação é representada 
pela equação química abaixo, em que as duas setas indicam uma 
reação (de dissociação do ácido acético na água) em equilíbrio. No 
equilíbrio, temos as espécies CH3COO
-, H3O
+, CH3COOH, H2O 
presentes na solução.
CH3COOH + H2O CH3COO
- + H3O
+
 
Tipos de ácidos
1) Hidrácidos: são ácidos sem oxigênio (HCl)
2) Oxiácidos: são ácidos com oxigênio (H2SO4)
Química para Engenharia 6362 Caio Lima Firme
Bases
Classificação das bases
I) Bases de ARRHENIUS
São substâncias que produzem o íon hidróxido (HO-) em 
solução aquosa.
Ex.: NaOH, Ca(OH)2
II) Bases de BRONSTED-LOWRY
Base é uma espécie que tende a receber um próton. Ânions 
(Cl-, SO4
-2, F-) são considerados bases, pois podem receber prótons.
Ex.: NH3, NH2CHCHNH2, RNH2, sendo R=-(CH2)nCH3, 
HSO4, CH3COO
-, etc.
Bases fortes
Em analogia ao conceito simplificado de ácidos fortes, uma 
base forte é um composto que, em qualquer conjunto de moléculas 
da base em questão, todas as moléculas doam completamente o íon 
hidróxido para o solvente ou todas as moléculas recebem o próton 
H+ do solvente. 
Importante: todas as bases fortes de Arrhenius são hidróxidos 
de natureza iônica (bases iônicas). São elas: NaOH, Ca(OH)2, KOH 
e Ba(OH)2.
 H2O
NaOH Na+(aq) + HO
-
(aq)
Bases fracas
Em analogia com a definição simlificada de ácidos fracos, 
uma base fraca é um composto que, a partir de qualquer conjunto 
de moléculas, apenas parte das moléculas da base em questão doa o 
hidróxido para o solvente ou recebe próton H+ do solvente. Então, 
a dissociação da base fraca em um solvente forma uma reação em 
equilíbrio, como mostrada no exemplo abaixo. 
Importante: todas as bases fracas de Arrhenius são hidróxidos de 
natureza covalente (bases covalentes).
 H2O
Al(OH)3 Al
+3
(aq) + 3HO
-
(aq)
 
Propriedades dos ácidos e bases 
A maior parte dos ácidos é solúvel em água e são substâncias 
covalentes. Afora as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos, 
todas as outras bases são insolúveis em água e são moléculas 
covalentes. 
Sais
Definição
São compostos que podem ser formados na reação de um ácido 
com uma base.
HCl + NaOH NaCl + H2O
2HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2H2O
Os sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um 
cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-. Os sais são 
formados pela ligação iônica de um cátion com um ânion. 
Ex.: NaHSO4, CaCl2, KI, AlF3
Propriedades
 Os sais têm diferentes solubilidades em água. Sua solubilidade 
varia de acordo com o pH da solução. Quase todos os sais são solúveis 
Química para Engenharia 6564 Caio Lima Firme
em água. As exceções são os sulfatos de metais alcalinos terrosos, 
sulfetos de metais alcalinos e alcalinos terrosos, e cloretos, brometos 
e iodetos de prata e chumbo.
Os sais sólidos têm diferentes tipos de cores.
PbCl2 branco Sb2S3 laranja
HgS preto Cr(OH)3 verde
Bi2S3 castanho MnS rosa
CuS amarelo BaCO3 branco
Classificação dos sais
a) Hidrogeno-sais
São sais derivados de reações incompletas entre ácidos 
polipróticos e bases, cujo hidrogênio do sal deriva destes ácidos 
(H2SO4, H3PO4). 
NaOH + H2SO4 NaHSO4 + H2O
NaHSO4 + NaOH Na2SO4 + H2O
NaOH + H3PO4 NaH2PO4 + H2O
b) Hidroxi-sais
São sais derivados de reações incompletas entre ácidos 
monopróticos e bases poli-hidróxidas (Ca(OH)2, Al(OH)3 ), cujo 
hidróxido do sal deriva destas bases.
Ca(OH)2 + HCl Ca(OH)Cl + H2O
Al(OH)3 + 2 HCl Al(OH)Cl2 + 2H2O
c) Sais duplos 
São sais derivados de um ácido com duas bases diferentes ou 
de uma base com dois ácidos diferentes.
I) duas bases mais um ácido
KOH + NaOH + H2SO4 KNaSO4 + 2 H2O
II) dois ácidos mais uma base
HBr + HCl + Ca(OH)2 CaBrCl + 2 H2O
Tipos de íons
I) Íons simples: são íons de apenas um elemento: Cl-, F-, Na+, 
O-2, Mg+2
II) Íons complexos: são ânions ou cátions derivados de ácidos 
ou bases, respectivamente. São íons contendo vários átomos unidos 
por ligações covalentes. 
Íons complexos mais comuns:
HIPOCLORITO ClO- BISSULFITO HSO3
-
PERMANGANATO MnO4
- NITRITO NO2
- 
HIPOIODITO IO- FOSFITO HPO3
-2 
HIPOBROMITO BrO- FOSFATO PO4
-3 
CLORATO ClO3
- HIPOFOSFITO H2PO2
-
CLORITO ClO- CIANETO CN- 
IODATO IO3
- NITRATO NO3
- 
BROMATO BrO3
- BICARBONATO HCO3
- 
PERCLORATO ClO4
- CARBONATO CO3
-2 
SULFATO SO4
-2 DICROMATO Cr2O7
-2
TIOSSULFATO S2O3
-2 CROMATO CrO4
-2 
BISSULFATO HSO4
- MANGANATO MnO4
-2 
SULFITO SO3
-2 AMÔNIO NH4
+ 
Química para Engenharia 6766 Caio Lima Firme
Óxidos 
São compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento 
pertinente a todos e o mais eletronegativo. Os óxidos constituem 
um grupo muito numeroso, visto que todos os elementos químicos 
formam óxidos. Existem óxidos gasosos e sólidos, sendo, a grande 
maioria, sólidos. Os óxidos gasosos são: SO2, CO2, NO2, CO, NO, 
SO3. Os óxidos sólidos são todos os outros: Fe2O3, MnO2, SiO2, CrO3, 
Al2O3, etc. Os óxidos sólidos formam retículos cristalinos parecidos 
com aqueles dos compostos iônicos e metais.
 
Nota: os óxidos desempenham importante papel em várias indústrias, 
como a indústria do cimento, de gases industriais e nas metalúrgicas. 
O conhecimento de suas propriedades e reações é determinante para 
a compreensão desses processos industriais.
Classificação
I) Óxidos básicos
São compostos de oxigênio e um metal. São compostos iônicos 
sólidos. Exemplos:
Na2O, CaO, FeO, Fe2O3, CuO, Cu2O3
• Os óxidos básicos reagem com a água formando base (veja 
os exemplos no tópico ‘indústria de cimentos’):
 Na2O + H2O 2NaOH
• Os óxidos básicos reagem com ácido formando sal e água 
 Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O
II) Óxidos ácidos
São compostos do oxigênio com ametal ou semimetal. São 
compostos covalentes de estado gasoso.
Os óxidos ácidos reagem com água produzindo ácido: 
 SO3 + H2O H2SO4
Os óxidos ácidos reagem com base produzindo sal e água (veja 
os exemplos no tópico ‘indústria de cimentos’): 
 SO3 + 2NaOH Na2SO4 + H2O
III) Óxidos anfóteros 
Os óxidos anfóteros vêm dos elementos anfóteros. Os óxidos 
anfóteros podem se comportar como oxido ácido ou como óxido 
básico. São eles:
Be, B, Al, Ga, Sn, Sb, Bi, Pb, Zn, Cd, Hg, As
(semimetais e metais de transição)
* Os óxidos anfóteros são moléculas covalentes no estado 
sólido e são insolúveis em água.
* Os óxidos anfóteros só reagem com ácidos ou bases fortes.
ZnO + 2 HCl ZnCl2 + H2O
2 NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O
Propriedades
Os minérios, na grande maioria, são óxidos ou sulfetos de um 
determinado elemento. A maioria dos minérios encontrados na crosta 
terrestre é constituída de óxidos. Existem também alguns minérios 
constituídos de sulfetos. Sulfetos são compostos binários em que o 
Química para Engenharia 6968 Caio Lima Firme
enxofre é o elemento pertinente a todos e o mais eletronegativo. A 
grande maioria dos metais utilizados pelo homem vem da redução de 
minerais (óxidos e sulfetos) com carvão (carbono). Exemplo:
 
 2Fe2O3 + 3C 4Fe + 3CO2
Nota: veja mais exemplos no tópico ‘metalurgia’ e